Ван-дер-Ваальса установившийся

До открытия электрона невозможно было понять природу химической связи. Правда, понятие о валентности существовало уже в 1852 г. и в эти же годы существовали некоторые представления о геометрических формах молекул. Вант Гофф и Лебель установили тетраэдрическую структуру атома углерода, а Вернер создал стереохимию комплексных ионов. Очевидно, для того чтобы молекула имела определенную геометрическую форму, должны существовать какие-то связывающие силы между ее частями. В структурных формулах такую химическую связь между связанными атомами изображали черточкой. Она указывала на существование связи, но, разумеется, не давала никакого описания ее природы. Незадолго до открытия электрона Аррениус предположил существование свободных ионов. На основе этого предположения были сделаны многочисленные попытки найти объяснение силам, связывающим атомы. Хотя эти попытки были неудачными, они содействовали представлению об электрическом заряде как основе образования связи. После открытия электрона стало возможно дальнейшее развитие теории связи. В течение немногих лет, основываясь на положительно и отрицательно заряженных атомах, было предлол<ено много разных объяснений образованию связи, но почти не было попыток связать заряды атома с его строением. В 1916 г. Льюис предложил свою теорию валентности. С тех пор было много сделано в области применения математики в теории валентности, но в основе представления о химической связи лежит по-прежнему теория Льюиса. Согласно Полингу , химическая связь возникает между двумя атомами в том случае, если связывающая атомы сила настолько велика, что приводит к образованию достаточно устойчивого агрегата, чтобы обеспечить его существование в виде самостоятельной частицы. Обычно различают пять типов химической связи ионная, ковалентная, металлическая, связь, обусловленная силами Ван-дер-Ваальса, и водородная, причем три первых очень прочны. Все эти связи одинаково важны, но металлическая связь здесь не будет рассмотрена о ней можно прочесть в других источниках . [c.134]

Ван-дер-Ваальс, исследуя свойства реальных газов, установил, что для всех веществ сходственными являются их критические точки. Действительно, координаты критической точки (критические температура 7 с, давление рс и мольный объем Ус) в большинстве случаев удовлетворяют требованиям, предъявляемым к единицам, выбранным при вычислении значений инвариантов подобных систем. Инварианты эти, равные [c.91]

Ван-дер-Ваальс установил, что силы межмолекулярного притяжения возрастают прямо пропорционально квадрату плотности газа р или обратно пропорционально квадрату объема его [c.37]

Ван-дер-Ваальс установил, что если давление, объем и температуру газов выразить через соответствующие каждому из них критические давление, объем и температуру, то характер протекания изменения состояния газов является в достаточной мере идентичным. [c.15]

Ван-дер-Ваальс установил, что силы межмолекулярного притяжения возрастают прямо пропорционально квадрату плотности газа й [c.60]

Наша цель — вывод дифференциального уравнения, являющегося одной из наиболее развернутых форм выражения условий равновесия между фазами и позволяющего установить взаимосвязь между изменениями температуры, давления и состава сосуществующих жидкости и пара. Правда, этим мы несколько нарушаем построение главы, поскольку обобщенное уравнение применимо к системам с любым числом компонентов, из него, как частный случай, получается дифференциальное уравнение Ван-дер-Ваальса для двойных систем, которое мы подробно обсудим и будем применять в этой главе. [c.33]

Пользуясь приведенным уравнением Ван-дер-Ваальса, можно установить общие положения для всех газов в отношении эффекта Джоуля— Томсона, поскольку приведенное уравнение устанавливает общую характеристику изменения состояния для всех газов. [c.51]

Установите связь между константами Ван-дер-Ваальса (а п Ь) и вириальными коэффициентами (В и Q. Из констант а и Ь для СО2 (см. условие задачи 6-5) рассчитайте а) температуру Бойля б) второй и третий вириальные коэффициенты В и С при 298 К в) Ср — Су, (дСу/д )т при стандартных условиях [c.47]

В заключение можем все же отметить, что описание дальнодействующих сил Ван-дер-Ваальса оказывается сравнительно простым, так как при значительном расстоянии между молекулами возмущения электронной оболочки одной молекулы под действием поля, создаваемого другой молекулой, сравнительно невелики. Именно это обстоятельство позволяет установить корреляцию между дальнодействующими силами и свойствами изолированных молекул (дипольный и квадрупольный моменты, потенциал ионизации, поляризуемость). При расчетах, основанных на рассмотренных выше формулах и формулах более высоких приближений, значения молекулярных характеристик берутся из опыта. [c.279]

