Van der Waalsin joukot. Molekyylisidos (van der Waalsin voimat) - materiaalitieteen perusta. Sidosvahuudet molekyyleissä

Van der Waalsin voima Molekyylien välisellä vetovoimalla on kolme komponenttia. Niillä on hieman erilainen fyysinen luonne, mutta niiden potentiaali riippuu molekyylien välisestä etäisyydestä samalla tavalla - kuten . Tämä onnellinen seikka mahdollistaa van der Waalsin voiman kolmea komponenttia vastaavien vuorovaikutusvakioiden suoran vertaamisen, ja niiden identtisen etäisyysriippuvuuden vuoksi komponenttien välinen suhde säilyy eri arvoilla. Vakiot itse kertoimessa vaihtelevat eri aineilla.

Kaikki kolme van der Waalsin voiman komponenttia perustuvat dipolien vuorovaikutukseen, joten muistakaamme kaksi peruskaavaa.

Kenttään sijoitetun dipolin energia [ 1 ]:

(2)

Dipolin luoma sähkökenttä [ 1 ]:

(3)
Missä n on suunnan yksikkövektori
dipoliin kohdasta, josta etsimme kenttää.

Orientaatiovuorovaikutus(tai Kizoman voima) tapahtuu polaaristen molekyylien välillä, joilla itsellään on sähköinen dipolimomentti. Kohtien (2), (3) mukaisesti kahden dipolin ja etäisyyden vuorovaikutusenergia

riippuu olennaisesti molekyylien keskinäisestä orientaatiosta. Tässä on yksikkövektori molekyylit yhdistävää linjaa pitkin.

Minimipotentiaalin varmistamiseksi dipolit sijaitsevat yleensä yhdessä suunnassa yhteistä akselia pitkin (Kuva 1). Lämpöliike kuitenkin tuhoaa tämän järjestyksen. "Tuloksena olevan" orientaatiopotentiaalin löytämiseksi on välttämätöntä suorittaa vuorovaikutuksen tilastollinen keskiarvo molekyyliparin eri mahdollisille orientaatioille. Huomaa, että Gibbsin jakauman vuoksi, joka osoittaa todennäköisyyden, että järjestelmä on tilassa, jossa on energiaa lämpötilassa , energeettisesti edulliset paikat ovat suositeltavia. Siksi, huolimatta mahdollisen keskinäisen orientaation isotropiasta, keskiarvon laskemisen tulos on nollasta poikkeava.

Riisi. 1. Dipolien vuorovaikutusenergia riippuu niiden keskinäisestä suuntautumisesta.
"Tehollisen" potentiaalin löytämiseksi on tarpeen suorittaa termodynaaminen keskiarvo
kaikissa dipolien avaruudellisissa suunnissa.

Keskiarvon laskeminen Gibbsin jakauman yli suoritetaan kaavan mukaan

jossa normalisoinnin nimittäjä on tilastollinen summa ja integrointiparametri, joka luettelee järjestelmän kaikki mahdolliset tilat (dipoliparin keskinäiset orientaatiot).

Kun eksponentti jaetaan sarjaksi:

ja orientaatiovuorovaikutusenergia on suunnilleen yhtä suuri kuin:

Integroimalla voimme osoittaa, että , ja siten . Kohdan (4) mukaan se voidaan kirjoittaa ottamalla käyttöön vakio:

Induktiivinen vuorovaikutus(tai Debye voima) esiintyy polaaristen ja ei-polaaristen molekyylien välillä. Dipolin luoma sähkökenttä indusoi polarisaation toiseen molekyyliin. Kvanttihäiriöteorian ensimmäisessä järjestyksessä laskettu indusoitu momentti on missä tarkoittaa molekyylin polarisoituvuutta.

Riisi. 2. Polaarisen molekyylin kentän vaikutuksesta viereinen molekyyli saa
indusoitunut dipolimomentti.

Sitten lasketaan induktiivisen vuorovaikutuksen potentiaali seuraavalla tavalla:

Siten vuorovaikutuksella on jälleen "universaalinen" riippuvuus, mutta täysin eri syystä ja eri vakiolla.

On huomattava, että nesteessä ja kiinteät aineet polarisoituva molekyyli kokee symmetrisen vaikutuksen suuri numero vierekkäisiä molekyylejä, kun taas niiden toiminnan tulos kompensoi voimakkaasti induktiivista vuorovaikutusta. Tämä johtaa siihen tosiasiaan, että todellinen induktiivinen vuorovaikutus:

Dispersion vuorovaikutus(tai Lontoon vahvuus) on yleisin, koska siihen osallistuvat myös ei-polaariset molekyylit. Tämä kolmas termi (1) on aina läsnä ja tässä mielessä tärkein.

Riisi. 3. Ei-polaarisilla molekyyleillä on kvanttiepävarmuuden vuoksi "hetkellinen"
dipolimomentit, joiden vuorovaikutus syntyy häiriöteorian toisessa järjestyksessä.

Ei-polaaristen molekyylien järjestelmässä elektronien aaltofunktio on sellainen, että dipolimomenttien keskiarvot missä tahansa tilassa ovat nolla . Diagonaalista poikkeavat matriisielementit eivät kuitenkaan ole enää nolla. Ja käy ilmi, että toinen kvanttimekaaninen korjaus vuorovaikutusenergiaan on jo nollasta poikkeava. Hänet tunnetaan [ 2 ], lasketaan kaavalla:

jossa (4) toimii häiriönä, ja ovat kahden molekyylin järjestelmän energioita joissakin tiloissa ja .

Eräässä mielessä dipolimomenttien "hetkelliset" arvot (nollakeskiarvolla) ovat nollasta poikkeavia ja ovat vuorovaikutuksessa keskenään. Lisäksi toisessa pienuusjärjestyksessä tällaisen "hetkellisen" potentiaalin keskiarvo ei enää katoa, ja tämä on dispersion vuorovaikutuksen potentiaali.

Korjaus (11), kuten voidaan nähdä, on verrannollinen häiriön toiseen asteeseen. Tästä se on selvää

Pysyvä kutsutaan Hamakerin vakioksi (tässä ovat ionisaatiopotentiaalit, , ovat molekyylien polarisaatiokyky).

Voit myös antaa klassisen tulkinnan. Yhden molekyylin heilahteluista johtuva dipolimomentti muodostaa kentän, joka puolestaan ​​polarisoi toisen. Toisen molekyylin nyt nollasta poikkeava kenttä polarisoi ensimmäisen. Potentiaali tässä omituisessa järjestelmässä, jossa on "positiivinen takaisinkytkentä", lasketaan samalla tavalla kuin induktiivinen vuorovaikutus.

Erityyppisten van der Waalsin voimien suhteellinen rooli on esitetty pöytä 1 [3, 4 ].

Tab. 1. Joidenkin atomien ja molekyylien välisten erilaisten heikkojen vuorovaikutusten polarisoituvuuden, dipolimomentin, ionisaatiopotentiaalin ja energian arvot.

On selvää, että voima määritellään

Tekemällä arvioita tyypillisistä AFM-kokeen olosuhteista kontaktitilassa, saadaan van der Waalsin vetovoiman arvo: .

Johtopäätökset.

Kirjallisuus.

1. Sivukhin D.V. Hyvin yleinen fysiikka: Sähkö. – M.: Nauka, 1983. – 687 s.
2. Landau L.D. Kvanttimekaniikka: Ei-relativistinen teoria. – M.: Nauka, 1989. – 767 s.
3. Rubin A.B. Biofysiikka: Teoreettinen biofysiikka. - M.: Book House University, 1999. - 448 s.
4. Adamson A. Pintojen fysikaalinen kemia. – M.: Mir, 1979. – 568 s.

Löysi J. D. Van der Waals vuonna 1869.

Inerttien kaasujen atomien välisen vuorovaikutuksen Van der Waalsin voimat määräävät inerttien kaasujen (kaasu, neste ja kiinteät aineet) aggregaattitilojen olemassaolon.

van der Waalsin voimat sisältävät dipolien väliset vuorovaikutukset (pysyvät ja indusoidut). Nimi tulee siitä tosiasiasta, että nämä voimat ovat syynä sisäisen paineen korjaukseen van der Waalsin tilayhtälössä todelliselle kaasulle. Nämä vuorovaikutukset, samoin kuin vetysidokset, määräävät biologisten makromolekyylien avaruudellisen rakenteen muodostumisen.

Van der Waalsin voimia esiintyy myös hiukkasen (makroskooppinen hiukkanen tai nanopartikkeli) ja molekyylin sekä kahden hiukkasen välillä.

Tietosanakirja YouTube

1 / 3

✪ Van der Waalsin joukot | Molekyylien välisen vuorovaikutuksen voimat | Kemia (video 1)

✪ Oppitunti 194

✪ Van der Waalsin yhtälö | Kaasut Molekyylikineettinen teoria | Kemia (video 8)

Tekstitykset

Matkallamme kemian läpi olemme jo kohdanneet vuorovaikutuksia molekyylien välillä, elektronien avulla muodostuvien metallisidosten kanssa, olemme pohtineet vesimolekyylien välisiä vuorovaikutuksia. Mielestäni on hyödyllistä pohtia erilaisia ​​molekyylien välisiä vuorovaikutuksia ja niiden vaikutusta aineiden kiehumis- ja sulamispisteisiin. Aloitetaan heikoimmista vuorovaikutuksista. Otetaan esimerkiksi helium. Piirrän heliumatomeja. Katsotaanpa Mendelejevin jaksollista taulukkoa, heliumin sijasta voit ottaa mitä tahansa jalokaasua. Voidaan sanoa, että jalokaasut ovat onnekkaita - niiden ulkorata on täysin täytetty. Joten, neon tai helium... Otetaan neon, sen kiertoradalla on kaikki kahdeksan elektronia. Neon on kirjoitettu näin. Eikä hän tarvitse mitään. Hän on täysin tyytyväinen elämäänsä. Ja koska hän on erittäin hyvä tässä tilassa, hän on inertti. Hänellä ei ole mitään syytä olla aktiivinen. Puhumme näistä syistä myöhemmin. Elektronit ovat jakautuneet tasaisesti atomin ympärille. Se on täysin neutraali atomi. Se ei pyri muodostamaan sidosta toisen atomin kanssa. Joten, elektronit ovat hajallaan atomin ympärillä, eivätkä ne vedä puoleensa ja ovat jotenkin vuorovaikutuksessa toistensa kanssa. Mutta käy ilmi, että alemmassa lämpötilassa neon siirtyy nestemäiseen tilaan, ja tämä tosiasia tarkoittaa, että joitain voimia syntyy, ja niiden vuoksi neonatomit liittyvät toisiinsa. Tämä tapahtuu erittäin alhaisessa lämpötilassa, koska nämä voimat ovat erittäin heikkoja. Siksi neon on periaatteessa kaasutilassa. Mutta jos se jäähtyy voimakkaasti, syntyy erittäin heikkoja voimia ja neonatomit tai -molekyylit yhdistyvät keskenään. Nämä voimat johtuvat siitä, että elektronilla ei ole jatkuvaa liikerataa ytimen ympärillä. Rata on todennäköisyyspohjainen. Otetaan neon, en piirrä valenssielektroneja tässä muodossa, vaan piirrän pilven todennäköisyydestä löytää elektroni avaruudesta. Tämä on neonatomin konfiguraatio. Joten 1s2 ja 2s2, 2p6 on ulkokerros, eikö niin? Tässä tilassa elektronilla on suurin energia. Kuinka piirtäisin tämän... Hänellä on taso 2s. 1s-taso on sisällä, ja atomissa on myös p-kiertoradat. p-orbitaalit suunnataan eri suuntiin. Mutta nyt ei ole siitä kyse. Meillä on toinen neonatomi, piirsin todennäköisyysjakauman. Siitä tuli niin ja niin. Mutta luulen, että ymmärrät idean. Katso elektronien konfigurointivideo, jos haluat käsitellä tätä aihetta yksityiskohtaisemmin, mutta tässä on se, että todennäköisyysjakauma on avaruuden alue, jossa elektroni voi olla. Jossain vaiheessa täällä ei ole yhtään elektronia. Ja jossain toisessa hetkessä kaikki elektronit ovat täällä. Sama tapahtuu tässä neonissa. Jos ajattelet kaikkia mahdollisia elektronien konfiguraatioita näissä kahdessa neonatomissa, huomaat, että on epätodennäköistä, että elektronit jakautuvat niissä tasaisesti. Paljon todennäköisempää on, että joissakin atomeissa elektronit jakautuvat epätasaisesti. Esimerkiksi tässä neonatomissa kahdeksan valenssielektronia on järjestetty näin: yksi, kaksi, kolme, neljä, viisi, kuusi, seitsemän, kahdeksan. Mitä se tarkoittaa? Tältä puolelta peritään pieni väliaikainen maksu. Tämä puoli on negatiivisempi kuin tämä, tai tämä puoli on positiivisempi kuin tuo. Samalla tavalla, jos minulla on toinen neonatomi samaan aikaan, siinä on... siinä on yksi, kaksi, kolme, neljä, viisi, kuusi, seitsemän, kahdeksan elektronia. Piirrän sen hieman eri tavalla. Oletetaan, että tämä neonatomi on tällainen: yksi, kaksi, kolme, neljä, viisi, kuusi, seitsemän, kahdeksan. Korostan näitä heikkoja voimia tummalla värillä. Joten tässä on pieni negatiivinen varaus. Väliaikainen, juuri tällä hetkellä, on negatiivinen varaus. Ja tässä on positiivista. Tämä puoli on negatiivinen. Tämä puoli on positiivinen. Sillä hetkellä näiden neonatomien välille syntyy pieni vetovoima, joka sitten katoaa, koska elektronit liikkuvat. Mutta on tärkeää ymmärtää, että hetket, jolloin elektronit ovat täysin hajallaan, ovat hyvin, hyvin harvinaisia. Täällä aina satunnainen jakautuminen, aina on jotain, en halua sanoa napaisuutta, koska se on liian voimakas sana. Mutta atomin toisella tai toisella puolella on aina pieni ylimääräinen varaus, ja niin että atomi vetää puoleensa muiden molekyylien vastakkaisesti varautuneita puolia. Tämä on erittäin, erittäin, hyvin heikko voima. Sitä kutsutaan Lontoon dispersiovoimaksi. Muuten, tämä mies, Fritz London, ei ole britti. Hän on Amerikan saksalainen. Lontoon hajontavoima on heikoin van der Waalsin voimista. Kirjoitan tämän termin ylös. "Van der Waalsin joukot". minä lausun sen. Van der Waalsin voimat ovat molekyylien välisten voimien luokka, tai meidän tapauksessamme neonmolekyyli on atomi. Se on niin sanotusti yksiatominen molekyyli. Van der Waalsin voimat ovat molekyylien välisen vuorovaikutuksen voimien luokka, se ei ole sitä kovalenttiset sidokset ja ei-ioniset sidokset, kuten olemme nähneet suoloissa. Nyt tarkastelemme tätä tarkemmin. Ja Lontoon vahvuus on heikoin niistä kaikista. Joten neonit ja muut jalokaasut, vain dispersiovoimat vaikuttavat niiden molekyylien välillä, jotka ovat heikoimpia molekyylien välisiä voimia. Ja niin neon siirtyy helposti kaasumaiseen tilaan. Jalokaasut muuttuvat kaasumaiseen tilaan erittäin alhaisissa lämpötiloissa. Siksi niitä kutsutaan jalokaasuiksi. Nämä aineet käyttäytyvät melkein kuin ihanteellinen kaasu, koska niiden molekyylit eivät juurikaan ole vuorovaikutuksessa. OK. Katsotaan nyt, mitä tapahtuu, jos molekyylit vetoavat toisiinsa voimakkaammin, eli ne ovat hieman polaarisempia. Otetaan esimerkiksi vetykloridi. Vety voi sekä houkutella että luovuttaa elektroneja. Kloori vetää puoleensa elektroneja. Kloorilla on melko korkea elektronegatiivisuus. Mutta vähemmän kuin nämä elementit. Vahvimmat elektronien vastaanottajat ovat typpi, happi ja fluori, mutta kloorilla on myös melko korkea elektronegatiivisuus. Eli minulla on kloorivetyä. Tämä on klooriatomi, siinä on seitsemän elektronia ja se ottaa yhden elektronin vedystä. Se jakaa elektronin vedyn kanssa, kutsun sitä näin. Kloori on elektronegatiivisempi kuin vety, joten elektronit ovat lähempänä sitä koko ajan. Siellä, missä on elektroneja, on osittainen negatiivinen varaus, ja täällä on osittainen positiivinen varaus. Hyvin samanlainen kuin vetysidokset. Itse asiassa tämä on samantyyppinen sidos kuin vetysidokset, nämä ovat dipoli-dipolisidoksia tai dipoli-dipoli-vuorovaikutusta. Joten jos minulla on yksi tällainen klooriatomi ja toinen klooriatomi, näin. Kopioidaan ja liitetään tämä kuva tähän. Tämän seurauksena nämä atomit ovat vuorovaikutuksessa. Klooriatomit houkuttelevat... Tarkemmin sanottuna vetykloridimolekyylit houkuttelevat. Positiivinen puoli , tämän dipolin positiivinen napa on vedyllä, koska elektronit ovat lähempänä klooria ja positiivinen napa vetää puoleensa toisen molekyylin klooriatomia. Ja niin nämä van der Waalsin voimat, tämä dipoli-dipoli-vuorovaikutus on vahvempi kuin Lontoon dispersiovoima. Dispersiovoimia esiintyy kaikissa molekyylien välisissä vuorovaikutuksissa. Ne ovat yksinkertaisesti erittäin heikkoja verrattuna muuntyyppisiin molekyylien välisiin vuorovaikutuksiin. Dispersiovoimat on otettava huomioon vain aineiden, kuten jalokaasujen, tapauksessa. Jopa täällä Lontoon dispersiovoimat toimivat, kun elektronien jakautuminen muuttuu jossain vaiheessa. Mutta dipoli-dipoli-vuorovaikutus on paljon vahvempi. Ja koska se on vahvempi, vetykloridi tarvitsee enemmän energiaa mennäkseen nestemäiseen ja kaasumaiseen tilaan kuin helium. Ja jos elektronegatiivisuus on vielä suurempi, elektronegatiivisimmat ovat typpi, happi ja fluori, niin käsittelemme erityistä dipoli-dipolivuorovaikutusta, tämä on vetysidos. Otetaan fluorivety, HF, muutama molekyyli. Esimerkiksi fluorivetyä tässä ja tässä, piirrän lisää tähän. Fluorilla on erittäin korkea elektronegatiivisuus. Se on yksi kolmesta elektronegatiivisimmasta atomista jaksollisessa taulukossa. Se vetää elektroneja erittäin tehokkaasti. Kyseessä on erittäin vahva dipoli-dipoli-vuorovaikutus, jossa kaikki elektronit liikkuvat kohti fluoria. Joten tässä on osittainen positiivinen varaus ja osittainen negatiivinen varaus, osittainen positiivinen, osittainen negatiivinen, positiivinen, negatiivinen ja niin edelleen. Joten tässä on mitä meillä on. Tämä on todellinen dipolivuorovaikutus. Mutta tämä on erittäin vahva dipolivuorovaikutus, sitä kutsutaan vetysidokseksi, koska vety ja atomi, jolla on erittäin korkea elektronegatiivisuus, ovat vuorovaikutuksessa täällä, ja elektronegatiivinen atomi vetää vetyelektronin itseään kohti. Vety on tässä protonin muodossa, sillä on positiivinen varaus ja se vetää voimakkaasti puoleensa dipolien negatiivisesti varautuneita päitä. Kaikki nämä ovat van der Waalsin voimia. Ja heikoin niistä on dispersiovoima. Ja jos meillä on molekyyli, jossa on elektronegatiivinen atomi, muodostamme dipolin, molekyylistä tulee polaarinen ja positiivinen ja negatiivinen napa vetää puoleensa. Tämä on dipoli-dipoli-vuorovaikutus. Mutta vahvin vuorovaikutus on vetysidos, koska atomi, jolla on erittäin korkea elektronegatiivisuus, ottaa vetyelektronin kokonaan itselleen. Tarkemmin sanottuna se vie vetyelektronin lähes kokonaan itselleen. Näillä atomeilla on edelleen yhteinen elektroni, mutta se on melkein aina molekyylin tällä puolella. Joten molekyylit ovat tiiviimmin yhteydessä toisiinsa ja kiehumislämpötila tulee lisää. Meillä on siis Lontoon dispersiovoimat, dipoli- ja polaarisidokset sekä vetysidokset. Kaikki nämä ovat van der Waalsin voimia. Molekyylien välisen vuorovaikutuksen voimakkuus kasvaa ja kiehumispiste kohoaa, koska tarvitaan yhä enemmän energiaa näiden molekyylien erottamiseen toisistaan. Meillä on aika loppumassa... Hyvä arvostelu eri tyyppejä molekyylien väliset vuorovaikutukset, ei-kovalenttinen ja ioniton luonne. Seuraavassa videossa puhun tietyntyyppisistä kovalenttisista ja ionisista rakenteista ja niiden vaikutuksesta kiehumispisteeseen. Amara.org-yhteisön tekstitykset

Van der Waalsin joukkojen luokitus

Van der Waalsin vuorovaikutus koostuu kolmen tyyppisestä heikosta sähkömagneettisesta vuorovaikutuksesta:

• Orientaatiovoimat, dipoli-dipoli vetovoima. Se suoritetaan molekyylien välillä, jotka ovat pysyviä dipoleja. Esimerkki on HCl nestemäisessä ja kiinteässä tilassa. Tällaisen vuorovaikutuksen energia on kääntäen verrannollinen dipolien välisen etäisyyden kuutioon.
• Dispersiivinen vetovoima (Lontoo-voimat, dispersiovoimat). Johtuen hetkellisen ja indusoidun dipolin välisestä vuorovaikutuksesta. Tällaisen vuorovaikutuksen energia on kääntäen verrannollinen dipolien välisen etäisyyden kuudenteen potenssiin.
• Induktiivinen vetovoima (polarisaatio vetovoima). Vuorovaikutus pysyvän dipolin ja indusoidun (indusoidun) välillä. Tällaisen vuorovaikutuksen energia on kääntäen verrannollinen dipolien välisen etäisyyden kuudenteen potenssiin.

Tähän asti monet kirjoittajat ovat lähteneet olettamuksesta, että van der Waalsin voimat määräävät kerrosten välisen vuorovaikutuksen kerroksellisissa kiteissä, mikä on ristiriidassa kokeellisten tietojen kanssa: lämpötila Debyen anisotropiaasteikolla ja vastaavasti hilaheijastuksen anisotropiaasteikolla. Tämän virheellisen oletuksen perusteella on rakennettu monia kaksiulotteisia malleja, jotka "kuvaavat" ominaisuuksia, erityisesti

- Nämä ovat vain heikkoja molekyylien välisiä sidoksia, jotka ilmenevät etäisyydellä yli hiukkasten, jotka ovat ominaisuuksiltaan tyydyttymättömiä ja suuntaamattomia. Ne toimivat nestemäisessä ja kaasumaisessa tilassa olevissa aineissa sekä molekyylikiteissä olevien molekyylien välillä. Van der Waalsin vetovoima on luonteeltaan sähköistä ja sitä pidetään kolmen vaikutuksen tuloksena - orientaatio, induktio ja dispersio: E=E op + E ind + E disp. 1. suuntausvaikutus- esiintyy vain polaarisissa aineissa, joiden molekyylit ovat dipoleja. Tässä tapauksessa aineen molekyylit kääntyvät toisiaan kohti vastakkaisilla navoilla. Mitä suurempi molekyylien dipolin sähkömomentti on ja mitä pienempi niiden välinen etäisyys on, sitä suurempi arvo. Kun T kasvaa, vaikutus pienenee, koska lisääntyvä lämpöliike häiritsee dipolien keskinäistä orientaatiota.2. Induktiovaikutus- polaaristen ja ei-polaaristen molekyylien vuorovaikutuksessa. Ei-polaarisessa molekyylissä positiivisten ja negatiivisten varausten painopisteet eivät enää täsmää. Indusoitu tai indusoitu dipoli ilmestyy. Samanlainen ilmiö voidaan havaita myös polaarisilla hiukkasilla - seurauksena keskinäinen vetovoima lisääntyy. Induktiivinen vuorovaikutus kasvaa dipolin sähkömomentin kasvaessa ja vähenee nopeasti etäisyyden kasvaessa. E ind ei riipu T.3:sta. Dispersiovaikutus- (ilmenee ei-polaaristen molekyylien vuorovaikutuksessa toistensa kanssa tai jalokaasujen atomien vuorovaikutuksen aikana. Näiden ei-polaaristen molekyylien järjestelmässä syntyy synkronisesti hetkellinen (lyhytikäinen) dipoli, joka sulkeutuu toisiinsa koko järjestelmässä synkronisesti. (piirrä vihkosta) Vaikutus ilmenee 100 % ei-polaarisissa molekyyleissä (CO 2 , jalokaasut). Se ilmenee myös matalana polariteettina (CO, NO )). yleistä sillä huomioitu vaikutus on, että ne pienenevät hyvin nopeasti etäisyyden kasvaessa. Mitä suurempi polariteetti, sitä suurempi rooli on suuntausvoimilla. Kun molekyylin polarisoituvuus kasvaa, dispersiovaikutus kasvaa. Induktiivinen vaikutus riippuu molemmista tekijöistä, mutta sillä on vain toissijainen merkitys.

Molekyylikiteiden määrä, joissa van der Waalsin sidos aiheuttaa yksittäisten molekyylien vuorovaikutuksen, on melko suuri: kiinteä vety, happi, typpi, halogeenit, CO 2, valkoinen fosfori, rombinen rikki, org Comm:n kiteet. Voimat määräävät monia fyysisiä ominaisuuksia aineet (lämpötila, sulamispiste, kovuus, tiheys). Matalat lämpötilat sulaminen, korkea haihtuvuus, alhainen kovuus, alhainen tiheys - kaikki tämä osoittaa van der Waalsin sidoksen heikkoutta. Van der Waalsin sidoksen pituus on pidempi ja lujuus pienempi kuin samat parametrit kovalenttiselle sidokselle.

6. Alumiini ja sen yhdisteet. Vapaiden p- ja d-orbitaalien läsnäolo kolmannessa elektronikerroksessa mahdollistaa sen, että alumiini osoittaa yhdisteissään korkeamman valenssin kuin 3 - 4 - 9, useimmiten 4 ja 6, Vaihe.oksidi=+3 (+1,+2).Luonnossa- ensimmäinen sija minusta - alumiinisilikaateissa, on osa bauksiittiaAl 2 O 3 * nH2O, kryoliittia, aluniittia, jalokivien muodossa - korundi α-Al 2 O 3, värillinen epäpuhtauksien takia (rubiininpunainen, safiiri - sininen, ametisti - violetti, smaragdinvihreä). Sp. otettu vastaan- elektrolyysi lämpötilassa 1000°СAl 2 O 3, liuotettuna Na 3 -kryoliitin sulatteeseen erityisissä laitteissa - elektrolyysaattoreissa. Puhdas alumiini-hopea-valkoinen sitkeä, n.c. ohuen oksidikalvon alla, kasvokeskeinen kuutiorakenne Melko inertti (oksidikalvon vuoksi) Reagoi voimakkaasti veden kanssa irrotettuna, amfoteerinen, helposti liukeneva kloorivety, fluorivety, bromivety, laimennettu rikkihappoihin ja emäksiin: 2Al + 6HCl + 12H 2 O \u003d 2Cl 3 + 3H 2 .2Al + 2NaOH + 6H 2 O \u003d 2Na + 3Al 2. Laimennetussa typpihapossa: 0NO8Al +3 NO 3) 3 3NH 4 NO 3 +9H 2 O, mutta ei käytännössä ole vuorovaikutuksessa väkevien kanssa. typpi ja rikki, kat. se on passivoitunut. Kolmiarvoinen: hydridiAlH3-polymeeri valkoinen Monimutkaiset hydridit Li, K ovat vakaampia, mutta vähemmän stabiileja: LiH + AlH 3 \u003d Li .; affiniteetti happea kohtaan: 3Fe 3 O 4 + 8Al \u003d 4Al 2 O 3 + 9Fe + 3300 kJ. Reagoi helposti kanssa yksinkertainen sinussa: O 2, Cl 2, S, N2, C (Al 4 C 3), H 2 (AlH 3). K-ty 2Al + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2, 2Al + 3H 2 SO 4 (razb) \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 Kuumennettaessa: 2Al + 6H 2 SO 4 - \u00 SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O, Al + 6HNO 3 k \u003d Al (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O palauttaa metalleja niiden oksideista (aluminotermia): 8Al + 3Fe 3 O 4 \u003d 4Al 2 O 3 + 9Fe, 2Al + Cr 2 O 3 \u003d Al 2 O 3 + 2Cr Alkaleiden kanssa: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O \u003d 2Na + 3H 2. Al(vai niin) 3 - alumiinioksidin liittäminen veteen. Valkoinen hyytelömäinen sisään, huonosti liukeneva. vedessä, sillä on amfoteerisia ominaisuuksia. Saatu saattamalla alumiinisuolat vuorovaikutukseen veden kanssa. p-rami-alkalit, välttäen niiden ylimäärää: AlCl 3 + 3NaOH->Al (OH) 3 + 3NaCl. Juuri saostettu alumiinihydroksidi pystyy toimimaan edestakaisin seuraavien kanssa: k-mi-Al (OH) 3 + 3HCl-> AlCl 3 + 3H 2 O; alkali-mi-Al (OH) 3 + NaOH-> Na 3. Kuivattu alumiinihydroksidi - predstavl.soboy valkoinen kiteinen. in-in, ratkaisematon. k-tah ischelochassa. Erilliset alumiinihydroksidin vuorovaikutustapaukset: rubidiumhydroksidi Al (OH) 3 + 3RbOH (vesiliuos) -> Rb 3, rubidiumoksidi: 2Al (OH) 3 + Rb 2 O (seos) -> 2RbAlO 2 + 3H 2O, Alumiinioksidi: Al 2 O 3 + 7H 2 O + 2NaOH \u003d 2Na, Al 2 O 3 + 9H 2 O + 6HCl \u003d 2Cl 3; Al 2 O 3 + NaOH \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O, Al 2 O 3 + Na 2 CO \u003d 2NaAlO 2 + CO 2. Reaktorin laatu kun alkalia lisätään alumiinisuolojen liuoksiin, saostuu valkoinen hyytelömäinen massa - alumiinihydroksidi Al (OH) 3.

alumiinisuolat- liukenee veteen, hydrolysoituu, monet niistä muodostavat saostuessaan kiteisiä hydraatteja Al 2 (SO 4) 3 18H 2 O, Al (NO 3) 3 24H 2 O, alkalimetallisulfaattien, talliumin, ammoniumioni-alumiinisulfaattien kanssa sulfaatti muodostaa kaksoissuoloja - alumiinialunaa, jolla on yleinen kaava Me 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 24H 2 O. Alemmissa asteissa (+1,2): 2Al + AlCl 3 \u003d 3AlCl. Sovellus: voimajohdot, putket, ydinreaktorit, Me:n suojaus korroosiota vastaan, aluminotermia, folio, seokset - nestekaasun kuljetukseen ja varastointiin, oksidit - keinotekoiset jalokivet, sulfaatti ja kvass - nahan parkitus, lantanidialuminaatit - optisten lasien valmistus farmaseuttiset valmisteet - kipulääkkeet, adsorbentit (oksidit). biologinen rooli. . 50-100 mg - keuhkoissa, maksassa, lihaksissa, veriplasmassa, aivoissa, luukudoksessa, kynsissä, aivoissa. Päivittäinen kulutus - 60-90 mg. kasviperäisissä tuotteissa, leipä, porkkana, tee Al +3 proteiini- ja fosfaattikompleksien muodostumisprosessit side- ja luukudoksen uudistumisen rakentamisessa. - sen vaikutus kaivosaineenvaihduntaan, keskushermoston häiriöihin, hemoglobiinin synteesiin, solujen lisääntymisen ja kasvun estoon, hemoglobiinin synteesin estoon.

vuorovaikutus, van der Waals muuten van der Waalsin joukot(Englanti) - heikko, ei-kovalenttinen, joka syntyy molekyylien dipoli- (multipolimomenttien) ja niiden polarisaation vuorovaikutuksesta elektronikuoret.

Kuvaus

Suurilla etäisyyksillä van der Waalsin vuorovaikutuksella on vetovoiman luonne ja se tapahtuu minkä tahansa molekyylien välillä, sekä polaaristen että ei-polaaristen. Pienillä etäisyyksillä sitä kompensoi elektronikuorten hylkiminen. Voimme erottaa seuraavat vuorovaikutuksen päätyypit, joita kutsutaan van der Waalsin vuorovaikutuksiksi.

1. Orientaatio (dipoli-dipoli) vuorovaikutus polaaristen molekyylien välillä, eli molekyylien välillä, joilla on vakiodipolimomentit. Jäykästi orientoituneiden dipolien vuorovaikutuspotentiaali () on anisotrooppinen, eli se riippuu pysyvän dipolin orientaatiosta. Se on verrannollinen dipolimomenttien neliöihin ( ja ) ja kääntäen verrannollinen lämpötilaan () ja dipolien välisen etäisyyden kuudenteen potenssiin ():

Lisäksi esiintyy dipolimomenttien vuorovaikutusta korkeampien moninapommenttien kanssa (esim. dipoli-kvadrupoli-vuorovaikutus) ja näiden viimeksi mainittujen vuorovaikutusta keskenään, mutta vastaavat kontribuutiot ovat yleensä huomattavasti heikompia.

2. Induktio (pysyvä dipoli-indusoitu dipoli) polaaristen ja ei-polaaristen molekyylien välinen vuorovaikutus, jossa ensimmäisen () pysyvä dipolimomentti on vuorovaikutuksessa sen kentän indusoiman momentin kanssa toisessa. Tässä tapauksessa potentiaali on kääntäen verrannollinen etäisyyden kuudenteen potenssiin ja suoraan verrannollinen ei-polaarisen molekyylin polarisoituvuuteen () ja pysyvän dipolimomentin neliöön:

Kuten aikaisemmissa tapauksissa, suurempien moninapommenttien synnyttämiä samanlaisia ​​vaikutuksia voi esiintyä, mutta ne ovat paljon vähemmän merkittäviä.

3. Dispersiivinen (indusoitu dipoli-indusoitu dipoli) -vuorovaikutus, joka on klassisessa mallissa hetkellisten varausvaihteluiden seurauksena syntyvien momenttien vuorovaikutusta (katso artikkelista tarkemmin). Sen potentiaali on myös kääntäen verrannollinen etäisyyden kuudenteen potenssiin ja kasvaa hiukkasten polarisoituvuuden mukana:

Näistä vahvimpia ovat pääsääntöisesti dispersiovuorovaikutukset. Pienillä molekyyleillä van der Waalsin vuorovaikutusten energia voi olla luokkaa 1–30 kJ/mol. Van der Waalsin vuorovaikutusta ei tapahdu vain molekyylien välillä, vaan myös esimerkiksi välillä. Huolimatta tämän vuorovaikutuksen heikkoudesta, se varmistaa molekyylikiteiden, supramolekulaaristen kompleksien stabiilisuuden, molekyylien yhteyden

Van der Waalsin yhtälö

Vuonna 1873 van der Waals johdatti yllättävän yksinkertaisen yhtälönsä halkaisijaltaan D olevien kokoonpuristumattomien pallojen molekyylimalliin, jotka vetävät toisiaan puoleensa ja vetoavat toisiinsa. Todellisessa kaasussa molekyylin vetovoiman seurauksena kineettinen paine kasvaa ideaalikaasun paineeseen verrattuna. Yleisimmistä näkökohdista katsottuna molekyylien vetovoima on verrannollinen sekä houkuttelevien että houkuttelevien molekyylien lukumäärään; Δp ~ N2. Molekyylihylkimisen seurauksena todellisen kaasun vapaa tilavuus on pienempi kuin kaasun miehittämän astian tilavuus. Kielletty tilavuus kunkin molekyylin ympärillä, johon toisen molekyylin keskipiste ei voi pudota keskinäisen hylkimisen vuoksi, arvioi van der Waals pallon tilavuudeksi, jossa D on kahden kokoonpuristumattoman, halkaisijaltaan D olevan pallon keskipisteiden välinen etäisyys. , kaasumoolin kielletty kokonaistilavuus on yhtä suuri kuin ts. on neljä kertaa kokoonpuristumattomien molekyylien tilavuus N a.

Clapeyronin yhtälö ihanteelliselle kaasulle:

pV = N a kT (3,2);

Van der Waalsin yhtälö on Clapeyron-yhtälö, jossa yllä luetellut korjaukset tehdään molekyylien välisestä vuorovaikutuksesta johtuvalle lisääntyneelle kineettiselle paineelle ja pienentyneelle todelliselle vapaalle tilavuudelle:

tai (3.3);

missä a on vakio, b4V 0 (V 0 on molekyylin tilavuus).

Jos muuttujina P, V ja T käytämme niiden suhteellisia arvoja P c =P/P k , T c =T/T k , V c =V/V k   (jossa P k , T k , V k ovat kriittisiä arvot), van der Waalsin laki saa muodon vastaavien tilojen universaalin lain muodossa:

– universaali toiminto;

on universaali vakio.

Tämän lain seuraus voidaan muotoilla seuraavasti: kaikki aineet kiehuvat samoissa suhteellisissa paineissa ja lämpötiloissa. Tai muuten: kaikkien aineiden suhteelliset tilavuudet ovat samat samoissa suhteellisissa paineissa ja lämpötiloissa. Van der Waalsin yhtälö voidaan kirjoittaa myös toisessa muodossa:

(3.4);

nuo. voidaan esittää vetopotentiaalin laajenemisena lämpötilan käänteistehoina, jossa vain ensimmäinen termi otetaan huomioon. Tämän lähestymistavan perustelu Van der Waalsin oletus vetovoimien pitkän kantaman luonteesta palvelee. Pitkän kantaman vuorovaikutuksen tapauksessa voidaan olettaa, että molekyylien konfiguraatiosta toiseen siirtyessään niiden potentiaalienergia ei muutu, ts. a = const johtuen siitä, että ne ovat naapureiden keskimääräisessä kentässä, joiden energiatiheys on vakio.

Tämän yhtälön matemaattiset ja kokeelliset tutkimukset ovat osoittaneet, että van der Waalsin korjauksilla on syvä fyysinen merkitys. Ne kuvaavat kvalitatiivisesti paitsi muutoksia järjestelmän ominaisuuksissa, jotka määräävät kaasu-neste-faasisiirtymän, myös kriittisen alueen muotoa. Lisäksi, jos vetovoimia ei voida pitää vakioina lyhyen kantaman vuorovaikutuksen vuoksi, niin van der Waalsin yhtälö mahdollistaa seuraavan approksimoinnin, kun otetaan huomioon termi 1/T 2 .

Van der Waals vuonna 1873 oli yksi ensimmäisistä, joka huomautti ei-kemiallisen molekyylien välisen vuorovaikutuksen olemassaolon amorfisissa olomuodoissa ja jakoi tämän vuorovaikutuksen pitkän kantaman vetovoimaan ja lyhyen kantaman hylkimiseen. Samalla hän ehdotti toistaiseksi yksinkertaisinta, mutta samalla melko tarkkaa laajalla lämpötila- ja painealueella, matemaattista mallia yllä olevien voimien huomioon ottamiseksi todellisen kaasun tiloja laskettaessa. Edellä mainittujen olosuhteiden yhteydessä molekyylien välisen vetovoiman pitkän kantaman voimia ja molekyylien välisen repulsion lyhyen kantaman voimia kutsuttiin van der Waalsin voimiksi.

Kuten kvanttimekaaninen laskelma osoittaa, pitkän kantaman molekyylien välisen vuorovaikutuksen energia koostuu niin sanotusta sähköstaattisesta ja toisen asteen häiriöenergiasta - induktiivisesta ja dispergatiivisesta. Sähköstaattinen vuorovaikutus tapahtuu molekyylien dipolimomenttien välillä, ionien ja dipolien välillä liuoksissa tai metalliseoksissa. Neutraaleille molekyyleille sähköstaattisessa vuorovaikutuksessa molekyylien vakiodipolimomenttien ns. orientaatiovuorovaikutus on tärkeä.

Orientaatio-, induktio- ja dispersiovuorovaikutukset ovat van der Waalsin vetovoiman kolme tärkeintä komponenttia. Van der Waalsin voimia kutsutaan pitkän kantaman voimia, koska van der Waalsin vuorovaikutuksen energia putoaa melko hitaasti etäisyyden myötä ja on verrannollinen r -n:ään.

Orientatiiviset van der Waalsin vuorovaikutukset

(Kezom-efekti)

Harkitse mahdollisia kahden dipolin välisiä vuorovaikutusvoimia.

Jos kaksi dipolia sijaitsevat samalla suoralla ja samansuuntaisesti (kuva 3.4 a), niin ne vetäytyvät voimalla, joka on kääntäen verrannollinen niiden välisen etäisyyden kolmanteen potenssiin ja asettaa dipolit "häntään".

Riisi. 3.4. Dipolien sijainti.

Samanlainen voima vaikuttaa kahden vastakkain suunnatun dipolin välillä, jotka sijaitsevat rinnakkaisilla viivoilla, lyhimmällä etäisyydellä toisistaan ​​(kuva 3.4 b) ja asettaa dipolit "toistensa alle" (dipolien anti-rinnakkaisasetus). Molemmissa tapauksissa ne on suunnattu siten, että järjestelmän energia tulee minimaaliseksi (kuva 3.4). Jos dipolit eivät ole suunnattu kuvan 1 mukaisesti. 3.4 silloin dipolien välillä esiintyy radiaalisen vuorovaikutusvoiman (veto- tai hylkimisvoiman) lisäksi vääntömomentti.

Nesteissä ja kaasuissa lämpöliike johtaa kaikenlaisiin molekyylisuuntauksiin. Kun vuorovaikutusenergian keskiarvo lasketaan kaikissa mahdollisissa suuntauksissa, ottaen huomioon lämpöliike nesteille ja kaasuille, laskenta voidaan suorittaa seuraavan kaavan mukaan:

(3.5);

missä s on dipolien keskipisteiden välinen etäisyys; µ 1 ja µ 2 ovat dipolien vääntömomentteja.

Orientatiivisilla van der Waalsin vuorovaikutuksilla on ratkaiseva rooli elektrolyyttisessä dissosiaatiossa. Polaarisimmilla aineilla orientaatioluonteiset van der Waalsin sidokset antavat merkittävimmän panoksen energia- ja sulamis- ja sublimaatio- (tai kiehumis-) lämpötilojen arvoihin. Orientatiiviset van der Waalsin vuorovaikutukset sekä van der Waalsin induktiiviset vuorovaikutukset ja Niitä käytetään pölyn absorptio- ja adsorptiokäsittelylaitoksissa, joten pölynkäsittelylaitoksissa absorboivina ja adsorptioina käytetään lähes aina erittäin polaarisia materiaaleja.

Induktiiviset van der Waalsin vuorovaikutukset

(Debye-efekti)

Molekyyli, jolla on pysyvä dipolimomentti, indusoi toisessa molekyylissä, ei-polaarisessa tai polaarisessa, niin sanotun indusoidun dipolimomentin. Sähkökentän voimakkuuden E indusoima dipolimomentin  ind arvo voidaan esittää seuraavasti:  ind = E+E 2 + . Vähäintensiteettisten sähkökenttien osalta sarjan kaikki termit ensimmäistä lukuun ottamatta voidaan jättää huomiotta; tämä likiarvo voidaan tehdä induktiivisesti vuorovaikutuksessa olevan dipolin parille.  ind = E, missä  on molekyylin polarisoituvuus. Indusoituneella dipolimomentilla on sama suunta kuin vakiodipolin sähkökentän voimakkuuden viivoilla, jotka aiheuttivat polarisoituvan molekyylin tai radikaalin indusoidun dipolimomentin ilmestymisen polarisoituvan molekyylin (tai radikaalin) sijaintiin. Yhden molekyylin pysyvän dipolin (radikaali, kompleksi-ioni) ja sen indusoiman toisen molekyylin (tai yleensä atomiryhmän) dipolin vuorovaikutus alentaa kahden molekyylin järjestelmän potentiaalienergiaa ja vahvistaa järjestelmää.

Jos otamme huomioon, että indusoituneen dipolimomentin indusoiva molekyyli itsessään on polarisoituva, laskenta voidaan suorittaa seuraavan kaavan mukaan:

(3.6);

Induktiivisen vuorovaikutuksen energia, kuten myös orientaatioenergia, pienenee suhteessa etäisyyden kuudenteen potenssiin, mutta induktiivinen vuorovaikutus ei riipu lämpötilasta. Jälkimmäinen johtuu siitä, että indusoidun dipolimomentin suunta ei voi olla mielivaltainen, vaan sen määrää yksiselitteisesti indusoidun dipolin suunta ja sijainti avaruudessa.

Energia-arvo Induktiivinen vuorovaikutus U ind on sitä suurempi, mitä suurempi molekyylien polarisoituvuus on. Induktiivinen vuorovaikutus havaitaan: jalokaasuhydraattien muodostumisen aikana, polaaristen aineiden liuoksissa, ei-polaarisissa liuottimissa (esimerkiksi asetoni tetrakloorimetaanissa) jne., mutta se on merkittävä vain molekyyleille, joilla on merkittävä polarisoituvuus; nämä sisältävät ensisijaisesti molekyylejä, joissa on konjugoituja sidoksia.

Induktiivinen vuorovaikutus ei ole additiivinen. Tämä käy selväksi, jos tarkastellaan ei-polaarista hiukkasta kahden symmetrisesti sijaitsevan dipolin kentässä. Jokainen heistä yksinään toimiessaan aiheuttaisi induktiovaikutuksen, mutta heidän yhteinen toimintansa on keskenään tasapainossa. Tästä johtuen ei-polaarisen hiukkasen dipolimomentti ei indusoidu, eikä siten induktiivinen vuorovaikutus pienennä tarkasteltavassa tapauksessa järjestelmän energiaa.

Helposti polarisoituvien molekyylien ei-proliferaatiosta ja induktiivisten vuorovaikutusten ei-additiivisuudesta johtuen Debye-ilmiö ei ole koskaan hallitseva verrattuna Kesom-ilmiöön (orientaatiovuorovaikutukset) ja Lontoon ilmiöön.

Van der Waalsin dispersion vuorovaikutus

(Lontoo efekti)

On kuitenkin olemassa sellaisia ​​molekyylejä, joilla ei ole vain dipolisähkömomentti, vaan myös sähkömomentti, joka on suurempi kuin korkea järjestys; nämä ovat pallosymmetrisiä molekyylejä, pääasiassa ihanteellisten kaasujen molekyylejä. Jalokaasut kuitenkin nesteytyvät myös jäähtyessään ja edelleen jäähtyessään (helium - vain alle lisääntynyt verrattuna ilmakehän paine) kiteytyy. Ihanteellisten kaasujen kondensoitumiseen johtavia voimia kutsutaan van der Waalsin dispersiovoiksi. Van der Waalsin dispersiovuorovaikutuksilla on poikkeuksetta tärkeä rooli kaikkien muiden molekyylien välisessä vuorovaikutuksessa.

Schrödingerin yhtälön ratkaisu kahden molekyylin järjestelmälle häiriömenetelmällä osoittaa sähköstaattisten, induktio- ja dispersiovuorovaikutusten olemassaolon. Jokaisella näistä vaikutuksista on tiukka kvanttimekaaninen määritelmä, mutta jos orientaatio- ja induktiovaikutukset voidaan ymmärtää myös sähköstaattisten käsitteiden perusteella , silloin dispersion vuorovaikutus voidaan selittää vain kvanttimekaniikan perusteella.

Karkea malliesitys jalokaasun kahden atomin välisestä dispersiovuorovaikutuksesta voidaan muodostaa tarkastelemalla atomin ytimen protoneja ja ytimen ympärillä liikkuvia elektroneja hetkellisten sähködipolien positiivisina ja negatiivisina napoina, jotka pyörivät atomin keskustan ympäri.

Koska näiden dipolien suunta muuttuu taajuudella  10 15   sykliä sekunnissa, minkä seurauksena atomilla ei ole vakiosuuntaista dipolimomenttia, sen dipolimomentti on ajan mittaan keskimäärin nolla. Kuitenkin kun kaksi atomia kohtaavat, niiden hetkelliset dipolimomentit orientoituvat suhteessa toisiinsa ja niiden suunnat muuttuvat "ajassa". Tämä korrelaatio atomien (tai ionien ja elektronien kanssa) hetkellisten dipolimomenttien suuntien välillä vähentää järjestelmän potentiaalienergiaa määrällä, jota kutsutaan dispersion vuorovaikutusenergiaksi (tai Lontoon efektin suuruudeksi).

London-ilmiön ydin on siinä, että atomeissa ja molekyyleissä olevia elektroneja voidaan verrata ytimen ympärillä värähteleviin hiukkasiin - oskillaattorit. Mikä tahansa oskillaattori nykyaikaisten kvanttimekaanisten käsitteiden mukaan jopa absoluuttisessa nollalämpötilassa tekee ns. nollavärähtelyjä energialla =h 0 /2,  missä  0 on oskillaattorin värähtelytaajuus.

(3.7);

Hiukkasparin dispersion vuorovaikutuksen sekä orientaatio- ja induktiovuorovaikutusten energia on kääntäen verrannollinen etäisyyden kuudenteen potenssiin; nesteen haihtumislämmön likimääräistä laskemista varten tulisi kuitenkin ottaa käyttöön korjauskerroin, joka ottaa huomioon koordinaatioluvun ja muut tekijät, ts. hiukkasen ja ympäristönsä vuorovaikutuksen parametrit.

Dispersion vuorovaikutuksen ominaisuus on sen universaalisuus - kaikissa molekyyleissä on liikkuvia elektroneja, joten dispersiovuorovaikutus on välttämätön kaikille molekyyleille poikkeuksetta, ja ei-polaarisille molekyyleille Lontoon vaikutus on tärkein ja käytännössä ainoa lähde van der Waalsin voimat (jos ei-polaarisen aineen sula tai kide ei ole puhdistettu riittävästi polaarisista epäpuhtauksista, niin induktiivinen vuorovaikutus voidaan myös esittää siellä, mutta sen osuus on tässä tapauksessa merkityksetön). Dispersiovuorovaikutus vaikuttaa myös tietyssä määrin ionien sitoutumisenergiaan molekyyleissä ja ionikiteissä.

Dispersiovuorovaikutuksilla on päärooli suurimman osan aineiden molekyylien välisistä vuorovaikutuksista. Ne muodostavat myös hydrofobisia kuoria soluorganelleista ja kalvoista. Hydrofobisuuden vuoksi (pääasiassa dispersio ja t myös osittain induktiiviset) sidokset - aminohapporadikaalien ei-polaariset alueet proteiinirakenteessa ja nukleosidiradikaalit nukleiinihappojen rakenteessa, lipidiradikaalit lipidikuorissa jne. järjestetty järjestykseen; eivätkä aiheuta epävarmuutta asemaan molekyylissä ja organoidissa kokonaisuudessaan, taipuvat vapaasti sekaisin ja häiritsee kehon työtä.

Van der Waalsin torjuminen

(Pauli-efekti)

Yllä on kuvattu kolme päätyyppiä pitkän kantaman voimia, jotka vastaavat van der Waalsin vetovoimasta molekyylien välillä: Lontoon, Kesomin ja Debyen vaikutukset. Kun molekyylit (tai niiden osat) lähestyvät toisiaan, edellä mainittujen pitkän kantaman voimien ohella havaitaan lyhyen kantaman voimia, joita syntyy, kun molekyylien (tai molekyylien osien) elektronipilvet limittyvät. Suurilla etäisyyksillä nämä voimat ovat merkityksettömiä, koska elektronitiheys putoaa lähes nollaan jo noin 3 Å:n etäisyydellä atomin ytimestä.

Elektronipilvien päällekkäisyys voi johtaa kahdenlaisiin tuloksiin: jos hiukkasilla on täysin täyttämättömiä tai matalalla sijaitsevia vapaita molekyyliratoja, voi muodostua luovuttaja-akseptori-, koordinaatio-, molekyylienvälisiä ja muita kemiallisia yhdisteitä; toisen tyyppiset lyhyen kantaman voimat - van der Waalsin hylkimisvoimat, jotka syntyvät, kun täysin täytetyt atomi- tai molekyylielektronikuoret menevät päällekkäin, mikä liittyy Paulin periaatteen ilmenemiseen.

Paulin poissulkemisperiaate (Pauli-sulkemisperiaate, Paulin poissulkemisperiaate) näyttelee perustavaa laatua olevaa roolia monielektronijärjestelmien käyttäytymisessä. Paulin periaatteen mukaan kaksi elektronia, joilla on sama neljän kvanttiluvun sarja, ei voi olla samalla spin-orbitaalilla. Paulin poissulkemisperiaate viittaa luonnon peruslakeihin ja ilmaisee yhtä tärkeimmistä ominaisuuksista paitsi elektronien, myös kaikkien muiden mikrohiukkasten, joilla on spin-kvanttiluvun puolikokonaislukuarvot (mukaan lukien: protonit, neutronit ja monet muut). alkuainehiukkasia sekä monet atomiytimet).

Van der Waalsin hylkimisvoimat ovat molekyylien välisen vuorovaikutuksen tärkein komponentti. Lyhyillä etäisyyksillä ne ovat merkittäviä ja lisääntyvät hyvin nopeasti lähestyttäessä. Molekyylien välisen repulsion energiaa arvioidaan yleensä seuraavalla lausekkeella:

(3.8);

A ja ρ ovat vakioita, jotka määritetään inerttien kaasujen atomien törmäyksessä ja yksinkertaisin m olecul.