Притяжение взаимное элементов

В результате сила притяжения между элементами оказывается меньше предсказываемой на основе представления о парной аддитивности. Совпадение же полученных при использовании оригинального метода Гамакера предсказаний с данными проведенных на многих реальных системах измерений может быть объяснено взаимным погашением противодействующих, но связанных эффектов, приводящим к тому, что их совместное упущение из вида не приводит к возникновению ошибок первого порядка. [c.27]

В хорошем растворителе взаимодействие элементов макро-молекулярной цепочки с молекулами растворителя энергетически предпочтительнее взаимодействия их между собой. Это приводит к тому, что молекулы растворителя преодолевают силы взаимного притяжения между элементами массы макромолекулы и как бы раздвигают их, в результате чего кажущаяся толщина цепи возрастает, эффект исключенного объема усиливается и значение Лг становится больше нуля. [c.12]

Следствием этого является отталкивание водой молекул неполярных веш еств, которым термодинамически выгоднее взаимодействовать друг с другом, чем с водой. Эффект отталкивания растворителя и представляет собой так называемые гидрофобные взаимодействия, которые, как видно, не связаны с суш ествованием каких-либо особых сил взаимного притяжения между элементами системы, а имеют чисто термодинамическую причину. [c.232]

Вместе с тем, мы хотим еще раз подчеркнуть, что в то время как разрушение стабильных (равновесных) решеток и комплексов является эндотермическим процессом, т. е. требует затраты энергии, деградация констелляций, наоборот, сопровождается выделением свободной энергии. Другими словами, на разрыв сил взаимного притяжения между элементами решетки (ионами или молекулами) затрачивается энергия. В констелляциях же, напротив, затрата энергии нужна для того, чтобы удерживать молекулы (в более общей форме — элементы) в непосредственном соседстве, т. е. при этом энергия работает против тенденции констелляции к распаду. [c.83]

Радиус иона меньше радиуса атома, если ион образован путем отдачи электрона, и соответственно больше, если ион образован путем принятия электрона. Внутри группы с возрастанием порядкового номера ионный радиус увеличивается. Для ионов или полярных молекул, таких, как гидроксиды или молекулы бескислородных кислот, с увеличением порядкового номера элемента внутри группы растет расстояние между центрами зарядов, таким образом уменьшается сила их взаимного притяжения. В соответствии с этим при повышении порядкового номера в группе увеличивается степень диссоциации таких соединений, что означает усиление основных или кислотных свойств. [c.47]

Сила нормального давления приводит к деформации поверхностей в местах локальных контактов, при трении скольжения происходит разрушение (отрыв при сдвиге и деформация) этих контактов. Поэтому сила трения зависит не только от механических свойств выступов поверхности, но и от молекулярных сил прилипания. В результате, по Крагельскому, трение имеет двойственную молекулярно-механическую природу. Оно обусловлено механическими потерями при деформации поверхностных выступов (механическая составляющая) и потерями на преодоление межмолекулярных связей (адгезионная составляющая). При этом, по Дерягину, молекулярное взаимодействие обусловлено взаимным притяжением трущихся пар (адгезией) и взаимным внедрением элементов сжатия поверхностей. Следовательно, вопрос о сближении поверхностей и фактической площади их касания является весьма важным при рассмотрении трения и износа. [c.355]

Уравнение состояния реального газа. Ван-дер-Ваальс (1879) высказал предположение, что при низких давлениях тенденция к увеличению сжимаемости обусловлена взаимным притяжением молекул газов, что дает как бы дополнительное давление р (внутреннее давление), пропорциональное плотности газа. Рассмотрим элемент объема. Давление р пропорционально плотности наружного притягиваемого слоя газа и внутреннего, притягивающего внешний слой, т. е. [c.14]

Связь такого типа упрощенно считается осуществляемой в результате взаимного электростатического притяжения противоположно заряженных ионов. Иопы могут быть простыми, т. е. состоящими из одного атома (например, катионы Na+, К+, анионы Р , С1"), или сложными, т. е. состоящими из двух или более атомов (например, катион N11 , анионы ОН , N0 , ЗО ). Простые ионы, об.па-дающие положительным зарядом, легче всего образуются из атомов элементов [c.142]

Еще в XIX веке было замечено, что соединения, в которых атом водорода непосредственно связан с атомами фтора, кислорода и азота, обладают рядом аномальных свойств например, температур плавления и кипения. Обычно в ряду однотипных соединений элементов данной подгруппы температуры плавления и кипения с увеличением атомной массы элемента возрастают. Это объясняется усилением взаимного притяжения молекул, с увеличением размеров атомов и с ростом дисперсионного взаимодействия между ними. Так, в ряду [c.155]

Увеличение радиуса иона Э"" при неизменном его заряде приведет к возрастанию расстояний между центром этого иона и центрами ионов О и Н+. В результате взаимное электростатическое притяжение ионов и О станет более слабым, что облегчит диссоциацию по основному типу одновременно уменьшится взаимное отталкивание ионов Э"" " и Н+, так что диссоциация по кислотному типу затруднится. Следовательно, с возрастанием радиуса иона элемента (при неизменном его заряде) усиливаются основные свойства и ослабляются кислотные свойства образуемого этим элементом гидроксида. [c.381]

Как уже говорилось, электростатическая теория кислот и оснований исходит из условной модели, основанной на ионном характере связей и учитывающей силы взаимного притяжения и отталкивания ионов внутри самой частицы. Эта теория не учитывает особенностей взаимодействия рассматриваемой частицы — иона или молекулы — с молекулами воды, поэтому сделанные на ее основе выводы имеют приближенный характер. Тем не менее при сопоставлении однотипных соединений элементов в группах и рядах периодической системы она позволяет в большом числе случаев делать правильные выводы относительно характера изменения их свойств. [c.232]

Заряд ядра равен порядковому номеру данного элемента в периодической системе. Например, уран имеет порядковый номер 92. Это означает, что заряд ядра его атома равен -Ь92 единицам и вокруг него вращается 92 электрона. Движение большого числа электронов в атомах урана и всех других элементов не может быть совершенно беспорядочным. Следует учесть, что наряду с притяжением всех электронов к ядру одновременно действуют и силы взаимного отталкивания между всеми электронами. Поэтому движение электронов в атоме и их расположение относительно ядра должны быть упорядочены. Они должны расположиться таким образом, чтобы силы отталкивания и силы притяжения были уравновешены. Поэтому в зависимости от расстояния от ядра электроны отличаются по своим энергиям. [c.146]

Несмотря на это гипотеза Авогадро не была принята его современниками. Сначала против нее решительно выступил Дальтон, а затем главной причиной ее непризнания стали выдвинутые Берцелиусом (1812 г.) представления о природе химического взаимодействия. Предвосхищая результаты некоторых гораздо более поздних исследований, Берцелиус считал, что в основе многих химических явлений лежат явления электрические. Реакцию соединения двух элементов он представлял себе как взаимное притяжение противоположно заряженных атомов. Атомы м еталлов, по Берцелиусу, имели избыток положительного заряда, атомы металлоидов — отрицательного. Исходя из этих представлений, нельзя было допустить возможности существования молекул, состоящих из одинаковых атомов. Гипотеза Авогадро не могла быть поэтому принята ранее крушения верной, в основном, для многих неорганических соединений электрохимической теории Берцелиуса. [c.21]

Кристаллохимические структуры и их типы. Тенденция атомов одного или различных элементов к взаимному притяжению приводит к возникновению химической связи и образованию молекул химических соединений. Однако этим силы взаимного стяжения частиц не исчерпываются. Молекулы соединений обладают способностью взаимодействовать между собой и образовывать конденсированные продукты, жидкие или твердые. Нет ни одного газа, который при достаточно низкой температуре и высоком давлении не переходил бы в конденсированное состояние. При этом если силы стяжения газообразных молекул слабы, то конденсация вещества не изменяет [c.317]

Гидрофобный эффект есть единственная организующая сила, основанная на отталкивании растворителя, а не на взаимном притяжении элементов системы. Вода отталкивает неполярные молекулы, в частности, углеводороды — керосин или масло не смешиваются с водой. [c.105]

Таким образом, Авогадро под химическим сродством, или взаимным притяжением (отталкиванием) веществ понимает кислотноосновной антагонизм. Поэтому, говоря о построении системы, или таблицы, отражающей химическое сродство соединений и химических элементов, которые, заряжаясь положительно и отрицательно, также проявляют кислотные и основные свойства, он предлагает строить ее по кислотно-основному принципу, считая, что все вещества образуют один непрерывный последовательный ряд, на краях которого находятся вещества с наибольшим выражением кислотных и основных свойств. Так, — пишет Аво- [c.221]

Молекулы всех веществ, совершающие хаотическое тепловое движение в пространстве, испытывают действие сил взаимного притяжения. По мере сближения молекул начинают проявляться и силы отталкивания между ними. На некотором расстоянии между молекулами эти силы взаимно уравновешиваются, что отвечает минимуму потенциальной энергии. Межмолекулярные силы притяжения, называемые иногда силами Ван-дер-Ваальса, много слабее валентных сил, обусловленных химическим взаимодействием элементов. В зависимости от происхождения сил межмолекулярного взаимодействия принято различать три вида ориентационное, индукционное и дисперсионное. К такого рода взаимодействиям также относят водородную связь. [c.59]

Наблюдаемую здесь закономерность в изменении свойств гидроокисей можно объяснить с точки зрения представлений Косселя, согласно которым прочность связи между двумя противоположно заряженными атомами в молекуле в первую очередь определяется их электростатическим притяжением, следующим из закона Кулона. Если по аналогии с гидроокисями щелочных металлов для гидроокисей элементов щелочноземельной группы вычислить значения энергии, которая необходима, с одной стороны, для отщепления одного иона ОН, а с другой — одного иона Н , и полученные величины нанести на график (как это было сделано на рис. 34, стр. 205), то получим две кривые, подобные кривой рис. 34. Различие между кривыми заключается в том, что в данном случае они будут лежать ближе одна к другой и подниматься круче таким образом, они взаимно пересекутся вблизи гидроокиси бериллия. Здесь, следовательно, разница между энергиями, необходимыми для отщепления ионов ОН и ионов Н, уже невелика. В соответствии с этим гидроокись бериллия может диссоциировать не только в качестве основания в соответствии с уравнением [c.289]

Элементы пигментного кристалла — молекулы или ионы — проявляют свое взаимодействие со средой во всех направлениях. Внутри кристалла связи насыщены либо уравновешены. На поверхности же часть этих связей освобождается и воздействует, с одной стороны, на адсорбцию составных частей среды (воды и пр.) или связующего и, с другой стороны, — на взаимное притяжение частиц, что и является причиной образования агломерата. В ходе диспергирования необходимо преодолеть эти силы. Это удается либо с использованием механической энергии (усилия сдвига), либо путем создания условий для специфического обменного взаимодействия составных частей среды с активными точками на поверхности диспергируемых частиц, особенно в местах, где частицы соприкасаются друг с другом. [c.94]

Каждый из возможных путей диссоциации гидроксида будет осуществляться тем легче, чем слабее связь между соответствующими ионами. При возрастании степени окисленности элемента Э увеличится заряд иона Э"+, что усилит его притяжение к иону и тем самым затруднит диссоциацию гидроксида по типу основания. Вместе с тем усилится взаимное отталкивание одноименно заряженных ионов Э"+ и Н+, что облегчит диссоциацию по кислотному типу. Таким образом, с увеличением степени окисленности элемента усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида. [c.373]

Ионная связь. Связь такого типа осуществляется в результате взаимного электростатического притяжения противоположно заряженных ионов. Ионы могут быть простыми, т. е. состоящими из одного атома (например, катионы Na+, К+, анионы р-, С1 ),или сложными, т. е. состоящими из двух или более атомов (например, катион НН1, анионы ОН, N0 , ЗОГ). Простые ионы, обладающие положительным зарядом, легче всего образуются из атомов элементов с низким потенциалом ионизации к таким элементам относятся металлы главных подгрупп I и П группы (см. табл. 4 и 5 на стр. 97). Образование простых отрицательно заряженных ионов, напротив, характерно для атомов типичных неметаллов, [c.143]

Водородная связь. Еще в XIX веке было замечено, что соединения, в которых атом водорода непосредственно связан с атомами фтора, кислорода и азота, обладают рядом аномальных свойств. Это проявляется, например, в значениях температур плавления и кипения подобных соединений. Обычно в ряду однотипных соединений элементов данной подгруппы температуры плавления и кипения с увеличением атомной массы элемента возрастают. Это объясняется усилием взаимного притяжения молекул, что связано с увеличением размеров атомов и с ростом дисперсионного взаимодействия между ними (см. 48). Так, в ряду НС1—НВг—HI температуры плавления равны соответственно —114,2, —86,9 и —50,8°С. Аналогичная зависимость наблюдается и в ряду H2S— [c.147]

В процессе превращения газообразного металлического элемента в жидкое или твердое состояние слабо связанные с ядром валентные электроны перестают принадлежать индивидуальным атомам и становятся свободными (принадлежат всем атомам структуры). Кристаллические структуры металлов можно представить как упорядоченное расположение положительно заряженных ионов, так называемых металлических атомных остовов,, погруженных в электронный газ . Прочность металлической связи зависит от энергии притяжения и отталкивания между катионами и электронами. Электроположительная ионная решетка и электроотрицательный электронный газ взаимно нейтрализуют друг друга. Свободные электроны могут перемещаться между ионами. [c.216]

Свойства меди, серебра и золота. Металлы данной подгруппы имеют характерную окраску медь — розовую, серебро — белую, золото — оранжево-желтую. Все они, особенно золото, ковки и пластичны. Например, прокаткой можно получить листочки золота толщиной 0,0002 мм, а из 1 г золота вытянуть проволоку длиной 3420 м. Наибольшей электрической проводимостью и теплопроводностью обладает серебро, а за ним медь. Сила притяжения резко возрастающих зарядов ядер атомов этих элементов по сравнению с атомами соответствующих щелочных металлов превышает взаимное отталкивание электронов. В связи с этим металлы подгруппы меди сильно отличаются от щелочных металлов своим отношением к кислороду, воде, разбавленным кислотам и растворам солей. [c.414]

Ионная связь. Связь такого типа осуществляется в результате взаимного электростатического притяжения противоположно заряженных ионов. Ионы могут быть простыми, т. е. состоящими из одного атома (например, катионы Ма+, К , анионы Р , С1") или сложными, т. е. состоящими из двух или более атомов (напрнмер, катион ЫН , анионы ОН, N03, 504 ). Простые ионы, обладающие положительным зарядом, легче всего образуются из атомов элементов с низким нотеициалом ионизации к таким элементам относятся металлы главных подгрупп I и II группы (см. табл. 4 и 5 на стр. 102). Образование простых отрицательно заряженных ионов, напротив, характерно для атомов типичных неметаллов, обладающих большим сродством к электрону. Поэтому к типичным соединениям с ионным типом связи относятся галогениды щелочных металлов, например, МаС1, СзР и т. п. [c.150]

Следует полагать, что энергетический барьер зародышеобразо-вания в битумах должен отличаться от энергетического барьера в более простых метастабильных системах, и можно считать, что силы взаимного притяжения между молекулами разного па в битумах настолько велики, что они образу1бТ (ШтЯктеб Шл ные относительно стабильные структурные элементы. Эти силы мо-гу т быть трех типов. [c.13]

Ее сменила электрохимическая теория шведского ученого Берцелиуса (1810 г.). Согласно этой теории атом каждого элемента имеет два полюса — положительный и отрицательный, причем у одних атомов преобладает первый, у других второй. Соединение электроположительного магния с электроотрицательным кислородом с точки зрения теории Берцелиуса объяснялось притяжением преобладающих в них полюсов, имеющих противоположные знаки. Если просходит частичная компенсация зарядов, то продукт реакции не утратит их полностью. Этим объясняли образование сложных молекул (например, карбоната магния в результате соединения положительного MgO с отрицательным СОг). Теория Берцелиуса явилась развитием идей Дэви (1806 г.) о том, что химическая связь возникает благодаря взаимному притяжению разноименно заряженных тел. Электрохимическая теория, на первый взгляд, представляется правдоподобной и как будто подтверждается процессом электролиза электролиз как бы возвращает атомам полярность, утраченную ими при образовании соединения. Но при таком подходе, — писал по поводу теории Берцелиуса Гегель, — встречающиеся в химическом процессе изменения удельной тяжести, сцепления, фигуры, цвета и т.д., как равно кислотных, едких, щелочных и т. д. свойств, оставляются без внимания, и все исчезает в абстракции электричества. Пусть же перестанут упрекать философию в абстрагировании от частного и в пустых отвлеченностях , раз физики позволяют себе забыть о всех перечисленных свойствах телесности ради положительного и отрицательного электричества . Действительно, вскоре электрохимическая теория исчезла из научного обихода, ибо и существование прочных молекул, состоящих из атомов одинаковой полярности (например, Нг, и С1а), и осуществление (Дюма, 1834 г.) процессов, в которых разнополярные по теории Берцелиуса элементы заменяли друг друга в соединениях, оказались в непримиримом о ней противоречии. [c.103]

В Англии последователями учения И. Ньютона были Б. Хиггинс и В. Хиггинс. Б. Хиггинс в 1775—1795 гг. в своих трудах, развивая атомистические воззрения, высказал следующие положения 1) все атомы элементов тверды и имеют в точности или приблизительно шарообразную форму 2) атомы взаимно притягиваются силами, зависящими от расстояний силы притяжения обратно пропорциональны квадрату расстояния 3) молекула всегда содержит по одному атому каждого вещества, из которых она состоит 4) частицы газов окружены отталкивательными теплородными атмосферами, и, чтобы соединение осуществилось, нужно прорвать или рассеять эти атмосферы. [c.119]

Способность атомов углерода к полимеризации, что проявляется в и.х аллотропных формах, способствует их взаимному притяжению. Атомы водорода, взаимно влияя один на другой, грум-пируются в метиловые группы чем непредельнее частица, чем меньше количество атомов, соединенных с ее углеродами, тем меньше препятствий к удовлетворению их стремления к полимеризации , вплоть до выделения угля. В молекулах непредельных соединений осуществляется натяжение, но не в смысле теории напряжения Байера, а в смысле увеличения тяготения (притяжения) между атомами, связанными кратными связями. В выводах к диссертации сказано Взаимные влияния атомов выражаются, с одной стороны, в стремлени углеродных атомов к полимеризации и выделению из соеднпепн угля, с другой — в противодействип этому стремлению со стороны атомов элементов, соеди е ны с углеродом . [c.21]

О. Необходилю отметить, что. межэлектронные силы и изменения полного ядерного заряда существенно сказываются и на конфигурации ионов. Нельзя, например, считать, что поскольку 45-орби-тали заполняются предпочтительнее, чем З -орбитали, они всегда устойчивее последних. Если бы это было так, то следовало бы ожидать, что элементы первого ряда переходных элементов прн ионизации будут терять Зй-электроны. В действительности же ионизация этих атомов сопровождается потерей прежде всего 45-электронов. Таким образо.м, устойчивость электронной конфигурации является суммарным результатом действия нескольких факторов притяжения электронов к ядру, экранирования одного электрона другими, взаимного отталкивания электронов и обменного взаимодействия. Во многих случаях изменение заряда ядра и числа электронов влияют на совокупность указанных сил довольно сложным образом и это влияние нельзя описать какой-либо простой закономерностью. [c.17]

Увеличение радиуса иона Э"+ при неизменном его заряде приведет к возрастанию расстояний между центром этого иона и центрами ионов и Н+. В результате взаимное электростатическое притяжение ионов Э"+ и 0 станет более слабым, что облегчит диссоциацию по основному типу одновременно уменьшится взаимное отталкивание ионов Э"+ и Н+, так что диссоциация по кислотному типу затруднится. Следовательно, с возрастанием радиуса иона элемента (при неизменном его заряде) усиливаются основные свойства и ослабляются кислотные свойства образуемого этим элементом гидроксида. Примером проявления этой закономерности может служить изменение констант кислотной диссоциации в ряду НОС (/С = 5-10- )—НОВг (/( = 2-10- ) — HOI [c.358]

Усиление кислотных свойств в указанном ряду может-быть объяснено ослаблением связи Н—О, вызванным увеличением положительного эффективного заряда атома хлора и, следовательно, большим его притяжением к йтомам кислорода. Кроме того, с ростом заряда атома хлора усиливается взаимное отталкивание одноименно заряженных атомов водорода и хлора. Эта общая закономерность ослабления связи Н—О с увеличением положительного эффективного заряда центрального атома (серы, азота и других элементов) наблюдается у всех кислородсодержащих кислот. [c.267]

Если два противоположно заряженных иона приближаются друг к дрз гу, то единственной за.метной силой при их взаимодействии будет, прежде всего, электростатическое притяжение их противоположных зарядов. Однако, как только они вплотную приблизятся друг к другу, пом 1мо притяжения появится и отталкивание, вызываемое электронными системами двух ионов, и в некоторой точке силы притяжения и силы отталкивания будут взаимно уравновешиваться. Поэтому ионы не подойдут друг к другу ближе этого равновесного расстояния Рентгенографическим методом можно определить эти расстояния, которые допустимо рассматривать как сумму ра.цнусов двух отрицательно и положительно заряженных ионов. Ионные радиусы представляют собой часть между-ионных расстояний, поделенных таким образом, что радиусы различных элементов можно использовать для предсказания межионных расстояний и коо1)лина1июнных чисел в других кристаллах. [c.107]

Сзацествонание у многих элементов (особенно у более легких по своему атомному весу) устойчивых атомных ядер указывает на то, что взаимное отталкивание менл ду одноименно заряженными протонами не играет в ядерной структуре особой роли. Между протонами и нейтронами, сближенными на очень небольшие расстояния, проявляются значительные силы взаимного притяжения, которые внутри ядра имеют преобладающее значение. Природа этих сил пока не выяснена. [c.312]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология