Ван-дер-ваальсов минимум

Коагуляционные структуры возникают за счет ван-дер-ваальсовых сил притяжения частиц и образуются в результате коагуляции их на расстояниях, отвечающих вторичному минимуму на потенциальной кривой, когда между частицами дисперсной фазы имеются прослойки среды. Наличие таких прослоек в местах контакта между частицами обусловливает относительно небольшую прочность и ярко выраженные пластические свойства структур. Для коагуляционных структур характерны такие специфические свойства, как тиксотропия и реопексия. Тиксотропия — способность структурированной системы восстанавливать во времени свои прочностные свойства после ее механического разрушения. Реопексия — явление, обратное тиксотропии — возникновение и упрочнение структуры в результате механического воздействия. [c.187]

Ионная связь в кристаллах. Энергия ионной кристаллической решетки. Для объяснения и предсказания свойств ионных кристаллов широко используется электростатическая теория ионной связи. Теория ионных кристаллов исходит из того, что в решетке действуют электростатические силы притяжения между разноименными ионами и отталкивания — между одноименными. Любой рассматриваемый ион в решетке непосредственно окружен противоионами, а одноименные ионы расположены за ними, и тз1Кое чередование сохраняется во всей решетке. Поэтому кулоновское притяжение разноименных ионов преобладает над кулоновским отталкиванием. Надо учесть также квантовомеханическое отталкивание заполненных электронных оболочек ионов. Однако вклад такого отталкивания невелик и практически компенсируется эффектом поляризации ионов и ван-дер-ваальсовым притяжением . В целом энергия притяжения преобладает над энергией отталкивания и кристаллическая структура оказывается устойчивой. Расстояния между ионами в решетке определяются равновесием сил притяжения и отталкивания. Максимально устойчивой, равновесной структуре кристаллической решетки отвечает минимум энергии. , [c.168]

При выводе всех этих выражений для энергии взаимодействия молекулы с поверхностью твердого тела принимается, что расстояние молекулы от поверхности значительно больше атомных размеров. Поэтому в этих теориях фактически учитываются только силы притяжения ван-дер-ваальсового типа силы отталкивания в них не учитываются. Кроме того, в этих теориях не учитывается атомная структура твердого тела твердое тело рассматривается как однородная непрерывная среда с математически плоской поверхностью. Однако, как отмечалось выше, адсорбция определяется главным образом потенциальной энергией Ф взаимодействия молекулы с поверхностью вблизи потенциального минимума. При таких расстояниях необходимо учесть атомное строение поверхности твердого тела и силы отталкивания. Поэтому указанные выше теории не могут быть использованы для определения потенциальной энергии Ф вблизи потенциального минимума. При выборе формы потенциала Ф и оценке его параметров вблизи потенциального минимума обычно используются результаты приближенных квантовомеханических теорий ван-дер-ваальсового взаимодействия двух молекул вблизи равновесного расстояния. [c.249]

Во второй области ( 0,212 < R < 0,795 нм ) с ван-дер-ваальсовым минимумом, положение которого определяется балансом сил отталкивания и притяжения, энергия ММВ определяется энергиями взаимодействий электростатических Eel, обменных Еех, обменно-поляризационных - индукционной Еех. ind и дисперсионной Егх. isp и переноса заряда Есы [c.62]

Прежде всего следует отметить, что кривые эти делятся на два типа 1) репульсивные линии, не отвечающие устойчивым равновесным состояниям, т. е. не имеющие в своем ходе потенциальных ям это не исключает небольших минимумов, зависящих уже не от типично химических сил, а от ван-дер-ваальсовых минимумов, лежащих на больших межъядерных расстояниях (даже до десятка ангстрем). [c.129]

Область II характеризуется, как правило, т. н. ван-дер-ваальсовым минимумом, глубина и положение к-рого опр деляются балансом сил отталкивания и притяжения. Минимум расположен при R == 0,2—0,4 нм, а глубина составляет 0,4—0,04 кДж/моль. По сравнению с хим. связями, длины к-рых составляют 0,1—0,15 нм, а энергии разрыва 200— 400 кДж/моль, это очень слабое взаимод., одвако оно приводит к образованию т. н ван-дер-ваальсовых димеров, до-норно-акцепторвых комплексов и определяет энергию сублимации мол. кристаллов. [c.318]

