18.4. Сили Ван-дер-Ваальса

Ці сили утворюються внаслідок взаємодії наведених диполів, які коливаються навіть при дуже низьких температурах.Розглянемо просту модель системи ,яка складається з двох однакових атомів.При зближенні атомів електронна хмара кожного атома зміщується відносно ядер. Нехай -відхилення електронів від положення рівноваги. Ці відхилення викликають появу дипольних моментів . Запишемо гамільтоніан для системи двох диполів :

, (18.18)

де - координати електронів, - власна частота коливання диполів, - потенціальна енергія взаємодії диполів:

. (18.19)

Якщо за допомогою формули (18.20) перейти до нормальних кординат та

.(18.20)

Тоді , (18.21)

де (18.22)

(18.23)

Тепер гамільтоніан представляється сумою гамільтоніанів окремих невзаємодіючих нормальних осциляторів. Енергія нульових коливань такої системи відома:

(18.24)

Енергія зв’язку між диполями - це різниця між і енергією 2-х диполів, що не взаємодіють,

(18.25)

Згідно формули вона від'ємна, тобто виникає виграш в енергії. Внаслідок цього між диполями виникають сили притяжіння Вандер-Ваальса, які іноді називаються дисперсійними,так як вони залежать від поляризуємості атомів. Формула (18.25) відображає основні риси сил Ван-дер-Ваальса:

1. універсальність ( незалежність від природи речовини);

1. незалежність від температури;

1. близькодію, бо сили Ван-дер-Ваальса швидко затухають при збільшенні відстані між взаємодіючими диполями

2. квантовою природою, про що свідчить зокрема поява у формулі (18.25).

18.5. Водневий зв’язок

У молекулах, до складу яких входять атоми водню ( тощо) виникає міжатомний проміжний зв’язок, який називається водневим зв’язком. Він утворюється, коли атом водню знаходиться між двома електровід’ємними атомами – , тощо. Один із цих двох атомів зв’язаний з атомом водню ковалентним зв’язком, і електронна густина на лінія звязку зміщується до електровід’ємного атома. . Внаслідок цього залишається майже „голий” протон, що сприяє зближенню сусідніх двох електровід’ємних атомів, наприклад атомів кисню. Створюється неподільна електронна пара й виникає додатковий направлений водневий зв’язок між сусідніми електровід’ємними атомами. Приклад такого зв’язку наведений на рис.18.6 для мурашкової кислоти. Водневий зв’язок є окремим випадком координаційного зв’язку, у якому між донором та акцептором переносяться електрони з наступним створенням пар та створенням загальної зв’язуючої орбіталі -типу. Довжини цих зв’язків досить великі. Наприклад, водневий зв’язок має довжину зв’язку , тоді як довжина ковалентного зв’язку становить _H-O= 0,96 Å. Таким чином, водневий зв'язок слабший за ковалентний.

Рис.18.7. Структурна формула мурашкової кислоти.

Наявністю водневого зв’язку обумовлені своєрідні складні структури і особливі властивості води, водних розчинів й ажурна структура льоду. Водневі зв’язки також грають важливу роль в утворенні глобулярної структури білкових молекул.