Отклонения свойств газов от идеальных позволили установить сушествование в некоторых газах димерных ( сдвоенных ) молекул. Например, пары брома при температурах, близких к комнатной, и при давлении 0,2 атм обнаруживают очень сильное отклонение от свойств, предсказываемых уравнением состояния идеального газа и даже уравнением Ван-дер-Ваальса. Исследование химического строения паров брома с помощью ультрафиолетовой спектроскопии показало, однако, что в них содержатся молекулы (Вг2)г. При нагревании до 200°С в парах брома остаются только обычные молекулы Brj и свойства паров брома при этой температуре ничем не отличаются от типичных свойств реальных газов. Димерные молекулы образуются при достаточно низких температурах и в других газах, например, молекулы (Н ) появляются при 30 К, а Afj, X j, (N2)2 и (0 )2 приблизительно при 80 К и давлении 200 мм рт. ст. [c.161]

Установите области метастабильного состояния по рис. 1.7. Уравнение Ван-дер-Ваальса, описывающее свойства уксусной кислоты при температуре 500 К, имеет следующий вид [c.115]

Степень риска подобной аппроксимации установить трудно. Тот факт, что ее результат не согласуется с правилами усреднения свойств даже наиболее простых уравнений состояния, может быть проиллюстрирован на примере уравнения Ван-дер-Ваальса, для которого остаточная энтальпия смеси определяется как [c.529]

Во второй половине XIX в. физик Э. Г. Амага (1840—1915) установил, что все газы отклоняются от закона Р. Бойля, особенно при высоких давлениях. В связи с этим были введены понятия идеального и реального газов. В 1871 г. студент И. Д. Ван-дер-Ваальс вывел уравнение состояния реальных газов, учитывающее взаимное притяжение молекул газа и их собственный объем. Исходя из кинетической теории, были рас- [c.160]

Ван-дер-Ваальс (1889), исследуя свойства реальных газов, установил, что такими соответственными точками являются их критические точки. [c.109]

В начале нашего века было проведено несколько работ по диффузному рассеянию света от поверхностных слоев чистых жидкостей и поверхностных слоев на границе двух жидких фаз [4, 5, 6]. Однако лишь в 1965 г., спустя более 70 лет после расчетов Ван-дер-Ваальса, относящихся к размытию поверхностного слоя в критических смесях, Вебб с сотрудниками доложили о предварительных измерениях толщины поверхностного слоя вблизи критической точки для системы циклогексан—метиловый спирт [7]. Изучая отражение от почти плоской поверхности в критической смеси циклогексана и метилового спирта, они установили, что при приближении к критической температуре поверхность раздела между жидкостями превращается в довольно широкий переходный слой. [c.153]

Уравнение Ван-дер-Ваальса не сводится к какой-либо из частных форм уравнения с вириальными коэффициентами. Поэтому можно установить только приближенные соответствия между параметрами этих уравнений. При сопоставлении с результатами статистической теории уравнение Ван-дер-Ваальса удобно записать в виде [c.107]

Газообразное состояние характеризуется значительным расстоянием между частицами (отсюда — сжимаемость газов), слабой взаимосвязью их (силы Ван-дер-Ваальса), быстротой и беспорядочностью их движения (в силу чего газ заполняет весь предоставленный ему объем). Газовое состояние подобно идеальному беспорядку . Бойль (1662) установил обратно пропорциональную зависимость между давлением р газа и его объемом v [c.287]

Ван-дер-Ваальс на основе анализа свойств многих газов установил, что если давление, объем и температуру газов выразить через соответствующие каждому из них критические значения параметров р, vv T, то свойства всех газов могут быть отображены с помощью одной и той же общей функции [c.11]

Одной из главных причин отклонения коэффициентов активности от единицы является взаимодействие молекул растворенного вещества друг с другом или с молекулами растворителя (образование димеров, молекулярных комплексов и т. п.) (2, 4, 29—31). Если таких взаимодействий нет, то коэффициенты активности весьма незначительно отклоняются от единицы под влиянием слабых сил Ван-дер-Ваальса. Здесь следует обратить внимание на то, что, например, между молекулами тетрахлорметана и уксусной кислоты существует только очень слабое взаимодействие, вызванное силами Ван-дер-Ваальса и димеризации уксусной кислоты, растворенной в тетрахлорметане, наблюдается только при высоких концентрациях (32, 33). Поэтому концентрация и активность уксусной кислоты, растворенной б тетрахлорметане, практически совпадают при концентрациях О—5 моль/л (34). Целесообразно установить причину изменения коэффициентов активности и вместо их вычисления определить константу димеризации, константу образования комплекса и т. п. [c.13]