Отношение. ixV il экснонепциально спадает с расстоянием. Однако в области близких расстояний обменные силы вносят преобладающий вклад. Их учет также важен и в области ван-дер-ваальсова минимума. В табл. 1.8 приведено отношение обменных взаимодействий к электростатическим, вычисленное в первом порядке теории возмущений для димеров воды и этилена, а тахсже [c.51]

Энергия ионной кристаллической решетки. Теория ионных кристаллов исходит из того, что в решетке существуют дальнодействую-щие электростатические силы притяжения между разноименными ионами и отталкивания между одноименными. Любой рассматриваемый ион в решетке непосредственно окружен противоионами, а одноименные ионы расположены за ними, и такое чередование сохраняется во всей решетке. Поэтому энергия кулоновского притяжения разноименных ионов преобладает над кулоновским отталкиванием. Надо учитывать такн<е квантовомеханическое отталкивание ионов (см. 28). Однако вклад такого отталкивания невелик, как и вклады поляризации и ван-дер-ваальсового притяжения ионов. Максимально устойчивой, равновесной структуре кристаллической решетки отвечает минимум энергии. Им же определяется и равновесное расстояние между ионами. [c.130]

Наличие глубокой потенциальной ямы на потенциальной кривой слева от положительного максимума объясняет механическую прочность коагулята. Частицы на близких расстояниях прочно связываются друг с другом в результате действия ван-дер-ваальсовых сил, и образовавшиеся агрегаты приобретают некоторые свойства твердого тела. Минимум потенциальной кривой, расположенный в области отрицательных значений энергии взаимодействия, очевидно, объясняется уравновешиванием силы молекулярного притяжения силой отталкивания электронных оболочек (силы Борна) и отвечает физическому контакту обеих частиц. Это наиболее устойчивое состояние системы, в котором она обладает наименьшей свободной энергией. [c.280]

На близких расстояниях наряду с силами ван-дер-ваальсова притяжения действуют силы ван-дер-ваальсова отталкивания между одноименно заряженными электронными оболочками атомов. В результате этого две частицы сближаются лишь до определенного минимального расстояния, отвечающего равенству сил притяжения и отталкивания, т. е. минимуму энергии взаимодействия. Приближенно зависимость энергии ван-дер-ваальсова отталкивания от расстояния можно записать в виде степенной функции с показателем степени, существенно большим чем 6. Широко используемым приближением является выражение для энергии ван-дер-ва альсо-вых взаимодействий в форме так называемого потенциала Леннарда—Джонса [c.114]

Ван-дер-ваальсовы молекулы. Как видно из рис. 109, расстоянию 0 отвечает минимум потенциальной энергии. На этом расстоянии система из двух молекул стабильнее, чем молекулы, взятые порознь. Можно ли назвать пару частил в этих условиях молекулярным соединением Ответ определяется соотношением между глубиной потенциальной ямы и о и энергией теплового движения к Т. Последняя при комнатной температуре равна 2500 Дж/моль. Если кТ<и , соединение [c.263]

Адгезионное межмолекулярное взаимодействие может быть обусловлено самыми различными силами — от ван-дер-ваальсовых до химических. Увеличению адгезии способствует тесный контакт между взаимодействующими молекулами и их определенное ориентирование. Для обеспечения подвижности молекул и ионов систему предварительно переводят в жидкое состояние (плавлением, растворением). В результате межфазное натяжение самопроизвольно достигает минимума, а адгезия — макси- мального значения. [c.289]

Межмолекулярные силы принципиально отличаются от химических связей сво- еб. Зависимость энер-ей однозначностью — они представляют гии взаимодействия от меж-собой только силы притяжения. Однако молекулярного расстояния, при тесном сближении любых частиц начинают сказываться силы взаимного отталкивания их внешних электронных слоев. На некотором оптимальном расстоянии притяжение и отталкивание уравновешиваются, причем энергия системы становится минимальной. Половину равновесного расстояния между одинаковыми сферически симметричными молекулами определяют как ван-дер-ваальсозый радиус частицы. На рис. 66 представлена типичная кривая изменения энергии для межмолекулярного взаимодействия. Она характеризуется неглубоким минимумом, который расположен на значительном расстоянии от начала координат. Длина ван-дер-ваальсовой связи больше, а прочность меньше,, чем те же параметры для ковалентной связи. Кроме того, специфическая особенность сил Ван-дер-Ваальса — быстрое ослабление их с расстоянием, так как все составляющие эффекты обратно пропорциональны г [см. уравнение (V.6)]. [c.137]

Исторически адсорбционные явления на поверхности твердого тела принято разделять на явления физической и химической адсорбции (хемосбрбции). К физической адсорбции относятся адсорбционные взаимодействия, в которых молекулы адсорбата ВС сохраняют, свою индивидуальность, а силы, ответственные за адсорбцию, аналогичны ван-дер-ваальсовым силам в реальных газах. При химической адсорбции адсорбируемая молекула образует химическое соединение с твердым телом ЛВС (рис. 191, а) благодаря силам обменного взаимодействия, включающим в себя в той или иной мере ионное взаимодействие. Двум видам взаимодействия соответствуют различные кривые потенциальной энергии и (х). Согласно Леннарду—Джонсу (1932 г.), кривая 2 (рис. 191, а) характеризует ван-дер-ваальсову физическую адсорбцию, а кривая /, обладающая более глубоким минимумом, — химическую адсорбцию. Равновесное расстояние Ха, определяющее положение минимума потенциальной энергии, при физиче- [c.465]

Эти две формы и неопределенное число промежуточных между ними структур называются конформациями молекулы этана. Таким образом, под конформациями мы будем понимать, различные расположения одной и той же группы атомов в пространстве, которые могут переходить одно в другое без разрыва связей. Очевидно, что из двух изображенных конформаций заторможенная конформация более стабильна, поскольку в ней атомы водорода максимально удалены друг от друга (3,1 А) и любое, так называемое, несвязывающее взаимодействие между ними сведено к минимуму. В случае же заслоненной конформации они расположены ближе всего друг к другу (2,3 А, что лишь немногим меньше суммы их ван-дер-ваальсовых радиусов). Давно известный принцип свободного вращения вокруг просто углерод-углеродной связи в случае этана не нарушается. Как показывают расчеты, заслоненная и заторможенная конформации отличаются по энергии всего лишь на 3 ккал/моль эта разница в энергии достаточно мала и не препятствует свободному превращению одной формы в другую при комнатной температуре за счет энергии обычного теплового движения (вращательная частота при 25 С составляет приблизительно 10 2 в секунду). [c.23]

Замечательной чертой коагуляционных структур является тиксотропия. Последняя понимается как полностью обратимый изотермический процесс разрушения контактов под действием внешних усилий и восстановления их, когда они устранены. Таким образом, тиксотропные структуры характеризуются двумя величинами прочностью и темпом ее восстановления. Обе обусловлены ван-дер-ваальсовыми когезионными силами, на один-три порядка более слабыми, чем у необратимых конденсационно-кристаллизационных структур, скрепляемых силами химической связи. Тиксотропию объясняют также наличием на потенциальных кривых, результиру-юш их силы молекулярного притяжения и электрического отталкивания, второго неглубокого минимума па расстояниях порядка нескольких двойных слоев. У обычных гидрофобных золей значение его невелико, но у крупных асимметричных частиц энергия взаимодействия достаточна, чтобы противостоять дезориентиру-юш ему тепловому движению и обеспечить существование рыхлых тиксотропных структур [32]. [c.86]

Помимо указанного признак происхождения X. с. используют и др. критерии, по к-рым м. б. охарактеризована X. с. Так, характер распределения электронной плотности определяет полярность X. с.- большее или меньщее смещение электронной плотности от одного атома к другому при образовании связи. Тип Х.с. (ионный, ковалентный и др.) м.б. соотнесен также с характером и относит, положением особых точек на картах распределения электронной плотности (точек минимума, перегиба, точек разл. максимумов и т. п.). Весьма важным критерием является энергетический, к-рый основан на сопоставлении каждой X. с. нек-рой энергии связи. Для двухатомных молекул энергия связи определяется как энергия диссоциации. Для многоатомных молекул эта величина является условной и отвечает энергаи такого процесса, при к-ром данная X. с. исчезает, а все остальные связи остаются без изменения. X. с. подразделяют на прочные, или сильные (> 500 кДж/моль, напр. 942 кДж/моль доя Nj), слабые (от 100 до 15 кДж/моль, нат. 69 кДж/моль для NO2) и ван-дер-ваальсовы (порадка 5 кДж/моль и менее, напр. [c.236]

