Энергия вандерваальсова

У веществ с полярными молекулами иногда преобладает энергия ориентационного эффекта, у веществ с гомеополярными молекулами — энергия дисперсионного эффекта. Энергия вандерваальсового взаимодействия составляет 0,1—1,0 ккал моль а энергия химического взаимодействия изменяется от 10 до 100 ккал моль Между этими категориями сил находятся силы водородной связи—особый вид молекулярного взаимодействия. При рассмотрении гидрофильных систем эта связь имеет очень большое значение. Энергия водородной связи значительна, она лишь на один порядок меньше энергии химического взаимодействия и в большинстве случаев равна 5—7 ккал X X моль . [c.99]

ПОТЕНЦИАЛЬНАЯ ЭНЕРГИЯ ВАНДЕРВААЛЬСОВОГО ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ [c.17]

Кристаллы парафинов имеют форму тонких пластинок. Длинные оси молекул параллельны друг другу. Здесь — цепи углерод-углеродных связей, и на первый взгляд по аналогии с асбестом можно было бы ожидать игольчатой формы. Однако цепи С — С у парафинов не являются непрерывными на каждом их конце имеются метильные группы. Более того, связи С — С образуются не при кристаллизации. Энергия взаимодействия двух молекул, которые соприкасаются друг с другом концами, определяется в основном энергией вандерваальсового взаимодействия между двумя соседними метильными группами. Эта энергия гораздо ниже, чем энергия взаимодействия между всеми группами СНг двух прилегающих друг к другу молекул. Поэтому наиболее важные цепи периодических связей находятся в направлении [110] и эквивалентном направлении [110]. Оба эти направления и определяют плоский габитус (001). [c.338]

Индекс штрих означает, что суммирование ведется по всем значениям 17, за исключением д — р. Теперь переменная величина энергии проявляется в виде энергии перехода из основного состояния АЕ. Здесь Ада — энергия перехода свободной молекулы, а величина О — изменение энергии вандерваальсового взаимодействия, связанное с возбуждением одной молекулы из основного состояния в возбужденное [c.527]

Постройте график зависимости энергии вандерваальсова отталкивания [уравнение (14-1)] от расстояния г между атомными центрами. Постройте аналогичный график для энергии вандерваальсова притяжения [уравнение (14-2)]. Постройте суммарную кривую (приближенно) и убедитесь, что она имеет такой же вид, как потенциальная кривая, изображенная на рис. 14-13. [c.642]

Рис. 45. Зависимость энергии вандерваальсова взаимодействия от расстояния для молекул N2

По кривой, построенной при ответе на предыдущую задачу, можно определить, что энергия вандерваальсова взаимодействия при межъядерном расстоянии 2,95 А приблизительно равна 17 кДж моль "Преобладающую роль в этом взаимодействии играет отталкивание, что обусловливает малую энергию связи. Энергия вандерваальсова взаимодействия составляет только около 4,5% от полной энергии связи. При межъядерном расстоянии 2 А энергия должна достигать 440 кДж моль " при 1 А-около 1400 кДж-моль " Такие взаимодействия отталкивания больще, чем энергия связи. [c.527]

Эта величина является количественной характеристикой энергии вандерваальсова взаимодействия, так как в жидкости и твердом теле в среднем частицы находятся на расстояниях, близких к равновесным. [c.104]

Адсорбция на поверхности металлов под влиянием неполярных сил Ван-дер-Ваальса требует специального рассмотрения. В литературе имеется много попыток трактовать металл как вещество, обладающее идеальной поляризуемостью. Однако, как указывают Маргенау и Поллард [28], использование представления о так называемом изображении встречает серьезные возражения. Индуцирующие поля диполей в неполярной молекуле изменяются непрерывно и настолько быстро, что электроны проводимости металла не могут поспевать в своем перемещении за этими изменениями. Поэтому металл ведет себя по отношению к силам Ван-дер-Ваальса как диэлектрик. Маргенау и Поллард записывают энергию вандерваальсового взаимодействия между адсорбированным атомом и адсорбирующим металлом в виде суммы двух членов [c.32]

В совокупности все три вида диполь-дипольных взаимодействий объединяют под общим названием вандерваальсовы взаимодействия. Общее выражение для зависимости энергии вандерваальсова взаимодействия от расстояния имеет вид [c.103]

На близких расстояниях наряду с силами вандерваальсова притяжения действуют силы вандерваальсова 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 вандерваальсова отталкивания от расстояния [c.103]

На рис. 45 приведена кривая потенциальной энергии вандерваальсова взаимодействия, рассчитанная по (7.4) для молекулы азота. [c.104]

В качестве примера оценим энергию вандерваальсова взаимодействия в воде. Плотность воды равна 1000 кг/м ,на один моль воды приходится объем, равный 0,018/1000, т.е. 1,8- 10 м , а на одну молекулу Н,0 1,8 10- /6,02.1023 = 3 м3, т. е. Кубик [c.104]

Чтобы понять природу водородной связи, следует вспомнить, что протон, имеющий свободную Ь-орбиталь, может взаимодействовать по донорно-акцепторному механизму с неподеленной парой электронов с образованием ковалентной связи. Атом водорода, связанный с электроотрицательным атомом, в силу оттягивания электронного облака а-связи его партнером можно рассматривать как частично лишенным своего электрона, т. е. частично ионизованным. В результате этого и возникает некоторое, не столь сильное, как в случае свободного протона, но все же вполне ощутимое взаимодействие связанного с электроотрицательным элементом протона с неподеленной парой электронов второго атома. Энергия водородной связи для разных соединений лежит в пределах 0,1—0,35 эВ и, как правило, заметно превышает энергию вандерваальсовых взаимодействий. Важнейшим представителем молекул, способных к образованию водородных связей, являются молекулы воды. Фактически в воде не существует свободных молекул Н 2О, а имеются ассоциаты, образованные несколькими молекулами, например [c.107]

Чем больше энергия межмолекулярного взаимодействия, тем выше температура кипения. Энергия вандерваальсовых взаимодействий возрастает с увеличением размеров частиц. Поэтому в гомологическом ряду температура кипения растет с ростом молекулярной массы молекул. В качестве примера в табл. 18 приведены температуры кипения для первых семи членов гомологического ряда предельных углеводородов с неразветвленной цепью. Видно закономерное нарастание температуры кипения по мере увеличения числа углеродных атомов. [c.113]

Энергию вандерваальсовых кристаллов, образованных многоатомными молекулами, оценивают часто, суммируя парные атом-атомные взаимодействия (об атом-атомных потенциалах см. разд. П.6). [c.182]

Ассоциированными называют растворы, в которых наряду с вандерваальсовыми имеются специфические взаимодействия, близкие по характеру к слабой химической связи (локализация в пространстве, насыщаемость, энергия взаимодействия, промежуточная по величине между энергией вандерваальсовых взаимодействий и типично химической связи). Эти взаимодействия, как отмечалось, обычно связаны с переносом заряда, т. е. перераспределением электронов между взаимодействующими молекулами. В растворах неэлектролитов наиболее часто специфическое взаимодействие — это водородная связь. [c.254]

Е = 979 Дж/моль. Изменение энергии при испарении одного моля воды составляет около 42 ООО Дж/моль. Следовательно, потенциальная энергия вандерваальсова взаимодействия молекул представляет собой лишь небольи]ую часть потенциальной энергии воды. [c.31]

Ясно, что ни дипольное, ни лондоновское, ни тем более поляризационное взаимодействия не могут быть причиной появления каких-либо устойчивых молекулярных ассоциатов или комплексов в жидкой фазе. Даже постановка вопроса о возникновении ассоциатов за счет дипольных или дисперсионных взаимодействий не имеет смысла, потому что представление о таких взаимодействиях в принципе приемлемо только при больших расстояниях между молекулами. Совершенно очевидно, что энергия вандерваальсова взаимодействия играет лишь небольшую роль в свойствах жидкостей. Эта роль нередко преувеличивается, так как расчеты производятся для слишком малых значений равных размерам молекул, что необоснованно. Заметим, что Ео не следует отождествлять с энергией реактивной поляризации молекул. [c.32]

При больших расстояниях между атомами или молекулами сумма резонансных энергий, умноженная на априорные вероятности резонансного взаимодействия, как и в случае с двумя атомами водорода, равна нулю. По этой причине, а также потому, что возбужденные электронные состояния молекул обычно маловероятны, энергия резонансного взаимодействия не вносит существенного вклада в энергию вандерваальсова взаимодействия. Но учет резонансного взаимодействия между молекулами важен при рассмотрении процессов переноса энергии. [c.35]

Еще меньше изотопное замещение сказывается на энергии поляризационного и дипольного взаимодействия двух молекул. Вандервааль-сово взаимодействие является дальнодействующим, поэтому энергия вандерваальсова взаимодействия зависит от молярного объема. Для жидкостей, состоящих из многоатомных молекул, изменения молярного объе.ма при изотопном замещении обычно ие превышают 0,2%. В одних случаях замещение легкого изотопа на тяжелый ведет к росту [c.36]

Комментарий. Последний результат показывает, что внутренняя энергия вандерваальсова газа возрастает прп изотер.мнческом расширении и что этот рост обусловлен параметром а, который связан с силами притяжения между молекулами при большем объеме пригяжеиие между молекулами меньше. Обратный ход от предполагаемой формы зависимости энергин от объе.ма и числа присутствующих. молекул через уравнение (6.1.7) является хорошим путем вывода уравнения состояния. [c.174]

Энергия межмолекулярного донорно-акцепторного взаимодействия колеблется в широком интервале от 6 до 12 кДж/моль, что близко к энергии вандерваальсова взаимодействия, до 200—250 кДж/моль — значения, сопоставимого с энергией ковалентных связей. [c.105]

Рис. 8.24. Зависимость энергии вандерваальсова взаимодействия сближающихся молекул от расстояния между ними.

Водородные связи — преимущественно электростатические взаимодействия. Как было показано, межатомные расстояния, отвечающие всем невалентным контактам атомов, приблизительно описываются соответствующими вандерваальсовыми радиусами. Это правило часто нарушается в случае контактов, образованных атомами водорода. Например, расстояние между амидным атомом Н и карбонильным атомом О составляет всего 1,9 А, вместо 2,7 А, получающихся из расчета по вандерваальсовым радиусам из табл. 3.6. Опыт показывает, что этот эффект наблюдается всегда, когда атом Н несет большой положительный парциальный заряд, а его партнер по контакту — большой отрицательный парциальный заряд (табл. 3.3). Эти заряды притягивают друг друга. Поскольку все электронное облако атома водорода (у водорода только один электрон ) сильно смещено к атому, с которым водород ковалентно связан, отталкивание оболочек контактирующих партнеров мало и притяжение зарядов может их еще более сблизить. Такое короткое расстояние обусловливает большую величину кулоновской энергии притяжения (табл. 3.4), а также высокую дисперсионную энергию [56]. Энергия взаимодействия имеет в этом случае значение, промежуточное по абсолютной величине между энергией вандерваальсовых контактов и энергией ковалентных связей. Такие контакты были выделены в особую группу водородных связей , а атомы, участвующие в связи, получили название донор — акцептор водородной связи . [c.45]

В той же последовательности, от алканов к аренам увеличивается и поляризуемость на единицу объема молекул, а следовательно, и энергия вандерваальсова, в частности индукционного, взаимодействия. [c.76]

В узлах решетки молекулярных кристаллов находятся молекулы. Связь между молекулами осуществляется за счет сравнительно слабых сил Ван-дер-Ваальса, и поэтому внутримолекулярные и межмолекулярные расстояния между атомами оказываются существенно разными. Например, в кристалле иода (рис. 6.5) внутримолекулярное расстояние I—I равно 0,267 нм, тогда как межмолекулярное расстояние примерно на 70 % больше и составляет по разным направлениям от 0,36 до 0,44 нм. Так как энергия вандерваальсова взаимодействия существенно меньше, чем энергия ковалентной связи в молекулах, молекулярные кристаллы легко распадаются на отдельные молекулы, и такие вещества плавятся и переходят в газообразное состояние при сравнительно низких температурах, как правило, не выше 300-400 °С. Молекулярные кристаллы образуют такие вещества, как, например, водород, азот, иод, сера, вода, большинство органических веществ. [c.84]

Энергия ионной решетки существенно больше, чем энергия вандерваальсова взаимодействия в молекулярном кристалле, но сравнима (или несколько меньше) с энергией химических связей в [c.86]

Одновременно должна быть затрачена энергия десорбции макромолекулы с поверхности катализатора АЕ/, определяемая в основном энергией разрыва активной связи и лишь в малой степени энергией вандерваальсовых связей звеньев цепи. Изменение свободной энергии при реакции отрыва макромолекулы от активного комплекса дается, очевидно, уравнением [c.424]

Полная энергия взаимодействия дисперсных частиц слагается из суммы энергий вандерваальсового притяжения и отталкивания двойных электрических слоев 7=/7л + / - При сложении /л и Унеобходимо помнить, что оба слагаемых должны быть вычислены для одинаковых условий, т. е. либо сфер, либо пластин. Зависимость суммарной энергии частиц от расстояния схематически изображена на рис. 1.3. Характер кривой, появление на ней максимума обусловлено неодинаковым изменением 1 к V с расстоянием первая зависимость, как было показано, имеет степенной, вторая — экспоненциальный характер. На малых и больших расстояниях между частицами преобладает притяжение, на средних — отталкивание. [c.17]

Разделение веществ, обладающих различной упругостью пара, методом перегонки — процесс широко известный, и поскольку изотопы также отличаются один от другого упругостью пара [359, 1050], то для их разделения может быть использована перегонка. Уже упоминалось, что испарение обусловливает разницу в изотопном составе морской и пресной воды. Одной стадии испарения, конечно, недостаточно для достижения значительного разделения, и процесс должзн быть повторен много раз. Для получения эффекта большого числа теоретических тарелок в одной колонне поток паров, поднимающихся вверх, приводят в тесное соприкосновение с жидкостью, стекающей вниз. Разделение значительно улучшается благодаря противотоку. В общем случае различие упругостей паров изотопов, связанное с нулевой энергией молекул, значительно только при низкой температуре. Если радиусы молекул и энергия вандерваальсового взаимодействия одинаковы для легких и тяжелых изотопов данного типа молекул, то частота колебания молекулы в целом по отношению к положению равновесия будет больше для легких молекул. Более высокие частоты колебания обусловливают повышенную нулевую энергию, и, следо- [c.459]

Роль обрамляющих групп. В элементоорганич. полимерах обрамляющие группы (обычно алкильные или арильные радикалы) не только выполняют функции стабилизации электронной структуры главных цепей и защиты их от атаки электрофильными или нуклеофильными реагентами, но и снижают межцепное взаимодействие до уровня (характеризуемого соответствующими энергиями вандерваальсовых связей), присущего органич. полимерам. Поэтому длинноцепочечные элементоорганич. полимеры, в первую очередь полиорганосилоксаны (см. Кремнийорганические полимеры), проявляют типичный для органич. полимеров комплекс физич. и физико-химич. свойств они растворимы в органич. растворителях и могут существовать в трех основных релаксационных ( физических ) состояниях аморфных полимеров — стеклообразном, высокоэластическом и вязкотекучем (см. Аморфное состояние). Наличие обрамляющих групп в низкомолекулярных исходных соединениях существенно облегчает также синтез полимеров из них вследствие предотвращения ряда побочных реакций. [c.181]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология