Хімія

Радіус Ван-дер-Ваалеса


Радіус Ван-дер-Ваалеса

  • Форум
  • допомогти
  • Інформація про Продукт
  • Контакти
  • про нас
  • Відвідайте веб-сайт англійською мовою
  • хімія
  • біохімії
  • фізики
  • математика
  • аптека
  • Дослідження та застосування
  • словник
  • Особливості
  • хімія
    • Загальна хімія
    • Неорганічна хімія
    • Органічна хімія
    • Фізична хімія
    • Аналітична хімія
    • технічна хімія
    • Макромолекулярна хімія
    • Теоретична хімія
    • Хімічна інформація
    • Хімоінформатика
    • токсикологія
  • Неорганічна хімія
    • Хімія елементів
    • Бібліотека підключення
    • Якісний аналіз
    • Симетрія і структура
    • Комплекси
    • Гомогенний каталіз
  • Хімія елементів
  • Халькогени

Рис.1

Зміст

  • Огляд групи
    • властивості
  • Ош
  • завдання
  • літератури

30 хв.

Підготовка та огляд

  • Необхідні основи
  • Подальші навчальні блоки

Про навчальний блок

Автори

  • Доктор. Петра Ескарпа Гаеде
  • Енн Зайдель

Книжкові рекомендації

  • Електронна пошта
  • Друк
  • Вгору
  • Зворотній зв'язок
  • Авторські права © 1999-2016 Wiley Information Services GmbH. Всі права захищені.
  • відбиток
  • Умови

Сили Ван дер Ваальса

в Сили Ван-дер-Ваальса (Взаємодія Ван-дер-Ваальса), названі на честь голландського фізика Йоханнеса Дідеріка ван дер Ваальса [1], — це відносно слабкі нековалентні взаємодії між атомами або молекулами, енергія взаємодії яких для сферичних частинок зменшується приблизно на шосту ступінь відстані. Відповідно до сучасного розуміння, сили Ван-дер-Ваальса можна розділити на три складові: [2]

  • взаємодія Кісом між двома диполями (диполь-дипольні сили), яка опосередковано пропорційна абсолютній температурі, [3] взаємодія між диполем і поляризуемою молекулою (диполь-індуковані дипольні сили)
  • Лондонська дисперсійна взаємодія (Лондонські сили) між двома поляризованими молекулами (індуковані дипольними дипольними силами). Також часто називають лондонські війська Сила Ван-дер-Ваальса у вужчому сенсі призначений.

Усі сили Ван-дер-Ваальса є слабкими силами порівняно з ковалентним зв’язком та іонним зв’язком, причому дисперсійна взаємодія, як правило, є домінантою з трьох компонентів. Наприклад, сили Ван-дер-Ваальса зростають від хлористого водню до йодистого водню, хоча дипольний момент зменшується. Взаємодія Ван-дер-Ваальса утворює привабливий член взаємодії в потенціалі Леннарда-Джонса. Сила Ван-дер-Ваальса F → vdW < displaystyle < vec > _ < текст>> можна отримати з потенціалу Ван-дер-Ваальса w vdW < displaystyle w _ < text>> :


Взаємодія Ван дер Ваальса?

Завдяки переміщенню електронів в атомах у разі нерівномірного розподілу електронів може спонтанно і короткочасно утворитися диполь. У випадку іншого атома поблизу нього викликається диполь, який також обмежений у часі. В результаті атоми притягуються один до одного. Якщо атоми віддаляються, дипольні моменти знову зникають і вихідний стан знову виникає, поки не повториться процес утворення диполя.

Показано тут на малюнку з поясненням:

Ця поведінка також стосується атомів у 2-атомних молекулах галогену.

Від фтору до йоду радіус і кількість електронів збільшуються. З невеликим атомом, таким як фтор, з його кількома електронами, рух електронів приводить до диполя набагато менше, ніж з більшим атомом, таким як йод. Одночасне збільшення кількості протонів у ядрі, яке є невеликим із фтором і має дуже сильний ефект притягання на кілька електронів, значно менше впливає на йод, оскільки електрони поблизу ядра сильно захищають притягання ядра. від менших електронів. Нерівномірний розподіл електронів набагато імовірніше з більшими атомами, ніж з меншими.

Більші атоми поляризувати легше, ніж менші, і сили Ван-дер-Ваальса сильніші з більшими атомами, ніж з меншими.

Це а Причина різного агрегатного стану галогену.

З другий Причина – збільшення маси галогенів, яка в йоді збільшена в 6 разів порівняно з фтором.


Відео: ЗАРЯДИЛ 42 000 РУБЛЕЙ!ИНТЕР-НАПОЛИ, ЛИОН-МАРСЕЛЬ, ТОТТЕНХЭМ-ЛИДС,, СОСЬЕДА-ВАЛЕНСИЯ (Січень 2022).