Потенциальная кривая зависимости и цд от где г - расстояние между парой валентно-несвязанных атомов, следует из анализа отклонений свойств реального и идеального газов. Исследования Т. Хилла [81], М. Кривого и Е. Мейзона [82] рассеяния молекулярных пучков позволили установить зависимость /вдв(г)для взаимодействий атомов инертных газов, которые были распространены на атомы соответствующих галоидов. Кривая С/ д как функция расстояния между атомами гелия представлена на рис. 1.2. На больших расстояниях действуют силы притяжения, энергия которых пропорциональна, согласно теории Лондона, 1/г . На более коротких расстояниях при достаточном сближении атомов их ван-дер-ваальсовы радиусы перекрываются, и отталкивание между ядрами и между электронами доминируют над силами притяжения. Энергия отталкивания обычно аппроксимируется как 1/г или ехр(-/). Таким образом, для описания невалентных взаимодействий наиболее широко используются две аналитические формы потенциала потенциал Дж. Леннарда-Джонса ("6-12") С/вд (г) = (-Л/г ) + (В/г 2) и потенциал А. Букингема ("6-ехр") С/вдв( ) = = (Л/г ) + В ехр(-Сг), где Л, 5 и С - эмпирические параметры. Потенциальные кривые Леннарда-Джонса и Букингема очень похожи различие заключается лишь в том, что потенциал "6-ехр" имеет ложный минимум при г < 1,0 А и при / = О величина С/ дв стремится к [c.114]

Общая энергия торсионных взаимодействий в найденной структуре инсектотоксина равна 27,4 ккал/моль, т.е. 0,75 ккал/моль на остаток Из этого следует, что взаимные расположения практически всех атомных групп основных и боковых цепей аминокислотных остатков отвечают минимумам торсионных потенциалов. В табл. III. 17 приведены величины общей энергии внутри- и межостаточных взаимодействий и энергетические вклады отдельных видов взаимодействий. Из данных таблицы очевидно, что доминирующую роль в стабилизации структуры играют пан-дер-ваальсовы, точнее, дисперсионные взаимодействия. [c.324]

В расчете БПТИ учитывались внутримолекулярные ван-дер-ваальсовы электростатические и торсионные взаимодействия, а также водородные связи. Каковы же вклады этих взаимодействий в энергию нативной конформации белка Аминокислотная последовательность БПТИ включает 18 остатков, несущих 12 положительных и 13 отрицательных целочисленных зарядов. Стабилизирующий вклад электростатических взаимодействий заряженных остатков составляет около -50 ккал/моль, а дестабилизирующий - -1-35 ккал/моль. Следовательно, хотя электростатические взаимодействия и понижают конформационную энергию приблизительно на 15 ккал/моль, их интегральный вклад в стабилизацию структуры БПТИ невелик (5%). Суммарный стабилизирующий эффект водородных связей составил около -14 ккал/моль, т.е. < 5%. Обнаруженные в расчете водородные связи обусловлены сложным комплексом многих межостаточных взаимодействий, среди которых собственно водородные связи играют незначительную роль. Общая энергия торсионных взаимодействий в найденной конформации БПТИ равна около -1-58 ккал/моль, те -10 ккал/моль на остаток. Из этого следует, что взаимные расположения практически всех атомных групп основных и боковых цепей аминокислотных остатков отвечают минимумам торсионных потенциалов. Таким образом, доминирующий вклад (75%) в конформационную энергию межостаточных взаимодействий белка вносят ван-дер-ваальсовы, точнее, дисперсионные контакты. [c.468]

Адсорбция, ответственная за катализ, должна быть более сильной, чем ван-дер-ваальсова адсорбция, так как она обусловлена химическими силами. Поэтому для того чтобы оторвать адсорбированный атом А молекулы, образовавшийся при полном разрыве связи А—В, из ложбины V между атомами катализатора, требуется затратить большую энергию. Однако это не значит, что адсорбированные атомы должны находиться неподвижно на данном месте поверхности. Все зависит от высоты потенциального барьера между двумя соседними ложбинами. Условием, определяющим относительную свободу движения, является небольшая высота этого барьера. Тогда возможна миграция атома (нли радикала) по Леннард-Джонсовым долинам, т. е. долинам минимума потенциальной энергии, расположенным между выступающими частями атомов или ионов кристаллической грани. [c.17]

МОЛЬ ( 17 кДж-моль ) по сравнению с ее минимальным значением в то же время торзионные углы, соответствующие минимуму энергии конформации и близким к нему величинам, находятся в незаштрихованной части карты. В зависимости от допускаемых пределов, принятых для ван-дер-ваальсовых радиусов атомов, можно изобразить на карте дополнительные контуры, отличающиеся по соответствующей величине энергии на 0,5 ккал- моль ( 2 кДж-моль- ). В случае аминокислот более сложного строения получаются менее симметричные энергетические карты, указывающие энергетические ямы, которые соответствуют предпочтительным торзионным углам для каждого остатка основной [c.444]

Молекулярная структура угля в заметной мере определяет и его надмолекулярную структуру. По мере увеличения доли углерода, входящего в ароматические фрагменты, возрастает степень их конденсированности, и за счет ван-дер-ваальсовых сил начинают формироваться кристаллитоподобные образования. Рост ароматичности происходит за счет диспропорционирования водорода между дегидрирующимися нафтеновыми структурами и подвергающимися гидрогенолизу мос-тиковыми связями и функциональными группами. В результате средняя молекулярная масса снижается и достигает минимума примерно при 75 масс. % углерода в органической массе угля, а затем начинает возрастать за счет процессов конденсации. Потеря функциональных групп приводит к ослаблению межмолекулярных донорно-акцепторных и водородных связей, что облегчает переориентацию макромолекул и формирование кристаллитов. Таким образом, изменение молекулярной структуры вещества приводит к изменению надмолекулярной структуры угля в ходе углефикации. Углям различных степеней унификации могут быть приписаны следующие надмолекулярные структуры (рис. 9.3). [c.447]

Потенциальные функции Ф взаимодействия атомов С и Н со всей решеткой графита, рассчитанные на основании уточненных атом-атомных потенциальных функций (Х,5) и (Х,6) путем их суммирования по атомам С решетки графита, имеют минимумы соответственно при 0,338 и 0,296 нм. Если принять, что равновесное расстояние 2ц силового центра молекулы (атома Н или атома С молекулы углеводорода) от базисной грани графита равно сумме половины межплоскостного расстояния решетки графита и эффективного радиуса силового центра [см. формулу (УП1,42)], то для эффективных радиусов атомов С и Н получаем соответственно 0,170 и 0,128 нм. Эти значения приблизительно на 0,02 нм меньше значений ван-дер-ваальсовых радиусов атомов С и Н при взаимодействии этих атомов не с кристаллом графита, но с изолированным атомом С и соответственна Н (см. данные на стр. 310). [c.313]

В отличие от полистирола зависимость Тс поликарбоната от концентрации исходного раствора проходит через минимум, после которого Тс возрастает с толщиной слоя. Это, по-видимому, связано с более сильным взаимодействием полярного полимера — поликарбоната с поверхностью стекла вследствие образования на границе раздела кроме ван-дер-ваальсовых еще и водородных связей. Это способствует созданию на поверхности рыхлых адсорбционных слоев. Разрыхление адсорбционного слоя приводит к понижению 7с. По мере увеличения толщины слоя Тс повышается. [c.94]

Конформации, обладающие минимумом энергии и более стабильные по этой причине, называются конфс рами, например, заторможенные конформации этана Свободному вращению вокруг ординарной связи пятствуют при сближении групп наряду со взаимным дер-ваальсовым отталкиванием изменения [c.132]

Рис. 11.20. Зависимость потенциальной энергии взаимодействия между частицами от расстояния между ними А, в ъ Р — взаимодействия соответственно электростатическое, ван-дер-ваальсово й бор-новское С, О — возможные формы результирующих взаимодействий этих сил Н, М соответственно первый и второй энергетические минимумы Е — потенциальный барьер

В работе [37] были получены два набора Л, В и С, удовлетворяющих (6) — К к Кг- Первый набор — К — найден при условии, что 1 г)=0 при г, равном сумме ван-дер-ваальсовых радиусов атомов (радиусов Бонди), второй — К2—при условии, что в этой точке потенциальная кривая имеет минимум. [c.103]

Для обозначения любого вида бинарного отрицательного азеотропа удобно использовать символ [(—) А, Н], несмотря на то, что такое обозначение ничего не говорит о физико-химической природе компонентов А ж Н, образующих смесь с максимумом на изобаре температур кипения и с минимумом на изотерме. Автор данной монографии предлагает разделить все отрицательные азеотропы на три группы. Образование первой группы обусловлено следующим неравенством ван-дер-ваальсовых сил [c.57]

Для ясности договоримся о значении употребляемых терминов, причем понятиям плотнейшая и неуплотняемая будем придавать разный смысл. Будем называть плотнейшей самую компактную упаковку объемных тел заданной формы (к имеет максимальное из возможных значений). Неуплотняемой назовем упаковку, коэффициент плотности которой нельзя повысить небольшими сдвигами и поворотами. Если мы рассматриваем трехмерно-периодическое расположение жестких молекул, ан-проксимируемых внешней поверхностью пересекающихся ван-дер-ваальсовых сфер, то для каждого значения Z можно построить многомерную поверхность, которая описывает зависимость величины Уяч/2 от структурных параметров (V 4 — объем элементарной ячейки). Неуплотняемая упаковка соответствует какому-либо минимуму на одной из этих поверхностей, плотнейшая упаковка — самому низкому из этих минимумов. [c.154]

Однако для более сильных водородных связей потенциальная поверхность имеет другой вид (см. рис. 1,6). При сранитель-но больших R длина связи А—Н остается неизменной, т. е. х = г — Го = 0. При некотором значении R = потенциал достигает минимума, который, однако, пе является абсолютным. В этой точке dUldr = dU/dR = О, по смешанная производная d U/drdR отлична от нуля. Расстоянию Rqq отвечает слабый (неустойчивый по отношению к увеличению координаты х) ван-дер-ваальсовый комплекс, в котором группа А—Н не деформирована. Обозначим через X = R — Roo отклонение от этого расстояния. При дальнейшем сближении АН и В (при X -< 0) потенциал будет снижаться, если одновременно расстояние А—Н увеличивается, т. е. растет х. [c.65]

Аномальная склонность к изомерным превращениям 1,8-дизамещен-ных производных нафталина обусловлена, несомненно, пространственным взаимодействием заместителей, занимающих лери-положения. Рассмотрим, например, молекулу 1,8-дихлорнафталина. Ван-дер-ваальсов радиус атома хлора равен 1,80А [8]. Следовательно, сближение двух валентно не связанных атомов хлора на расстояние меньше 3,6А будет сопровождаться возникновением между ними сил отталкивания. Расстояние же С]—Сз в молекуле нафталина, вычисленное на основании данных рентгеноструктурного анализа [8], составляет всего 2,5А. Таким образом, реализации идеальной структуры 1,8-дихлорнафталина, характеризующейся нормальными величинами валентных углов и длин связей, должно препятствовать взаимное отталкивание двух атомов хлора. Поэтому строение молекулы 1,8-дихлорнафталина, несомненно, отличается от идеальной структуры. Это отличие выражается, по-видимому, в разведении атомов хлора в плоскости нафталинового кольца и в выходе их из нее. Степень подобного искажения структуры определяется условием минимума энергии напряжения, учитывающей затрату энергии на сжатие Ван-дер-ваальсовых сфер валентно не связанных атомов и на [c.100]

Энергия Н-связи средней прочности для различных комплексов варьирует в пределах 1 15 ккал/моль, что более чем па порядок превышает энергии связи ван-дер-ваальсовых димеров и в то же время более чем на порядок меньше энергий химических связей. Длина Н-связи, определяемая как расстояние мешду атомами X и У, составляет 2,7 -т- 3,0 А, что, если учесть, что между атомами X и У находится атом Н, суш ественио меньше равновесных расстояний в ван-дер-ваальсовых димерах. Положение протона определяется минимумом потенциальной кривой. Последняя мон ет иметь два минимума, но всегда асимметрична (рис. 1.7, а), [c.66]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология