Сили Ван дер Ваальса

(Перенаправлено з Ван дер Ваальсові сили)

Си́ли Ван дер Ваа́льса[1] — сили міжмолекулярної взаємодії з енергією 0,8—8,16 кДж/моль, загальний термін для позначення сил взаємодії між молекулами.

Потенціал між двома атомами аргону. Ван дер Ваальсовим силам відповідає ділянка на віддалі понад

Загальний описРедагувати

Сили ван деp Ваальса — це сили, що діють між незв'язаними між собою атомами або молекулами. Включають взаємодії диполь-диполь, диполь-індукований диполь і сили Лондона. Це сили притягання та відштовхування мiж молекулярними частинками (чи між групами тієї ж молекулярної частинки), а також мiж атомами iнертних газiв. Знаходяться в обернено пропорцiйних степеневих залежностях вiд вiдстаней, причому на бiльших вiдстанях (до кiлькох молекулярних дiаметрiв) проявляються як притягальнi, а при надто малих — як сили вiдштовхування. Набагато слабкiшi за сили валентних зв'язкiв, але, дiючи як притягальнi, забезпечують агрегацiю речовин та утворення асоцiатiв у конденсованих системах, а як вiдштовхувальнi — забезпечують молекулам власний ефективний об'єм.

Розрізняють: дисперсiйні сили Лондона (дiють мiж молекулами з нульовим дипольним моментом, пов'язанi з взаємодiями iндукованих миттєвих дипольних моментів), орiєнтацiйні сили (проявляються при електростатичнiй взаємодiї мiж нейтральними полярними молекулами) та iндукцiйні сили Дебая (мiж полярними молекулами, з високою поляризовнiстю).

Сили Ван дер Ваальса задаються сферично симетричним потенціалом, обернено пропорційним відстані у шостому степені:

 ,

де a — характерна для конкретних атомів стала, r — відстань між атомами. Знак мінус свідчить про те, що сили Ван дер Ваальса зумовлюють притягання між атомами.

Всі три типи Ван дер Ваальсових сил мають електромагнітну природу:

У випадку нейтральних атомів без власного дипольного моменту, сили Ван дер Ваальса зумовлені взаємодією наведених дипольних моментів атомів. Заряджене ядро й електрони одного атома поляризують інший атом. Як наслідок, обидва атоми отримують наведений дипольний момент. Взаємодія цих моментів (її часто називають наведеною диполь-дипольною взаємодією, Лондонівською взаємодією[5] або дисперсійною взаємодією) зумовлює притягання між атомами, тобто Ван дер Ваальсові сили. Вона залежить від поляризовності атомів.

У випадку атомів, які мають власний дипольний момент, у Ван дер Ваальсові сили вносять вклад два додаткові ефекти: орієнтаційна взаємодія й поляризаційна взаємодія.

Сили Ван дер Ваальса слабкі в порівнянні з іншими видами електромагнітної взаємодії (енергія ван-дер-ваальсових зв'язків становить 0,1—2,4 ккал/моль, водневих зв'язків — 5—6 ккал/моль, хімічних зв'язків — 50—100 ккал/моль). Проте вони зумовлюють утворення молекулярних кристалів.

Вандерваальсівський зв'язокРедагувати

Зв'язок, значно слабкіший від звичайних хімічних зв'язків, викликаний силами Ван дер Ваальса: це, зокрема, сили притягання, зумовлені рухом електронів у атомах, напр., утримання графітних шарів, але особливо чітко цей зв'язок може бути описаний у випадку комплексів, утворених атомами інертних газів (енергія зв'язку He–He становить лише 83 Дж моль−1, довжина 289 пм).

Вандерваальсівський комплексРедагувати

Молекулярна система, в якій окремі індивідуальні частини утримуються разом за рахунок притягальних сил, основний вклад в які вносять дисперсійні сили. Раніше так називали комплекс, що утворений за рахунок будь-яких сил, інших, ніж у ковалентних зв'язках.

Вандерваальсівський радіусРедагувати

Половина відстані, на якій між однаковими валентно незв'язаними атомами зрівноважуються сили притягання та відштовхування.

Див. такожРедагувати

ПриміткиРедагувати

ДжерелаРедагувати