Сили ван дер Ваальса

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

Сили Ван дер Ваальса
Названо на честь	Ян Дидерик ван дер Ваальс

Потенціал між двома атомами аргону. Ван дер Ваальсовим силам відповідає ділянка на віддалі понад ${\displaystyle 4\mathrm {\AA} }$

Загальний опис

Сили ван дер 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 між молекулярними частинками (чи між групами тієї ж молекулярної частинки), а також між атомами інертних газів. Знаходяться в обернено пропорційних степеневих залежностях від відстаней, причому на більших відстанях (до кількох молекулярних діаметрів) проявляються як притягальні, а при надто малих — як сили відштовхування. Набагато слабкіші за сили валентних зв'язків, але, діючи як притягальні, забезпечують агрегацію речовин та утворення асоціатів у конденсованих системах, а як відштовхувальні — забезпечують молекулам власний ефективний об'єм.

Розрізняють: дисперсійні сили Лондона (діють між молекулами з нульовим дипольним моментом, пов'язані з взаємодіями індукованих миттєвих дипольних моментів), орієнтаційні сили (проявляються при електростатичній взаємодії між нейтральними полярними молекулами) та індукційні сили Дебая (між полярними молекулами, з високою поляризовністю).

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

${\displaystyle U=-{\frac {a}{r^{6}}}}$,

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:

• орієнтаційні сили,
• дисперсійні (лондоновські) сили,
• індукційні сили.

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 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: й .

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'язок

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 комплекс

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 радіус

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

Див. також

• Гравітація
• Дисперсійні сили
• Потенціал Ленард-Джонса
• Міжмолекулярні сили

Примітки

1. Названі на честь Яна Дидерика Ван дер Ваальса, оскільки відповідають за притягальну частину взаємодії, яка зумовлює зменшення тиску в рівнянні ван дер Ваальса
2. Орієнтаційні сили на сайті www.mathcell.ru
3. Дисперсійні сили на сайті www.mathcell.ru
4. Індукційні сили на сайті www.mathcell.ru
5. На честь Фріца Лондона

Джерела

• Білий М.У. (1973). Атомна фізика. Київ: Вища школа.
• Глосарій термінів з хімії / уклад. Й. Опейда, О. Швайка ; Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Дон. : Вебер, 2008. — 738 с. — .