Экспериментальный материал. Далеко не всегда можно сделать такой полный анализ, как в случае галоидоводородов. Обычно оказывается не так много пригодных для него данных, но многое можно установить, рассматривая температуры кипения определенных групп веществ . Если в твердом теле молекулы удерживаются друг возле друга силами ван-дер-Ваальса, то те же самые силы действуют и в жидкости, и теплота испарения является хорошей мерой величины этих сил. По правилу Трутона, теплота испарения в малых калориях на моль нормальных не ассоциированных жидкостей приблизительно в двадцать один раз больше абсолютной температуры кипения. Это правило является лишь приближением, недостаточно хорошим при низких температурах однако здесь нет необходимости входить в детали этого [c.358]

В 1871 г., еще до опубликования работы Ван-дер-Ваальса, Томсон описал S-образную изотерму, непрерывную для жидкой и паровой фаз. Это свойство характерно для всех кубических уравнений, а также для некоторых некубических уравнений — например, для уравнения Бенедикта — Уэбба — Рубина, графическое изображение которого представлено на рис. 1.21. В 1875 г. Максвелл обнаружил, что работа обратимого изотермического цикла B DEFDB (рис. 1.7) равна нулю, а следовательно, две области, ограниченные кривой и горизонтальной линией FDB, равны. В соответствии с этим положением давление насыщения и объем насыщения при данной температуре можно установить посредством пересечения горизонтальной линии двухфазовой огибающей, расположенной таким образом, чтобы обе области были равны. Математически это условие записывается следующим образом [c.21]

I Голландский физик Ян Дидерик Ван-дер-Ваальс установил, что для [c.180]

Влияние свойств адсорбтива. Как уже было указано, Соссюр установил, что газ адсорбируется тем лучше, чем легче он сжижается, чем выше его критическая температура. Позднее было установлено, что адсорбция газа тем больше, чем выше температура кипения вещества. Установлена также связь между адсорбцией и теплотой испарения газа. Наконец, Аррениус нашел, что количество адсорбированного газа увеличивается с возрастанием константы а в известном уравнении Ван-дер-Ваальса. [c.111]

Голландский физик Ян Дидерик Ван-дер-Ваальс (1837—1923) установил, что для объяснения иекоторых свойств газов необходимо принять, что молекулы имеют вполне определенные размеры, благодаря чему две молекулы при сближении на определенное расстояние начинают сильно отталкиваться одна от другой. Так, отклонение поведения благородных газов от идеального и другие их свойсива, например вязкость, можно объяснить, приписав указанным молекулам эффективные радиусы, лежащие в интервале 100—200 пм. Эти радиусы называют вандерваальсовыми радиусами атомов. [c.164]

Справедливость модели Ван-дер-Ваальса в приближении 1/7 можно установить на основании проверки ряда ее выводов. Так, Олдер и Хувер в 1971 г. показали, что [c.36]

Позднее адсорбционные явления стали четко различать по двум различным видам физическая адсорбция посредством сил Ван-дер-Ваальса и хемосорбция с образованием химической связи между адсорбентом и адсорбтивом. В 1931 г. Тейлор установил зависимость скорости хемоеорбции от температуры, в известной степени напоминающую зависимость от температуры скорости обычных химических газовых реакций. Это позволило ему сделать вывод о наличии у процессов химической адсорбции определенной энергии активации. Наконец, установление наряду с экзотермической хемосорбцией и эндотермической показало отсутствие каких-либо принципиальных различий между процессами хемоеорбции и различными видами химических реакций. [c.234]

Возникновение адгезионного взаимодействия молсет быть обусловлено силами Ван-дер-Ваальса, водородными, ковалейг-ными и другими связями [13, т. 1, с. 22]. Величину этих сил, их вклад в адгезию установить трудно, однако, косвенно о их наличии и эффективности можно судить по значению краевого угла смачивания и механическим свойствам соединений. Между поверхностным натяжением и краевым углом смачивания наблюдается зависимость [14, с. 78], не учитывающая, правда, ряд [c.106]

Полученные в этом исследовании результаты, а также данные Вибе и Гедди позволили установить ход критической кривой в этой системе. Критическая кривая, отходящая от критической точки аммиака, идет в сторону низких температур, затем проходит минимум и поворачивает в сторону высоких температур. Таким образом был впервые экспериментально обнаружен еще один вид критической кривой. Это и был случай, который в работах Ван-дер-Ваальса именовался вторым случаем равновесия газ — газ, а минимум на критической кривой был согласно его терминологии двойной гомогенной точкой. [c.13]

Такие положительно заряженные участки уменьшают отрицательный заряд вирусов до значения, при которо м электростатические силы отталкивания становятся меньше сил притяжения Ван-дер-Ваальса, вследствие чего вирусы могут быть легко удалены за счет взаимного притяжения частиц. Эту гипотезу можно использовать для объяснения результатов исследований Кона и Фучса [12]. Они показали, что двухвалентные катионы значительно увеличивают притяжение некоторых вирусов к скоплению клеток. Такие же результаты были получены Леф-лером и Коттом [И], которые установили, что двухвалентные катионы значительно увеличивают эффективность удаления поливируса I и соИ-фата /2 с помощью песчаных фильтров. [c.79]

Казалось бы, эмпирический подход к решению вопроса о связи поверхностного натяжения чистых жидкостей с различными физико-химическими свойствами их давно исчерпал себя в работах таких выдающихся исследователей, как Д. И. Менделеев, Р. Этвеш, Ван-дер-Ваальс, А. И. Бачинский, Сагден и другие., Нр в действительности это далеко не так. Для растворов, и осо-№нно многокомпонентных, было сделано сравнительно мало попыток, позволяющих установить эмпирическую связь поверхностного натяжения раствора с его физико-химическими характеристиками или такими параметрами, как температура, давление и пр. Несмотря на это среди немногочисленных работ, выполненных в этой области, имеются исследования, в которых обсуждаются весьма перспективные способы описания поверхностных явлений в растворах, опирающиеся на законы аддитивности таких величн, как парахор, молекулярная рефракция и другие. [c.80]

При объяснении того факта, что неполярные гидрофобные, т. е. почти все органические молекулы в водном растворе стремятся к ассоциации, исследователи довольно четко делятся на тех, кто считает, что это вызвано дисперсионными силами Ван-дер-Ваальса — Лондона, и на тех, кто считает это проявлением гидрофобных взаимодействий, возникающих в результате сильного взаимного притяжения молекул воды и сопровождающихся изменениями ее структуры вблизи растворенной молекулы. Как правило, никем не предпринимаются серьезные попытки разграничить эти механизмы. Взаимодействие такого типа приписывают обычно вандерваальсовым или гидрофобным взаимодействиям или изменениям в структуре воды, игнорируя другие возможности и часто даже не пытаясь установить однозначной причинно-следственной связи между наблюдаемым явлением и, например, изменениями в структуре воды. Существующее положение дел указывает на то, что нет определенного критерия, позволяющего различить эти формально допустимые возможности. Действительно, трудно представить себе удовлетворительное описание взаимодействий этого типа, не принимая во внимание как силы взаимного притяжения растворенных молекул, так и изменения в связывании и распределении молекул растворителя. [c.314]

Анализируя геометрию диаграмм АОх(х) в связи с температурой, можно установить геометрию диаграмм Т х) и классифицировать различные возможные типы фазовых диаграмм. Используя термодинамику Гиббса, ученик Ван-дер-Ваальса Г. Б. Ро-зебом провел геометрическую классификацию фазовых диаграмм (1892) и установил для бинарных систем 32 типа диаграмм, исчерпывающих в пределах известной системы все возможные случаи, многие из которых не были зафиксированы экс-.периментально в то время (впоследствии все случаи были найдены) [c.20]

При изучении изотермического равновесия гидрат—газовая фаза в системе СзНе Н-НгЗ-Ь НгО Платтеу и Ван-дер-Ваальс [32], исследуя экспериментально составы равновесных фаз при t=—3,0° С, установили, что при общем давлении над смешанным гидратом Р = 0,48 атм составы гидрата и газовой фазы совпадают (75% НаЗ и 25% СзНе). Обнаруженное явление аналогично хорошо известному эффекту азеотропизма в жидких растворах, когда совпадают составы жидкой и паровой фазы. Полученные Платтеу и Ван-дер-Ваальсом экспериментальные данные представлены на диаграмме Р—л (рис. 46). Одновременно ими были определены составы равновесных фаз расчетным путем с помощью уравнений [c.109]

Ван-ден-Темпл описал модель системы, содержащей флокку ли-рованные частицы в жидкости, обладающей вязко-упругими свойствами при очень малых деформациях. Модель представляет определенный интерес, так как позволяет установить корреляцию между эластическим модулем системы и силами, действующими между частицами. Предполагается, что эти силы обусловлены взаимодействием Ван-дер-Ваальса—Лондона. [c.98]

Льюис и Кельвин а затем Эванс установили наличие парамагнетизма у молекул в фосфоресцентном состоянии. Хатчисон и Мангум - Ван-дер-Ваальс и Де-Грот > первыми наблюдали ЭПР-спектры поглощения фосфоресцентных молекул. Современные представления о фосфор есцентном триплетном состоянии изложены в ряде обзоров и монографий 38-37 [c.9]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология