Ван-дер-Ваал

Идеальные газы состоят из атомов или молекул, которые по определению не взаимодействуют между собой и способны обмениваться энергией и импульсом только при соударениях друг с другом. В отличие от идеальных газов молекулы реальных способны взаимодействовать между собой, вследствие чего реальные газы всегда неидеальны. На достаточно больших расстояниях (по сравнению с молекулярными размерами) между молекулами неидеальных газов действуют силы притяжения, а на малых — силы отталкивания. Эти межмолекулярные взаимодействия называются ван-дер-ва-альсовыми взаимодействиями. Благодаря им неидеальные газы могут изменять свое фазовое состояние — например, сжижаться или переходить в твердое состояние при понижении температуры. Межмолекулярные взаимодействия оказывают влияние на химический процесс и на равновесные состояния. Точный учет межмоле-кулярных взаимодействий очень труден, поэтому в химической термодинамике разработан формализованный подход к описанию химических процессов с реальными газами, который может быть применен к любым газам с любым характером взаимодействий. Описание этого подхода приведено в следующих подразделах этой главы. [c.86]

Природа физико-химических взаимодействий в промывочных жидкостях определяется действующими межатомными и молекулярными силами. Эти силы, обусловленные расположением и движением в атомах и молекулах электрических зарядов и вследствие этого имеющие электрическую природу, определяют свойства и характер взаимодействия компонентов, которые содержатся в фазах промывочных жидкостей — минералов, воды, химических реагентов, газов и др. Несмотря на единую электрическую природу, эти силы различны, а потому отличаются и связи, возникающие при их взамодействии. В настоящее время различают пять основных форм связи ионную (гетеронолярную), ковалентную (неполярную или гомеополярную), водородную, металлическую и молекулярно-поляризационную, обусловленную силами Ван-дер-Ва-альса. [c.7]

Отступление поведения реального газа от законов идеальных газов голландский физико-химик Ван-дер-Ва- [c.137]

Молекулярные кристаллы содержат в узлах решеток молекулы, связанные между собой слабыми ван-дер-ва-альсовыми силами или при наличии электроотрицательных атомов и водорода более прочной водородной связью (твердые 1,, СОа, С1,, В.,, Н2О, все органические кристаллы, полимеры и т. д.). Поскольку прочность 19 [c.291]

Образование Н-связи (подвижного водородного мостика между лтомами А и В) сопровождается выделением энергии в пределах примерно 01 10 до 40 кДж/моль. Н-связь отличается от ван-дер-ва-альсовой связи своей направленностью и насыщаемостью, что приближает ее к ковалентной связи. [c.127]

При описании смесей в-в эмпирич. постоянные У. с. считаются зависящими от состава. Для кубич. У.с. ван-дер-ва-альсового типа общеприняты квадратичные правила смешения, согласно к-рым постоянные а и Ь для смеси определяют из соотношений [c.39]

Рис. 4.3. Корреляция между величинами вкладов в 2 от отдельных боковых групп пептидов и ван-дер-ва-альсовыми объемами этих радикалов при 25 °С

К настоящему времени известно более 150 уравнений состояния реальных газов и их смесей, начиная с уравнения Ван дер Ва- [c.77]

Силы Ван-дер-Ваальса проявляются между незаряженными атомами и молекулами. Так, инертные газы, атомы которых не способны к образованию ионных или ковалентных связей, все же могут быть сконденсированы в жидкое или твердое состояние. Силы Ван-дер-Ва-альса также проявляются в том, что поведение всех газов при понижении температуры и повышении давления отклоняются от идеальности. Происхождение этих сил обусловлено тем, что даже вблизи абсолютного нуля [c.157]

Глубина потенциальной ямы (ван-дер-ва-альсова энергия взаимодействия на равновесном расстоянии Sq) мала 1 5 кДж/моль ( в 100 раз меньше энергии химической связи), равновесное расстояние между центрами молекул в жидкости или кристалле 3 10 — 5 10" м ( 3 н- 5 A) значительно превышает межъядерное расстояние в молекулах. Однако китайской стены между химическим и ван-дер-ваальсовым взаимодействием нет, природа взаимодействия одна и та же, электрическая. Аналитическое выражение для потенциальной кривой межмолекулярного взаимодействия (рис. 62) имеет вид [c.135]

Вычислите для СО постоянную Ь в уравнении Ван-дер-Ва-альса 1) из критических параметров [М.1 2) из данных о кинетическом диаметре молекулы диоксида углерода при 273 К (о = = 3,34-10" м). Сравните вычисленные величины и объясните, почему они близки, но полностью не совпадают. [c.136]

Межмолекулярные взаимодействия склонных к структурированию ВМС приводят к образованию иространственных надмолекулярных структур, состоящих из множества макромолекул, В зависимости от характера связей надмолекулярные структуры делят иа физические ассоциаты, в которых действуют силы Ван-дер-Ва-альса, и на физико-химические комплексы с более прочными химическими связями. Физические ассоциаты способны при определенных условиях переходить в комплексы (кристаллиты). Число мак- [c.11]

На близких расстояниях наряду с силами ван-дер-ваальсова притяжения действуют силы ван-дер-ваальсова отталкивания между одноименно заряженными электронными оболочками атомов. В результате этого две частицы сближаются лишь до определенного минимального расстояния, отвечающего равенству сил притяжения и отталкивания, т. е. минимуму энергии взаимодействия. Приближенно зависимость энергии ван-дер-ваальсова отталкивания от расстояния можно записать в виде степенной функции с показателем степени, существенно большим чем 6. Широко используемым приближением является выражение для энергии ван-дер-ва альсо-вых взаимодействий в форме так называемого потенциала Леннарда—Джонса [c.114]

Молекулярная 1 1 Молекула 1 Ван-дер-ваа.1ьс()вы си,1ы взаи.уюдействия (днспср- сионное, диполь-диполь-ное), водородная связь 1 Слабая Низкая Диэлектрики 1 Oi. СО2. Brj. Н,0. СбНй [c.104]

Таким образом, мы видим, что при низких значениях О электростатическая поляризация играет более важную роль, чем притяжение под влиянием сил Ван-дер-Ваальса. Согласно приведенной выше интерпретации, это должно озна.чать, что действие электростатических полеСг выражается в том, что молекулы адсорбируются на электростатически активных центрах, а не на активных центрах, действующих за счет сил Ван-дер-Ваальса. Конкуренция между этими двумя типами а.ктив-ных центров проявляется в увеличении с ростом заполнения теплоты адсо збции, обусловленной силами Ван-дер-Ваа.тьса (кривая. 3). [c.114]

Видно, что внутренняя энергия газа Ван-дер-Ваальса увеличивается с ростом объема при постоянной температуре. Расширяющийся газ забирает от термостата энергию для преодоления сил притяжения между молекулами. Это соотношение поясняет физический смысл поправки в уравнении Ван-дер-Ва-альса. [c.86]

При значениях г<Го энергия столь резко возрастает с уменьшением расстояния, что практически можно считать, что частица ограничена некоторой поверхностью, не проницаемой для других атомов или многоатомных частиц. С некоторой точностью можно вокруг каждого ядра описать сферу, соответствующую равенству сил притяжения и отталкивания. Радиус этой сферы называют ван-дер-ва-альсовым радиусом атома, а сами атомЕЛ можно промоделировать в определенном масштабе шариком соответствующего диаметра. Ван-дер-ваальсовы радиусы атомов Н и С1 равны, например, соответственно 0,12 и 0,18 нм. [c.115]

Все три типа межмолекулярного взаимодействия — ориентационное, индукционное и дисперсионное — часто называют ван-дер-вааль-совыми силами. Так они названы в честь голландского физико-химика Я- Ван-дер-Ваальса, который впервые определил количественные характеристики этих сил для реального газа (уравнение Ван-дер-Ва-альса). [c.104]

В работе Де-Во и Тиноко вычислялись энергии ван-дер-ва-альсовых — диполь-дипольных, индукционных и дисперсионных взаимодействий (как горизонтальных, так и вертикальных). Дипольные моменты аденина и тимина направлены в их паре почти антипараллельно, и диполь-дипольное взаимодействие приводит к отталкиванию. Напротив, в паре гуанин — цитозин оно создает значительное притяжение. Суммарные энергии ван-дер-ваальсовых взаимодействий в парах А — Т и Г — Ц (горизонтальных взаимодействий), вычисленные при диэлектрической проницаемости, равной единице, равны соответственно 0,2 и 3,9 ккал1моль. В реальной среде эти энергии, видимо, в несколько раз меньше, так как эффективная диэлектрическая проницаемость варьирует в пределах 2—5. Таким образом, отдельная пара стабилизуется преимущественно водородными связями. Более строгий расчет, рассматривающий взаимодействие монополей, а не диполей, дает, однако, для уотсон-криковских пар А — Т и Г — Ц значительно большие энергии притяжения, равные соответственно —5,5 и —19,2 ккал моль [65]. [c.503]

Известно несколько причин, по которой водород способен к образованию особого специфического вида связи с электроотрицательными атомами. Одна из них, по-видимому, состоит в том, что система X—Н...У характеризуется минимальным электронным отталкиванием. Обладая единственным электроном, осуществляющим связь X—Н, водород допускает максимальное приближение атома У. Сумма радиуса Ван-дер-Ва-альса свободных атомов Н и О составляет 2,6 А, в то время как расстояние между атомами Н и О, связанными водородной связью, составляет (1,4 —2) А. В табл. 30 представлены расстояния между атотиами участниками водородной связи, рассчитанные на основании данных о радиусах Ван-дер-Ваальса и измеренные экспериментально. Как видно, наблюдаемые расстояния между тяжелыми атомами 0,3 А короче, "чем сумма их радиусов Ван-дер-Ваальса. Расстояние между -атомами Н... в водородной связи короче расстояния между этими атомами, полученными суммированием радиусов Ван-дер-Ваальса на А, и больще для сильных связей и 0,3 для самых слабых связей. [c.82]

Каркасные струетуры. Структура соединения [(Hg2)5(OH) (ЫОз)2](ЫОз)4 [69, 71] содержит конечные катионные цепочки состава [(Hg2)5(OH)(ЫOз)2] , связанные вместе слабыми ван-дер-ва-альсовыми взаимодействиями между соседними атомами ртути и кислорода ( Hg...O 2,642, 2,745А). Цепочки образуют ленты, тянущихся [c.41]

Уже в конце XIX в. стало ясно, что это уравнение применимо только при самых низких давлениях и высоких температурах газов. При сжатии свыше 50 атм объем газов уменьшался сначала быстрее, а затем медленнее, чем предписывалось этим уравнением. Для объяснения этого явления Ван-дер-Ваальс предложил новое уравнение, в котором учитывался собственный объем молекул Ь и внутреннее давление а/ , обусловленное межчастичным взаимодействием. Уравнение Ван-дер-Ва-альса для 1 моль вещества имеет вид [c.285]

В агрегацию включается и адгезия, возникающая между коллоидными частицами. Виссер [222] в своей работе, в которой представлены данные, выбранные из 295 источников, подробно рассмотрел возникающее притяжение и образование связей между частицами. Особое внимание в его работе уделено погруженным в жидкую среду коллоидным системам, в которых рассматриваются силы взаимодействия Лондона — Ван-дер-Ва-альса и отталкивания за счет образования двойного электри- [c.497]

Четвертый тип связи — ван-дер-ва-альсовский — в графическом изображении помещается в вершине тетраэдра, основанием которого служит только что описанный треугольник (рис. 239, б). Следует отметить, что при любом типе связи всегда существует дополнительная остаточная [c.209]

Индукционный эффект существен для взаимодействия сильных диполей с хорошо поляризуемыми молекулами. В этом случае могут образоваться ван-дер-ва-альсовы молекулярные соединения типа СвНд (N03)3 [c.280]

Наиболее известным и эффективным является уравнение состояния, сформулиробанное в 1873 г. Ван-дер-Ваальсом в его диссертации О непрерывности газообразных и жидких состояний . Впоследствии Ван-дер-Ва-альс написал более ста трудов, главным образом по теории жидкостей и смесей. В статье Раулинсона [603], посвященной столетию создания этого уравнения состояния, показано, сколь много из наследия Ван-дер-Вааль-са нашло воплощение в достижениях современной теории. В уравнении Ван-дер-Ваальса [c.21]

Лиленд [431]. В работе этого автора рассмотрены возможные области применения уравнения Ван-дер-Ва-альса и уравнения типа уравнения Бенедикта — Уэбба — Рубина — Старлинга, а также правила усреднения свойств смесей. Наиболее перспективными представляются уравнения, включающие член, учитывающий действие сил отталкивания, типа соответствующего члена в потенциальной функции жесткой сферы. Примером тому может, в частности, служить уравнение Карнахэна — Старлинга. В статье содержится ряд ссылок. Для смесей предпочтение отдается модели соответственных состояний, предложенной Маккарти, в состав которой входят члены, учитывающие действие сил отталкивания. Упомянут также ряд разработок в области полярных смесей, не давших, однако, положительных результатов. [c.109]

В соответствии с теорией, предложенной Ван-дер-Ва-альсом, и затем развитой Платтевом (1959), доля полостей, заполненных молекулами газа, выражается посредством уравнения, сходного с уравнением Ленгмюра, описывающим адсорбцию. [c.471]

Данный метод упрощает, в частности, оценку изменений энтропии. Результаты, получаемые при использовании обоих методов, должны, безусловно, совпадать. В примере 11.5 сопоставлены результаты, полученные при помощи этих двух методов и уравнения Ван-дер-Ва-альса. В примере 11.8 показано использование остаточных свойств для анализа типичной задачи, возникающей при анализе процесса в турбине. [c.528]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология