Forțele Van der Waals. Legătura moleculară (forțele van der Waals) - baza științei materialelor. Puterea legăturii în molecule

Forța Van der Waals Forța de atracție intermoleculară are trei componente. Au o natură fizică ușor diferită, dar potențialul lor depinde de distanța dintre molecule în același mod - ca și . Această împrejurare fericită face posibilă compararea directă a constantelor de interacțiune corespunzătoare celor trei componente ale forței van der Waals și, datorită dependenței lor identice de distanță, proporția dintre componente se va păstra la diferite . Constantele în sine la multiplicator vor diferi pentru diferite substanțe.

Toate cele trei componente ale forței van der Waals se bazează pe interacțiunea dipolilor, așa că să ne amintim două formule de bază.

Energia dipolului plasat în câmp [ 1 ]:

(2)

Câmpul electric creat de dipol [ 1 ]:

(3)
Unde n este vectorul unitar în direcția
până la dipol din punctul în care căutăm câmpul.

Interacțiunea de orientare(sau Puterea lui Kizoma) apare între moleculele polare, care ele însele au un moment de dipol electric. În conformitate cu (2), (3), energia de interacțiune a doi dipoli și la distanță

depinde esential de orientarea reciproca a moleculelor. Aici este vectorul unitar de-a lungul liniei care leagă moleculele.

Pentru a asigura un potențial minim, dipolii tind să fie amplasați într-o direcție de-a lungul unei axe comune (Fig. 1). Cu toate acestea, mișcarea termică distruge această ordine. Pentru a găsi potențialul de orientare „rezultat”, este necesar să se efectueze o medie statistică a interacțiunii pe diferite orientări posibile ale unei perechi de molecule. Rețineți că, datorită distribuției Gibbs, care arată probabilitatea ca sistemul să fie într-o stare cu energie la temperatură, pozițiile favorabile din punct de vedere energetic sunt de preferat. Prin urmare, în ciuda izotropiei posibilei orientări reciproce, rezultatul medierii va fi diferit de zero.

Orez. 1. Energia de interacțiune a dipolilor depinde de orientarea lor reciprocă.
Pentru a găsi potențialul „eficient”, este necesar să se efectueze o medie termodinamică
în toate direcţiile spaţiale ale dipolilor.

Media asupra distribuției Gibbs se efectuează conform formulei

unde numitorul pentru normalizare este suma statistică și este parametrul de integrare, care enumerează toate stările posibile ale sistemului (orientările reciproce ale unei perechi de dipoli).

Când exponentul este descompus într-o serie:

iar energia de interacțiune orientativă este aproximativ egală cu:

Prin integrare, putem arăta că , și astfel . Conform (4), se poate scrie prin introducerea unei constante:

Interacțiune inductivă(sau Debye forță) apare între moleculele polare și nepolare. Câmpul electric creat de dipol induce polarizarea către o altă moleculă. Momentul indus calculat în primul ordin al teoriei perturbației cuantice este locul unde denotă polarizabilitatea moleculei.

Orez. 2. Sub acţiunea câmpului unei molecule polare, cea vecină capătă
moment dipol indus.

Apoi se calculează potențialul interacțiunii inductive în felul următor:

Astfel, interacțiunea are din nou o dependență „universală”, dar dintr-un motiv complet diferit și cu o constantă diferită.

Trebuie remarcat faptul că în lichid și solide molecula polarizabilă experimentează un efect simetric un numar mare moleculele vecine, în timp ce rezultatul acțiunii lor compensează puternic interacțiunea inductivă. Acest lucru duce la faptul că interacțiunea inductivă reală:

Interacțiunea de dispersie(sau puterea Londrei) este cea mai comună, deoarece Moleculele nepolare participă și ele la el. Acest al treilea termen (1) este întotdeauna prezent și în acest sens este cel mai important.

Orez. 3. Moleculele nepolare, din cauza incertitudinii cuantice, au „instantanee”
momente dipolare, a căror interacțiune apare în al doilea ordin al teoriei perturbațiilor.

Într-un sistem de molecule nepolare, funcția de undă a electronilor este astfel încât valorile medii ale momentelor dipolului în orice stare sunt zero. . Cu toate acestea, elementele matricei în afara diagonalei nu mai sunt egale cu zero. Și se dovedește că a doua corecție cuantică-mecanică a energiei de interacțiune va fi deja diferită de zero. Ea este cunoscută de [ 2 ], se calculează prin formula:

unde (4) acționează ca o perturbare și , sunt energiile unui sistem de două molecule în unele stări și .

Într-un fel, valorile „instantanee” ale momentelor dipolului (cu o valoare medie zero) sunt diferite de zero și interacționează între ele. Mai mult decât atât, în al doilea ordin al micii, valoarea medie a unui astfel de potențial „instantaneu” nu mai dispare, iar acesta este potențialul interacțiunii de dispersie.

Corecția (11), după cum se poate observa, este proporțională cu al doilea grad de perturbare. De aici este clar că

permanent se numește constanta Hamaker (aici , sunt potențialele de ionizare, , sunt polarizabilitatea moleculelor).

Puteți oferi și o interpretare clasică. Momentul dipol al unei molecule care rezultă din fluctuații creează un câmp, care, la rândul său, o polarizează pe a doua. Câmpul acum diferit de zero al celei de-a doua molecule o polarizează pe prima. Potențialul din acest sistem particular cu „feedback pozitiv” este calculat în mod similar cu interacțiunea inductivă.

Rolul relativ al diferitelor tipuri de forțe van der Waals este dat în tabelul 1 [3, 4 ].

Tab. 1. Valori de polarizabilitate, moment dipol, potențial de ionizare și energie a diferitelor tipuri de interacțiuni slabe între unii atomi și molecule.

Este clar că forța este definită ca

Făcând estimări pentru condițiile tipice ale experimentului AFM în modul contact, obținem pentru valoarea atracției van der Waals: .

Concluzii.

Literatură.

1. Sivukhin D.V. Bine fizica generala: Electricitate. – M.: Nauka, 1983. – 687 p.
2. Landau L.D. Mecanica cuantică: teorie non-relativista. – M.: Nauka, 1989. – 767 p.
3. Rubin A.B. Biofizică: biofizică teoretică. - M.: Universitatea Book House, 1999. - 448 p.
4. Adamson A. Chimia fizică a suprafețelor. – M.: Mir, 1979. – 568 p.

Descoperit de J. D. Van der Waals în 1869.

Forțele Van der Waals de interacțiune interatomică a gazelor inerte determină posibilitatea existenței unor stări agregate ale gazelor inerte (gaz, lichid și solide).

Forțele van der Waals includ interacțiuni între dipoli (permanenți și indus). Denumirea provine de la faptul că aceste forțe sunt cauza corecției presiunii interne în ecuația de stare van der Waals pentru un gaz real. Aceste interacțiuni, precum și legăturile de hidrogen, determină formarea structurii spațiale a macromoleculelor biologice.

Forțele Van der Waals apar și între o particulă (particulă macroscopică sau nanoparticulă) și o moleculă și între două particule.

YouTube enciclopedic

1 / 3

✪ Forțele Van der Waals | Forțe de interacțiune intermoleculară | Chimie (videoclipul 1)

✪ Lecția 194

✪ Ecuația Van der Waals | Gaze.Teoria molecular-cinetică | Chimie (videoclipul 8)

Subtitrări

În călătoria noastră prin chimie, am întâlnit deja interacțiuni între molecule, cu legături metalice care se formează cu ajutorul electronilor, am luat în considerare interacțiunile dintre moleculele de apă. Cred că va fi util să luăm în considerare diferite tipuri de interacțiuni intermoleculare și influența lor asupra punctelor de fierbere și de topire ale substanțelor. Să începem cu cele mai slabe interacțiuni. Să luăm ca exemplu heliul. Voi desena niște atomi de heliu. Să ne uităm la tabelul periodic al lui Mendeleev, în loc de heliu, puteți lua orice gaz nobil. Gazele nobile, s-ar putea spune, sunt norocoase - orbital lor exterior este complet umplut. Deci, neon sau heliu... Să luăm neonul, are toți cei opt electroni în orbital. Neon este scris așa. Și nu are nevoie de nimic. Este complet mulțumit de viață. Și din moment ce este foarte bun în această stare, este inert. Nu are niciun motiv să fie activ. Despre aceste motive vom vorbi mai târziu. Electronii sunt distribuiți uniform în jurul atomului. Este un atom complet neutru. Nu caută să formeze o legătură cu un alt atom. Deci, electronii sunt împrăștiați în jurul atomului și nu vor fi atrași și cumva interacționează între ei. Dar se dovedește că la o temperatură mai scăzută, neonul trece într-o stare lichidă, iar faptul însuși acest lucru înseamnă că apar unele forțe și, din cauza lor, atomii de neon se unesc între ei. Acest lucru se întâmplă la o temperatură foarte scăzută, deoarece aceste forțe sunt foarte slabe. Prin urmare, practic neonul este în stare de gaz. Dar dacă este foarte răcit, apar forțe foarte slabe și atomii sau moleculele de neon se combină între ele. Aceste forțe apar din cauza faptului că electronul nu are o traiectorie constantă de mișcare în jurul nucleului. Traiectoria este probabilistică. Să luăm neon, nu voi desena electroni de valență în această formă, în schimb voi desena un nor cu probabilitatea de a găsi un electron în spațiu. Aceasta este configurația atomului de neon. Deci 1s2 și 2s2, 2p6 este stratul exterior, nu? În această stare, electronul are cea mai mare energie. Cum aș desena asta... Are nivelul 2. Nivelul 1s este în interior și există și orbitali p în atom. orbitalii p sunt direcționați în direcții diferite. Dar acum nu este vorba despre asta. Mai avem un atom de neon, am desenat o distribuție de probabilitate. S-a dovedit așa-așa. Dar cred că ai înțeles ideea. Urmăriți videoclipul de configurare a electronilor dacă doriți să intrați în mai multe detalii pe acest subiect, dar ideea aici este că distribuția probabilității este regiunea spațiului în care poate fi un electron. La un moment dat, nu există nici un electron aici. Și într-un alt moment, toți electronii sunt aici. Același lucru se întâmplă și în acest neon. Dacă te gândești la toate configurațiile posibile ale electronilor din acești doi atomi de neon, vei vedea că este puțin probabil ca electronii să fie distribuiti uniform în ei. Mult mai probabil este ca în unii dintre atomi electronii să fie distribuiti neuniform. De exemplu, în acest atom de neon, opt electroni de valență sunt aranjați astfel: unu, doi, trei, patru, cinci, șase, șapte, opt. Ce înseamnă? Există o mică taxă temporară, din această parte. Această latură este mai negativă decât aceasta, sau această latură este mai pozitivă decât atât. În mod similar, dacă mai am un atom de neon în același timp, acesta are... are unul, doi, trei, patru, cinci, șase, șapte, opt electroni. O să-l desenez puțin diferit. Să presupunem că acest atom de neon este așa: unu, doi, trei, patru, cinci, șase, șapte, opt. Voi evidenția aceste forțe slabe cu o culoare închisă. Deci există o mică sarcină negativă aici. Temporar, tocmai în acest moment, există o sarcină negativă. Și aici este pozitiv. Această parte este negativă. Această parte este pozitivă. În acel moment, între acești atomi de neon apare o ușoară atracție, iar apoi dispare, deoarece electronii se mișcă. Dar este important să înțelegem că momentele în care electronii sunt complet împrăștiați sunt foarte, foarte rare. Aici mereu distribuție aleatorie, există mereu, nu vreau să spun polaritate, pentru că e un cuvânt prea puternic. Dar există întotdeauna o ușoară sarcină în exces pe o parte sau cealaltă a unui atom și astfel atomul este atras de părțile încărcate opus ale altor molecule. Aceasta este o putere foarte, foarte, foarte slabă. Se numește forța de dispersie a Londrei. Apropo, acest bărbat, Fritz London, nu este britanic. Este un german american. Forța de dispersie a Londrei este cea mai slabă dintre forțele van der Waals. Voi nota acest termen. „Forțele Van der Waals”. o pronunt. Forțele Van der Waals sunt o clasă de forțe intermoleculare sau, în cazul nostru, o moleculă de neon este un atom. Este o moleculă uniatomică, ca să spunem așa. Forțele Van der Waals sunt o clasă de forțe de interacțiune intermoleculară, nu este legaturi covalenteși legături neionice, așa cum am văzut în săruri. Acum ne vom uita la asta mai detaliat. Iar puterea Londrei este cea mai slabă dintre toate. Deci, neonul și alte gaze nobile, doar forțele de dispersie acționează între moleculele lor, care sunt cele mai slabe forțe intermoleculare. Și astfel neonul trece cu ușurință în stare gazoasă. Gazele nobile se transformă în stare gazoasă la temperaturi foarte scăzute. De aceea sunt numite gaze nobile. Aceste substanțe se comportă aproape ca un gaz ideal, deoarece moleculele lor interacționează cu greu. BINE. Acum să vedem ce se întâmplă dacă moleculele sunt atrase mai puternic unele de altele, adică sunt puțin mai polare. De exemplu, luați acid clorhidric. Hidrogenul poate atrage și dona electroni. Clorul atrage electronii spre sine. Clorul are o electronegativitate destul de mare. Dar mai puțin decât aceste elemente. Cei mai puternici acceptori de electroni sunt azotul, oxigenul și fluorul, dar și clorul are o electronegativitate destul de mare. Deci, am clorură de hidrogen. Acesta este un atom de clor, are șapte electroni și ia un electron de la hidrogen. Împarte un electron cu hidrogenul, îl voi numi așa. Clorul este mai electronegativ decât hidrogenul, astfel încât electronii sunt mai aproape de el tot timpul. Acolo unde există electroni, există o sarcină negativă parțială, iar aici există o sarcină pozitivă parțială. Foarte asemănătoare cu legăturile de hidrogen. De fapt, acesta este același tip de legătură ca și legăturile de hidrogen, acestea sunt legături dipol-dipol sau interacțiune dipol-dipol. Deci, dacă am un astfel de atom de clor și un al doilea atom de clor, așa. Să copiem și să lipim această imagine chiar aici. Ca rezultat, acești atomi interacționează. Atomii de clor sunt atrași... Mai exact, moleculele de clorură de hidrogen sunt atrase. Latura pozitiva , polul pozitiv al acestui dipol este pe hidrogen deoarece electronii sunt mai aproape de clor, iar polul pozitiv este atras de atomul de clor al celeilalte molecule. Și astfel, aceste forțe van der Waals, această interacțiune dipol-dipol este mai puternică decât forța de dispersie de la Londra. Forțele de dispersie sunt prezente în orice interacțiuni intermoleculare. Ele sunt pur și simplu foarte slabe în comparație cu alte tipuri de interacțiuni intermoleculare. Forțele de dispersie trebuie luate în considerare numai în cazul unor substanțe precum gazele nobile. Chiar și aici, forțele de dispersie din Londra lucrează atunci când distribuția electronilor se modifică la un moment dat în timp. Dar interacțiunea dipol-dipol este mult mai puternică. Și datorită faptului că este mai puternică, clorura de hidrogen are nevoie de mai multă energie pentru a intra în stare lichidă și gazoasă decât heliul. Și dacă electronegativitatea este și mai mare, cele mai electronegative sunt azotul, oxigenul și fluorul, atunci ne vom ocupa de un tip special de interacțiuni dipol-dipol, aceasta este o legătură de hidrogen. Să luăm fluorură de hidrogen, HF, câteva molecule. De exemplu, fluorură de hidrogen aici și aici, voi desena mai multe aici. Fluorul are o electronegativitate foarte mare. Este unul dintre cei mai electronegativi trei atomi din tabelul periodic. Atrage electronii foarte eficient. Acesta este un caz de interacțiune dipol-dipol foarte puternică, în care toți electronii se deplasează spre fluor. Deci, aici există o sarcină parțială pozitivă și o sarcină parțială negativă, o sarcină parțială pozitivă, una negativă parțială, una pozitivă, una negativă și așa mai departe. Deci, iată ce avem. Aceasta este o interacțiune dipol reală. Dar aceasta este o interacțiune dipol foarte puternică, se numește legătură de hidrogen, deoarece hidrogenul și un atom cu o electronegativitate foarte mare interacționează aici, iar atomul electronegativ trage un electron de hidrogen spre sine. Hidrogenul de aici este sub formă de proton, are o sarcină pozitivă și este puternic atras de capetele încărcate negativ ale dipolilor. Toate acestea sunt forțe van der Waals. Iar cea mai slabă dintre ele este forța de dispersie. Și dacă avem o moleculă cu un atom electronegativ, formăm un dipol, molecula devine polară, iar polii pozitiv și negativ se vor atrage. Aceasta este o interacțiune dipol-dipol. Dar cea mai puternică interacțiune este o legătură de hidrogen, deoarece un atom cu o electronegativitate foarte mare ia complet electronul de hidrogen la sine. Mai precis, ia aproape complet electronul de hidrogen la sine. Acești atomi încă împart un electron, dar este aproape întotdeauna pe această parte a moleculei. Deci moleculele sunt mai strâns legate între ele și temperatura de fierbere Vor fi mai multe. Deci avem forțe de dispersie de la Londra, legături dipolare și polare și legături de hidrogen. Toate acestea sunt forțe van der Waals. Puterea interacțiunii intermoleculare crește, iar punctul de fierbere crește, deoarece este necesară din ce în ce mai multă energie pentru a separa aceste molecule unele de altele. Suntem fără timp... Frumoasă recenzie tipuri diferite interacțiuni intermoleculare, de natură necovalentă și neionică. În următorul videoclip, voi vorbi despre unele tipuri de structuri covalente și ionice și influența lor asupra punctului de fierbere. Subtitrări de către comunitatea Amara.org

Clasificarea forțelor van der Waals

Interacțiunea van der Waals constă din trei tipuri de interacțiuni electromagnetice slabe:

• Forțele de orientare, atracție dipol-dipol. Se desfășoară între molecule care sunt dipoli permanenți. Un exemplu este HCl în stare lichidă și solidă. Energia unei astfel de interacțiuni este invers proporțională cu cubul distanței dintre dipoli.
• Atractie dispersiva (forțele de la Londra, forțele de dispersie). Datorită interacțiunii dintre dipolul instantaneu și cel indus. Energia unei astfel de interacțiuni este invers proporțională cu puterea a șasea a distanței dintre dipoli.
• Atractie inductiva (atractie de polarizare). Interacțiunea dintre un dipol permanent și unul indus (indus). Energia unei astfel de interacțiuni este invers proporțională cu puterea a șasea a distanței dintre dipoli.

Până în prezent, mulți autori pleacă de la presupunerea că forțele van der Waals determină interacțiunea interstrat în cristale stratificate, ceea ce contrazice datele experimentale: scala de anizotropie a temperaturii Debye și, în consecință, scara de anizotropie a reflexiei rețelei. Pe baza acestei presupuneri eronate, au fost construite multe modele bidimensionale care „descriu” proprietăți, în special

- acestea sunt doar legături intermoleculare slabe, care se manifestă la o distanță care depășește particulele, care sunt nesaturate și nedirecționale în proprietățile lor. Acţionează în substanţe în stare lichidă şi gazoasă, precum şi între moleculele din cristale moleculare. Atractia Van der Waals este de natura electrica si este considerata ca rezultatul a trei efecte - orientare, inductie si dispersie: E=E op + E ind + E disp. 1. efect de orientare- apare numai în substanțele polare ale căror molecule sunt dipoli. În acest caz, moleculele substanței se întorc unele spre altele cu poli opuși. Cu cât este mai mare momentul electric al dipolului moleculelor și cu cât distanța dintre ele este mai mică, cu atât valoarea este mai mare. Pe măsură ce T crește, efectul scade, deoarece mișcarea termică în creștere perturbă orientarea reciprocă a dipolilor.2. Efect de inducție- în interacţiunea moleculelor polare şi nepolare. Într-o moleculă nepolară, centrele de greutate ale sarcinilor pozitive și negative nu mai coincid. Apare un dipol indus sau indus. Un fenomen similar poate fi observat și pentru particulele polare - ca urmare, atracția reciprocă crește. Interacțiunea inductivă crește odată cu creșterea momentului electric al dipolului și scade rapid odată cu creșterea distanței. E ind nu depinde de T.3. Efect de dispersie- (manifestat în timpul interacțiunii moleculelor nepolare între ele sau în timpul interacțiunii atomilor de gaze nobile. În sistemul acestor molecule nepolare ia naștere sincron un dipol instantaneu (de scurtă durată), care se închide unul pe celălalt în întregul sistem sincron. (desen dintr-un caiet) Efectul se manifestă 100% atunci când moleculele nepolare (CO 2 , gaze nobile). De asemenea, se manifestă prin polaritate scăzută (CO, NO )). general căci efectele luate în considerare este că ele scad foarte rapid odată cu creșterea distanței. Cu cât polaritatea este mai mare, cu atât rolul forțelor de orientare este mai mare. Pe măsură ce polarizabilitatea moleculei crește, crește efectul de dispersie. Efectul inductiv depinde de ambii factori, dar este el însuși doar de importanță secundară.

Numărul de cristale moleculare, unde legătura van der Waals determină interacțiunea moleculelor individuale, este destul de mare: hidrogen solid, oxigen, azot, halogeni, CO 2, fosfor alb, sulf rombic, cristale de org Comm. Forțele determină multe proprietăți fizice substanțe (temperatură, punct de topire, duritate, densitate). Temperaturi scazute topire, volatilitate ridicată, duritate scăzută, densitate scăzută - toate acestea indică slăbiciunea legăturii van der Waals. Lungimea legăturii van der Waals este mai mare și rezistența este mai mică decât aceiași parametri pentru legătura covalentă.

6. Aluminiu și compușii săi. Prezența orbitalilor p și d liberi în al treilea strat de electroni permite aluminiului să prezinte în compușii săi o valență mai mare decât 3 - de la 4 la 9, cel mai adesea 4 și 6, Pasul.oxid=+3 (+1,+2).În natură- pe primul loc printre mine- la aluminosilicati, face parte din bauxitaAl 2 O 3 * nH2O, criolitul, alunitul, sub forma de pietre pretioase - corindon α-Al 2 O 3, colorat datorita impuritatilor (rubin - rosu, safir - albastru, ametist - violet, verde smarald). Sp. primit- electroliza la 1000°СAl 2 O 3 , dizolvată în topitura criolitului de Na 3 în aparate speciale - electrolizoare. Pur aluminiu-argintiu-alb ductil, cu n.c. sub o peliculă subțire de oxid, cu o structură cubică centrată pe fețe.Destul de inert (datorită peliculei de oxid).Reacționează energic cu apa la îndepărtare, amfoter, ușor solubil în clorhidric, fluorhidric, bromhidric , diluat în acizi sulfuric și alcalii: 2Al + 6HCl + 12H 2 O \u003d 2Cl 3 + 3H 2 .2Al + 2NaOH + 6H 2 O \u003d 2Na + 3H 2. În acid azotic diluat: 8NO3 + 3 0HAl (8NO3) NO 3) 3 3NH 4 NO 3 +9H 2 O, dar practic nu interacționează cu conc. azot și sulfuric, cat. este pasivată. Trivalent: hidrurAlH3-polimer alb Hidruri complexe Li, K sunt mai stabile, dar mai puțin stabile: LiH + AlH 3 \u003d Li .; afinitate pentru oxigen: 3Fe 3 O 4 + 8Al \u003d 4Al 2 O 3 + 9Fe + 3300kJ. Reacționează ușor cu simplu în tine: O2, CI2, S, N2, C (Al4C3), H2 (AlH3). K-ty 2Al + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2, 2Al + 3H 2 SO 4 (razb) \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 Când este încălzit: 2Al + 6H 2 SO 4 la \u003d Al 2 ( SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O, Al + 6HNO 3 k \u003d Al (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O restabilește metalele din oxizii lor (aluminotermie): 8Al + 3Fe 3 O 4 \u003d 4Al 2 O 3 + 9Fe, 2Al + Cr 2 O 3 \u003d Al 2 O 3 + 2CrCu alcalii: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O \u003d 2Na + 3H 2. Al(Oh) 3 - racordarea oxidului de aluminiu cu apa. Alb gelatinos in-in, slab sol. în apă, are proprietăți amfotere. Obținut prin interacțiunea sărurilor de aluminiu cu apa. p-rami-alcali, evitându-se excesul lor: AlCl 3 + 3NaOH->Al (OH) 3 + 3NaCl. Hidroxidul de aluminiu proaspăt precipitat este capabil să se schimbe cu: k-mi-Al (OH) 3 + 3HCl-> AlCl 3 + 3H 2 O; alcali-mi-Al (OH)3 + NaOH->Na3. Hidroxid de aluminiu uscat - predstavl.soboy alb cristalin. in-in, nerezolvat. în k-tah ischelochah. Cazuri separate de interacțiune a hidroxidului de aluminiu cu: hidroxid de rubidiu Al (OH) 3 + 3RbOH (soluție apoasă) -> Rb 3, oxid de rubidiu: 2Al (OH) 3 + Rb 2 O (aliaj) -> 2RbAlO 2 + 3H 2O, Oxid de aluminiu: 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. Calitatea reactorului când se adaugă alcali la soluțiile de săruri de aluminiu, o masă gelatinoasă albă va precipita - hidroxid de aluminiu Al (OH) 3.

săruri de aluminiu- solubile în apă, suferă hidroliză, multe dintre ele, la precipitare, formează hidrați cristalini Al 2 (SO 4) 3 18H 2 O, Al (NO 3) 3 24H 2 O, cu sulfați de metale alcaline, taliu, ioni de amoniu aluminiu sulfatul formează săruri duble - alaun de aluminiu cu formula generală Me 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 24H 2 O. În grade inferioare (+1,2): 2Al + AlCl 3 \u003d 3AlCl. Aplicație: fire de alimentare, conducte, reactoare nucleare, protecția Me împotriva coroziunii, aluminotermie, folie, aliaje - pentru transportul și depozitarea gazelor lichefiate, oxidului - pietre prețioase artificiale, sulfat și kvas - pentru tăbăcirea pielii, aluminați lantanizi - producția de sticle optice ; preparate farmaceutice - analgezice, adsorbanți (oxizi). rol biologic. . 50-100 mg - în plămâni, ficat, mușchi, plasmă sanguină, creier, țesut osos, unghii, creier. Consum zilnic - 60-90 mg. în produse de origine vegetală, pâine, morcovi, ceai.Al +3 procese de formare a complexelor proteice și fosfatice, în construcția regenerării țesutului conjunctiv și osos. - influența sa asupra metabolismului minelor, asupra perturbării sistemului nervos central, sintezei hemoglobinei, inhibarea reproducerii și creșterii celulare, inhibarea sintezei hemoglobinei.

interacțiune, van der Waals in caz contrar forțele van der Waals(Engleză) - slab, necovalent, care rezultă din interacțiunea momentelor dipol (multipol) ale moleculelor și polarizării acestora învelișuri de electroni.

Descriere

La distanțe mari, interacțiunea van der Waals are caracter de atracție și are loc între orice molecule, atât polare, cât și nepolare. La distanțe scurte, este compensată de respingerea învelișurilor de electroni. Putem distinge următoarele tipuri principale de interacțiuni, numite interacțiuni van der Waals.

1. Interacțiune orientativă (dipol-dipol) între molecule polare, adică molecule cu momente dipol constante. Potențialul de interacțiune () al dipolilor orientați rigid este anizotrop, adică depinde de orientarea dipolului permanent. Este proporțională cu pătratele momentelor dipolare ( și ) și invers proporțională cu temperatura () și puterea a șasea a distanței dintre dipoli ():

În plus, există o interacțiune a momentelor dipol cu ​​momente multipolare mai mari (de exemplu, interacțiunea dipol-cvadrupol) și interacțiunea acestora din urmă între ele, dar contribuțiile corespunzătoare sunt de obicei semnificativ mai slabe.

2. Interacțiunea de inducție (dipol indus de dipol permanent) între molecule polare și nepolare, în care momentul de dipol permanent al primei () interacționează cu momentul indus de câmpul său în a doua. În acest caz, potențialul este invers proporțional cu puterea a șasea a distanței și direct proporțional cu polarizabilitatea moleculei nepolare () și pătratul momentului dipolar permanent:

Ca și în cazurile anterioare, efecte similare generate de momentele multipolare mai mari pot fi prezente, dar sunt mult mai puțin semnificative.

3. Interacțiunea dispersivă (dipol indus-dipol indus), care este interacțiunea momentelor care apar, în modelul clasic, ca urmare a fluctuațiilor instantanee ale sarcinii (a se vedea articolul pentru mai multe detalii). Potențialul său este, de asemenea, invers proporțional cu a șasea putere a distanței și crește odată cu polarizabilitatea particulei:

Dintre acestea, cele mai puternice, de regulă, sunt interacțiunile de dispersie. Pentru moleculele mici, energia interacțiunilor van der Waals poate fi de ordinul 1-30 kJ/mol. Interacțiunea Van der Waals are loc nu numai între molecule, ci și între, de exemplu. În ciuda slăbiciunii acestei interacțiuni, asigură stabilitatea cristalelor moleculare, complexelor supramoleculare, conexiunea moleculelor cu

Ecuația Van der Waals

În 1873, van der Waals, pe baza unui model molecular de bile incompresibile cu diametrul D care se atrag reciproc și sunt atrași unul de celălalt, a derivat ecuația sa surprinzător de simplă. Într-un gaz real, ca urmare a atracției moleculare, presiunea cinetică crește în comparație cu presiunea dintr-un gaz ideal. Din considerentele cele mai generale, atracția moleculară este proporțională cu numărul atât de molecule care atrag cât și de molecule atrase; Δp~N2. Ca rezultat al respingerii moleculare, volumul liber dintr-un gaz real este mai mic decât volumul vasului ocupat de gaz. Volumul interzis din jurul fiecărei molecule, în care centrul altei molecule nu poate cădea din cauza repulsiei reciproce, a fost estimat de van der Waals ca volumul unei sfere unde D este distanța dintre centrele a două bile incompresibile cu diametrul D. Prin urmare , volumul total interzis al unui mol de gaz va fi este egal cu , i.e. este egal cu de patru ori volumul N a al moleculelor incompresibile.

Ecuația lui Clapeyron pentru un gaz ideal:

pV=N a kT (3,2);

Ecuația van der Waals este ecuația Clapeyron, în care corecțiile enumerate mai sus sunt introduse pentru presiunea cinetică crescută datorită interacțiunii intermoleculare și volumul liber real redus:

sau (3.3);

unde a este o constantă, b4V 0 (V 0 este volumul moleculei).

Dacă ca variabile P, V și T folosim valorile lor relative P c =P/P k , T c =T/T k , V c =V/V k   (unde P k , Tk , V k sunt critice valori) , atunci legea van der Waals ia forma legii universale a stărilor corespunzătoare:

– functie universala;

este constanta universală.

Consecința acestei legi poate fi formulată astfel: toate substanțele fierb la aceleași presiuni și temperaturi relative. Sau altfel: volumele relative ale tuturor substanțelor sunt aceleași la aceleași presiuni și temperaturi relative. Ecuația van der Waals poate fi scrisă și sub altă formă:

(3.4);

acestea. să fie reprezentată ca o expansiune a potențialului de atracție în puteri inverse ale temperaturii, în care se ia în considerare doar primul termen. Justificarea acestei abordări ipoteza lui van der Waals despre natura cu rază lungă de acțiune a forțelor de atracție servește. În cazul interacțiunii pe distanță lungă, se poate presupune că la trecerea de la o configurație de molecule la alta, energia lor potențială nu se modifică, adică. a = const datorită faptului că se află în câmpul mediu al vecinilor cu o densitate energetică constantă .

Studiile matematice și experimentale ale acestei ecuații au arătat că corecțiile van der Waals au o adâncime sens fizic. Ele descriu calitativ nu numai modificări ale proprietăților sistemului care determină tranziția de fază gaz-lichid, ci și forma regiunii critice. În plus, dacă forțele de atracție nu pot fi considerate constante din cauza interacțiunii pe rază scurtă, atunci ecuația van der Waals permite următoarea aproximare, ținând cont de termenul 1/T 2 .

Van der Waals în 1873 a fost unul dintre primii care a subliniat prezența interacțiunii intermoleculare non-chimice în stările amorfe ale materiei și a împărțit această interacțiune în atracție pe distanță lungă și repulsie pe rază scurtă. În același timp, a propus până acum cel mai simplu, dar în același timp destul de precis într-o gamă largă de temperaturi și presiuni, un model matematic pentru luarea în considerare a forțelor de mai sus la calcularea stărilor unui gaz real. În legătură cu circumstanțele de mai sus, forțele cu rază lungă de atractie intermoleculară și forțele cu rază scurtă de respingere intermoleculară au fost numite forțe van der Waals.

După cum arată calculul mecanic cuantic, energia interacțiunii intermoleculare pe distanță lungă constă din așa-numita energie electrostatică și energia de perturbare de ordinul doi - inductivă și dispersivă. Interacțiunea electrostatică are loc între momentele dipolare ale moleculelor, între ioni și dipoli în soluții sau aliaje. Pentru moleculele neutre în interacțiune electrostatică, așa-numita interacțiune orientativă a momentelor dipol constante ale moleculelor este importantă.

Interacțiunile de orientare, inducție și dispersie sunt cele mai importante trei componente ale forțelor de atracție van der Waals. Forțele Van der Waals sunt numite pe distanță lungă, deoarece energia interacțiunii van der Waals scade destul de lent cu distanța și este proporțională cu r -n.

Interacțiuni orientative van der Waals

(efectul Kezom)

Luați în considerare posibilele forțe de interacțiune între doi dipoli.

Dacă doi dipoli sunt așezați pe aceeași linie dreaptă și orientați egal (Fig. 3.4 a), atunci ei sunt atrași cu o forță invers proporțională cu a treia putere a distanței dintre ei, punând dipolii în „coadă”.

Orez. 3.4. Locația dipolilor.

O forţă similară acţionează între doi dipoli direcţionaţi opus, amplasaţi pe linii paralele, la cea mai mică distanţă unul de celălalt (fig. 3.4 b), aşezând dipolii „unul sub celălalt” (setarea anti-paralelă a dipolilor). În ambele cazuri, acestea sunt orientate astfel încât energia sistemului să devină minimă (Figura 3.4). Dacă dipolii nu sunt orientați așa cum se arată în Fig. 3.4 apoi între dipoli, pe lângă forța de interacțiune radială (atracție sau repulsie), apare un cuplu.

În lichide și gaze, mișcarea termică duce la tot felul de orientări moleculare. Când se face media energiei de interacțiune pe toate orientările posibile, ținând cont de mișcarea termică, pentru lichide și gaze, calculul poate fi efectuat conform următoarei formule:

(3.5);

unde s este distanța dintre centrele dipolilor; µ 1 și µ 2 sunt cuplurile dipolilor.

Interacțiunile de orientare van der Waals joacă un rol decisiv în procesele de disociere electrolitică. Pentru cele mai polare substanțe, legăturile van der Waals de natură orientativă au cea mai semnificativă contribuție la valorile energiei și temperaturilor de topire și sublimare (sau fierbere). Interacțiuni orientative van der Waals, împreună cu interacțiuni inductive van der Waals și Ele sunt utilizate în instalațiile de tratare a prafului cu absorbție și adsorbție, prin urmare, ca absorbanți și adsobați în instalațiile de tratare a prafului, aproape întotdeauna sunt utilizate materiale foarte polare.

Interacțiuni inductive van der Waals

(efectul Debye)

O moleculă care are un moment dipol permanent induce într-o altă moleculă, nepolară sau polară, așa-numitul moment dipol indus. Valoarea momentului dipol  ind indus de intensitatea câmpului electric E poate fi reprezentată astfel:  ind = E+E 2 + . Pentru câmpurile electrice de intensitate scăzută, toți termenii seriei, cu excepția primului, pot fi neglijați; această aproximare poate fi făcută pentru o pereche de dipoli care interacționează inductiv.  ind = E, unde  este polarizabilitatea moleculei. Momentul dipol indus are aceeași direcție ca și liniile intensității câmpului electric al dipolului constant care a determinat apariția momentului dipol indus al moleculei sau radicalului polarizabil la locul moleculei (sau, respectiv, radicalului) polarizabile. Interacțiunea unui dipol permanent al unei molecule (ion radical, complex) și dipolul indus de acesta al unei a doua molecule (sau a unui grup de atomi în general) scade energia potențială a unui sistem de două molecule și întărește sistemul.

Dacă luăm în considerare faptul că molecula care induce momentul dipol indus în sine are polarizabilitate, calculul poate fi efectuat după următoarea formulă:

(3.6);

Energia interacțiunii inductive, ca și cea orientativă, scade proporțional cu puterea a șasea a distanței, dar interacțiunea inductivă nu depinde de temperatură. Acesta din urmă se datorează faptului că orientarea momentului dipol indus nu poate fi arbitrară; este determinată în mod unic de direcția și poziția dipolului indus în spațiu.

valoare energetică Interacțiunea inductivă U ind este cu atât mai semnificativă, cu atât polarizabilitatea moleculelor este mai mare. Se observă interacțiune inductivă: în timpul formării hidraților de gaz nobil, în soluții de substanțe polare, în solvenți nepolari (de exemplu, acetonă în tetraclormetan), etc., dar este semnificativă doar pentru moleculele cu polarizabilitate semnificativă; acestea includ în primul rând molecule cu legături conjugate.

Interacțiunea inductivă nu este aditivă. Acest lucru devine clar dacă luăm în considerare o particulă nepolară în câmpul a doi dipoli situati simetric. Fiecare dintre ele, acţionând pe cont propriu, ar provoca un efect de inducţie, dar acţiunea lor comună se echilibrează reciproc, într-o tăietură. Ca urmare, momentul dipol al particulei nepolare nu este indus și, în consecință, energia sistemului în cazul în cauză nu este redusă de interacțiunea inductivă.

Datorită neproliferării moleculelor ușor polarizabile și neaditivității interacțiunilor inductive, efectul Debye nu este niciodată dominant în comparație cu efectul Kesom (interacțiuni de orientare) și efectul London.

Interacțiuni de dispersie Van der Waals

(efectul Londra)

Există, totuși, astfel de molecule care au nu numai un moment electric dipol, ci și momente electrice mai mari decât ordin înalt; acestea sunt molecule simetrice sferice, în primul rând molecule de gaze ideale. Cu toate acestea, gazele nobile se lichefiază și în timpul răcirii și odată cu răcirea ulterioară (heliu - doar sub creștere în comparație cu presiune atmosferică) cristalizează. Forțele care duc la condensarea gazelor ideale se numesc forțe de dispersie van der Waals. Interacțiunile de dispersie Van der Waals joacă un rol important în interacțiunea dintre toate celelalte molecule, fără excepție.

Rezolvarea ecuației Schrödinger pentru un sistem de două molecule prin metoda perturbației indică existența interacțiunilor electrostatice, de inducție și de dispersie. Fiecare dintre aceste efecte are o definiție strictă mecanică cuantică, dar dacă efectele de orientare și inducție pot fi înțelese și pe baza conceptelor electrostatice , atunci interacțiunea de dispersie poate fi explicată doar pe baza mecanicii cuantice.

Un model de reprezentare aproximativă a interacțiunii de dispersie dintre doi atomi ai unui gaz nobil poate fi format prin luarea în considerare a protonilor nucleului atomic și a electronilor care se mișcă în jurul nucleului ca poli pozitivi și negativi ai dipolilor electrici instantanei care se rotesc în jurul centrului atomului.

Deoarece direcția acestor dipoli se modifică cu o frecvență de  10 15   cicluri pe secundă, drept urmare atomul nu are un moment dipol de direcție constantă, în medie în timp, momentul său dipol este egal cu zero. Cu toate acestea, atunci când doi atomi se întâlnesc, momentele lor dipol instantanee se orientează unul față de celălalt, iar direcțiile lor se schimbă „în timp”. Această corelație între direcțiile momentelor de dipol instantanee ale atomilor (sau ionilor cu electroni) reduce energia potențială a sistemului cu o cantitate numită energie de interacțiune de dispersie (sau magnitudinea efectului Londra).

Esența efectului Londra constă în faptul că electronii din atomi și molecule pot fi asemănați cu particulele care oscilează în jurul nucleului - oscilatoare. Orice oscilator, conform conceptelor moderne de mecanică cuantică, chiar și la temperatura zero absolută face așa-numitele oscilații zero cu energie =h 0 /2, unde  0 este frecvența de oscilație a oscilatorului.

(3.7);

Energia interacțiunii de dispersie, precum și interacțiunile de orientare și inducție, a unei perechi de particule este invers proporțională cu puterea a șasea a distanței; totuși, pentru un calcul aproximativ al căldurii de evaporare a unui lichid, ar trebui introdus un factor de corecție care să țină cont de numărul de coordonare și de alți factori, de ex. parametrii de interacțiune a unei particule cu mediul său.

O caracteristică a interacțiunii de dispersie este universalitatea sa - în toate moleculele există electroni în mișcare, prin urmare, interacțiunea de dispersie este esențială pentru toate moleculele fără excepție, iar pentru moleculele nepolare, efectul Londra este principala și practic singura sursă de forțe van der Waals (dacă o topitură sau un cristal al unei substanțe nepolare este insuficient purificat de impuritățile polare, atunci interacțiunea inductivă poate fi reprezentată și acolo, dar contribuția sa în acest caz este neglijabilă). Interacțiunea de dispersie aduce, de asemenea, o anumită contribuție la energia de legare a ionilor din molecule și din cristalele ionice.

Interacțiunile de dispersie joacă rolul principal în interacțiunile intermoleculare ale marii majorități a substanțelor. De asemenea, formează învelișuri hidrofobe de organele și membrane celulare. Datorită hidrofobei (în principal dispersie și t de asemenea, parțial, legături inductive - regiuni nepolare ale radicalilor de aminoacizi din structura proteinelor și radicalii nucleozidici din structura acizilor nucleici, radicalii lipidici din învelișul lipidic etc. aranjate în ordine; și nu creați incertitudine în poziția în moleculă și în organoid ca întreg, îndoiți-vă liber încurcătură și interferând cu munca corpului.

Repulsie Van der Waals

(efectul Pauli)

Trei tipuri principale de forțe cu rază lungă de acțiune responsabile de atracția van der Waals între molecule au fost descrise mai sus: efectele Londra, Kesom și Debye. Atunci când moleculele (sau părțile lor) se apropie unele de altele, împreună cu forțele cu rază lungă menționate mai sus, forțele cu rază scurtă care apar atunci când norii de electroni ai moleculelor (sau părți ale moleculelor) se suprapun devin vizibile. La distanțe mari, aceste forțe sunt nesemnificative, deoarece densitatea electronilor scade la aproape zero deja la o distanță de aproximativ 3 Å de nucleul atomic.

Suprapunerea norilor de electroni poate duce la două tipuri de rezultate: dacă particulele au orbitali moleculari liberi complet neumpluți sau mici, se pot forma compuși chimici donor-acceptor, de coordonare, intermoleculari și alți; forțe cu rază scurtă de acțiune de alt tip - forțele de repulsie van der Waals care apar atunci când învelișurile de electroni atomici sau moleculari complet umplute se suprapun, asociate cu manifestarea principiului Pauli.

Principiul de excludere Pauli (principiul de excludere Pauli, principiul de excludere Pauli) joacă un rol fundamental în comportamentul sistemelor cu mulți electroni. Conform principiului Pauli, doi electroni cu același set de patru numere cuantice nu pot fi în același orbital de spin. Principiul de excludere Pauli se referă la legile de bază ale naturii și exprimă una dintre cele mai importante proprietăți nu numai ale electronilor, ci și ale tuturor celorlalte microparticule cu valori pe jumătate întregi ale numărului cuantic de spin (inclusiv: protoni, neutroni și multe altele). particule elementare, precum și multe nuclee atomice).

Forțele de repulsie Van der Waals sunt cea mai importantă componentă a interacțiunii intermoleculare. La distante scurte, acestea sunt semnificative si cresc foarte repede la apropiere. Energia de repulsie intermoleculară este de obicei aproximată prin următoarea expresie:

(3.8);

A și ρ sunt constante determinate în timpul ciocnirii atomilor de gaze inerte și cele mai simple m olecul.