Силы Ван-дер-Ваальса представляют собой слабые межмолекулярные взаимодействия, возникающие между нейтральными атомами и молекулами. Они не связаны с образованием химических связей в традиционном понимании (ковалентных или ионных), но играют ключевую роль в определении физико-химических свойств веществ, таких как точки плавления и кипения, растворимость, вязкость и упругость молекулярных кристаллов.
Основные типы взаимодействий Ван-дер-Ваальса:
Дисперсионные (Лондонские) силы Эти силы обусловлены мгновенными флуктуациями электронной плотности атомов или молекул, что вызывает временные диполи. Они универсальны, проявляются у всех атомов и молекул, даже у неполярных. Интенсивность дисперсионных сил растёт с увеличением поляризуемости молекулы, то есть с увеличением числа электронов и объёма электронной оболочки.
Диполь–дипольные взаимодействия (Кеcса–Поляковские силы) Возникают между молекулами с постоянным электрическим дипольным моментом. Положительный конец одной молекулы притягивается к отрицательному концу соседней. Сила взаимодействия зависит от величины диполя и ориентации молекул. Эти силы проявляются только у полярных молекул.
Диполь–индуцированный диполь (Кеcса–Франклинские взаимодействия) Суть взаимодействия заключается в индуцировании диполя в неполярной молекуле под действием постоянного диполя соседней молекулы. Энергия взаимодействия при этом обычно меньше, чем энергия диполь–дипольных взаимодействий.
Энергия взаимодействий Ван-дер-Ваальса невелика по сравнению с ковалентными или ионными связями. Типичные значения энергии дисперсионных сил составляют от 0,1 до 4 кДж/моль, диполь–дипольных — до 20 кДж/моль. Несмотря на слабость отдельных взаимодействий, их суммарное воздействие в макроскопических системах может быть значительным.
Энергия взаимодействия (E) для двух нейтральных неполярных атомов с учётом дисперсионных сил может быть выражена формулой Лондона:
[ E = - ]
где (_1) и (_2) — поляризуемости атомов, (I_1) и (I_2) — энергии ионизации, (r) — расстояние между центрами атомов. Отрицательный знак указывает на характер притяжения.
Силы Ван-дер-Ваальса действуют на очень малых расстояниях и быстро убывают с увеличением межмолекулярного расстояния, пропорционально (1/r^6) для дисперсионных взаимодействий. Одновременно при слишком малых расстояниях возникает отталкивание, обусловленное перекрытием электронных оболочек, которое растёт экспоненциально. Баланс притяжения и отталкивания определяет равновесное расстояние между молекулами.
Силы Ван-дер-Ваальса определяют агрегатное состояние неполярных молекул при обычных температурах. Например:
Для количественного описания взаимодействий Ван-дер-Ваальса широко используют потенциал Леннард-Джонса:
[ V(r) = 4 ]
где () — энергия глубины потенциальной ямы, () — расстояние, при котором потенциал равен нулю, (r) — межмолекулярное расстояние. Первый член ((r^{-12})) описывает сильное отталкивание при малых расстояниях, второй ((r^{-6})) — дисперсионное притяжение.
Силы Ван-дер-Ваальса критически важны для структурной организации молекул биологических макромолекул:
Суммарно, силы Ван-дер-Ваальса являются основой многих физических свойств веществ и играют ключевую роль в понимании химической и биохимической структурной организации.