Ван-дер-Ваальса длина

В уравнении (V, 27) величины аир отвечают постоянным а и Ь в уравнении Ван-дер-Ваальса. При этом поправка а/со , обусловленная существованием сил притяжения между углеводородными радикалами молекул, начинает сказываться только ири их достаточной длине. [c.130]

Уравнение (60) справедливо только для низких давлений, когда размеры молекул гораздо меньше длины свободного пробега. При повышении давления это уравнение становится непригодным, ибо свойства рассматриваемой системы уже не могут быть описаны уравнением состояния идеальных газов. По мере возрастания давления используются другие уравнения состояния так, при сравнительно невысоких давлениях справедливо уравнение Ван-дер-Ваальса, и число двойных соударений с учетом этого уравнения выразится так [c.173]

Гидрофобные взаимодействия обусловлены не какими-либо особыми силами, а скорее специфическими особенностями систем, в которых они наблюдаются. Эти взаимодействия возникают, например, между двумя молекулами метана в воде или между ме-тильными группами в длинной цепочечной молекуле полимера. И хотя несомненно, что силы Ван-дер-Ваальса или водородные связи вносят некоторый вклад в подобного рода взаимодействия, все же в основном они определяются свойствами и природой растворителя. Для приблизительной оценки таких сил пользуются моделями. Так, если в результате конформационных изменений открытая цепь полимера, содержащего метильные группы, образует клубок, то две метильные группы могут образовать димерную систему или стать составной частью ассоциата, включающего много таких групп. В этом случае подходящей моделью процесса будет перенос молекулы метана нз водной среды в углеводородную (т. е. определение энергии переноса молекулы метана из воды в углеводород, например в гексан). Такие приемы, конечно, дают лишь приближенные значения энергии гидрофобных взаимодействий, но тем не менее они, несомненно, полезны. [c.269]

Здесь Ум — молярный объем газа при данных условиях, член а/Ум" учитывает силы притяжения между молекулами газа, что должно приводить к его сжатию, как под действием давления, и Ь — параметр, связанный с собственным объемом частиц, увеличение которого увеличивает вероятность столкновений и уменьшает длину свободного пробега молекул газа. Параметры уравнения Ван-дер-Ваальса для некоторых газов приведены в табл. 7.9. Чем меньше постоянные а и Ь, тем ближе поведение газа к идеальному при уменьшении давления в пределе Ум °°, а/Ум О, Ум—Ь)- Ум уравнение (7.3) переходит в уравнение идеального газа (7.2). [c.151]

Сопоставим данные для всего гомологического ряда кислот на одном графике (рис. 31), где верхние кривые получены из кривых о — с, нижние — прямыми методами измерения, применяемыми для нерастворимых пленок. Кривые для поверхностных слоев растворимых гомологов, как и кривые реальных пленок, описываются уравнением Ван-дер-Ваальса и, с ростом длины цепи, все более [c.104]

В случаях парафиновых углеводородов с очень длинной цепью углеродных атомов, напрнмер у полиэтилена, получаемого полимеризацией этилена и являющегося смесью высокомолекулярных гомологов метана с молекулярным весом >> 10 ООО, плавление хотя и возможно (пределы т. пл. 105—125° С для разных поли этиленов), но силы Ван-дер-Ваальса столь прочно удерживают молекулы друг около друга и в расплаве, что легче разорвать химическую связь в цепи углеродных атомов, чем преодолеть межмолекулярные силы. Поэтому при нагревании в любом вакууме вещество разлагается не переходя в пар. [c.65]

Общей чертой полимеров яв.ляется ковалентная связь. На одном конце спектра материалов этого класса находятся линейные полимеры, в которых атомы (часто атомы углерода) соединены в очень длинные цепочки (макромолеку лы) сильными ковалентными связями. Связь между цепочка.ми обусловлена слабыми силами Ван-дер-Ваальса. Эти вещества никогда не бывают полностью кристаллическими. Они - основа древесины и термопластиков. На друго.м конце спектра этих материалов располагаются полимеры с замкнутой пространственной структурой, [c.47]

Е2. К сожалению, по-видимому, не существует надежного пути с целью показать, что кривые потенциальной энергии действительно таковы, какими они начерчены,— с меньшими теплотами адсорбции вверху. Это действительно должно быть так, если длины связи металл — адсорбированный атом одинаковы, но можно ожидать, что более сильная (дО связь является и более короткой, сближая таким образом кривые и, возможно, даже приводя к их совпадению вблизи от места пересечения с кривой ван-дер-Ваальса. [c.231]

Максимальные значения, рассчитанные как сумма длины связи X—Н н радиуса Ван-дер-Ваальса для И (за исключением Р). [c.17]

Свойства полимеров определяются не только гибкостью макромолекул, но и их взаимным расположением, т. е. структурой. Для полимерных веществ с линейными и разветвленными макромолекулами характерны два типа связей. Между атомами в цепных молекулах действуют прочные ковалентные химические связи длиной 0,1 0,15 нм. Взаимодействие между цепными молекулами осуществляется за счет сил Ван-дер-Ваальса, проявляющихся на расстоянии 0,3 0,4 нм. Иногда между макромолекулами возникают и водородные связи. Энергия межмолекулярного взаимодействия на 1—2 порядка меньше энергии химической связи. Например, энергия химической связи С—Н (в углеводородах) составляет 415, С—С-связи — 332 кДж/моль, а энергия взаимодействия между молекулами углеводородов — приблизительно 4,18кДжна группу СНз.При увеличении молекулярной массы вещества (например, у полимеров) суммарный эффект межмолекулярных сил резко возрастает. [c.327]

Появление дополнительных видов связи в ковалентных кристаллах может привести к резкому изменению их основных характеристик. Ярким примером кристаллов со смешанными связями служит одна из форм углерода — графит, структура которого приведена на рис. III.4. В графите атомы углерода связаны друг с другом так, что они образуют плоские двухмерные слои, в пределах которых атомы углерода связаны друг с другом за счет sp -гибpидныx орбиталей (длина связи 0,142 нм). При этом в каждом таком слое, состоящем из N атомов углерода, имеются N нелокализованных электронов, участвующих в образовании я-связей и способных переносить ток. Связь между рассмотренными двухмерными слоями графита осуществляется лишь за счет слабых сил Ван-дер-Ваальса (расстояние между слоями состаш1яет 0,35 нм). Поэтому в направлении этой оси кристалл графита имеет низкую твердость и относится к типичным изоля- [c.71]

Элементы УПА-групны (галогены) в соответствии с правилом 8—N должны иметь координационное число в кристаллах простых веществ, равное единице, т. е. каждый атом может иметь лишь одного ближайшего соседа. Действительно, все галогены (иод при обычных условиях, а остальные при низких температурах) образуют молекулярные кристаллические структуры , в которых расстояния между атомами в гантелеобразных молекулах значительно меньше, чем расстояния между молекулами в кристалле. Так, для хлора длина связи в молекуле 0,202 нм, а расстояние между молекулами в кристалле составляет 0,334 нм. Наконец, правило Юм-Розерп мож но применить и к элементам УП1А-группы (благородные газы) В соответствии с этим правилом при образовании кристаллов про стых веществ координационное число должно быть равно нулю Действительно, кристаллы благородных газов состоят из одноатом ных молекул, связанных силами Ван-дер-Ваальса. [c.30]

Межмолекулярные силы принципиально отличаются от химических связей сво- еб. Зависимость энер-ей однозначностью — они представляют гии взаимодействия от меж-собой только силы притяжения. Однако молекулярного расстояния, при тесном сближении любых частиц начинают сказываться силы взаимного отталкивания их внешних электронных слоев. На некотором оптимальном расстоянии притяжение и отталкивание уравновешиваются, причем энергия системы становится минимальной. Половину равновесного расстояния между одинаковыми сферически симметричными молекулами определяют как ван-дер-ваальсозый радиус частицы. На рис. 66 представлена типичная кривая изменения энергии для межмолекулярного взаимодействия. Она характеризуется неглубоким минимумом, который расположен на значительном расстоянии от начала координат. Длина ван-дер-ваальсовой связи больше, а прочность меньше,, чем те же параметры для ковалентной связи. Кроме того, специфическая особенность сил Ван-дер-Ваальса — быстрое ослабление их с расстоянием, так как все составляющие эффекты обратно пропорциональны г [см. уравнение (V.6)]. [c.137]

При быстром охлаждении паров селена получается аморфный красный селен, постепенно превращающийся в темноте в кристаллический (красный). При выливании расплавленного селена на холодную поверхность получается почти черный стеклообразный селен. Наиболее устойчивой модификацией селена и теллура в обычных условиях (до температуры их плавления) является гексагональная модификация серого селена и вбычного теллура. Причина низких температур их плавления заключается в том, что между длинными спиралеобразными молекулами, имеющими цеп ное строение, действуют слабые силы Ван-дер-Ваальса. [c.308]

В структурах некоторых молекул можно заметить удивительное постоянство так называемых 1,3-контактов. Символ 1,3>< означает, что взаимодействие относится к двум атомам в молекуле, разделенным третьим атомом. Приближенное равенство таких расстоя1шй между валентно-несвязанными атомами в молекуле ОКРз -особый случай. Обычно же наблюдается постоянство определенных 1,3-расстояний в последовательности родственных молекул. Существенно и то, что такое постоянство 1,3-расстояний может сопровождаться значительными изменениями длин связей и валентных углов внутри рассматриваемой тройки атомов. Внутримолекулярные 1,3-взаимодействия были также вызваны внутримолекулярными взаимодействиями Ван-дер-Ваальса, для которых Бартелл [53] по аналогии постулативно ввел систему внутримолекулярных 1,3-радиусов. Эти 1,3-радиусы для валентно-не-связанных атомов по величине занимают промежуточное положение между соответствующими ковалентными и традиционными вандерва-альсовыми радиусами для некоторых элементов эти данные приведены в табл. 3-5. [c.138]

Связь Длина связи, нм Ковалентный радиус, нм Ваи-дер-ваальсов радиус, пм [c.657]

Уравнение (11.1) действительно лишь для нпзких давлений, когда размерами молекул можно пренебречь по сравнению с длиной их свободного пробега. При повышении давления в это уравнение должны быть внесены соответствующие поправки, например поправка Ван-дер-Ваальса [c.92]

Ван-дер-ваальсов радиус характеризует размер данного атома по отношению к другим атомам, с которыми он не связан химическими связями. Ковалентный радиус соответствует половине длины ковалентной связи между двумя одинаковыми атомами. [c.57]

Молекула ПТФЭ в кристаллическом состоянии имеет форму спирали (рис. П. 7). Такую форму молекула принимает в связи с тем, что атомы фтора имеют большой ван-дер-ваальсов радиус и при плоской зигзагообразной конформации, как у полиэтилена, не укладываются на длине 0,254 нм (2,54 А), соответствующей расстоянию между двумя атомами углерода, разделенными третьим атомом. Поворот каждой связи С—С от 1Лоского расположения примерно на 17° увеличивает это [c.41]

Сущность метода инкрементов, используемого в данной книге для расчета термодинамических характеристик полимеров, заключается в следующем. Выбирается повторяющееся звено полимера и каждый атом его окружается сферой, равной его ван-дер-ваальсовому радиусу. В этом параграфе для простоты будем рассматривать несшитые молекулы, хотя в гл. 3 будет показано, как можно учесть поперечные сшивки. Ван-дер-ваальсовы радиусы атомов (где I — соответствующий химический символ атома) берутся из рентгеноструктурных данных. Тогда ван-дер-ваальсов объем атома, например, в случае СН4 (рис. 1.1) для углерода можно определить согласно [1], как ту часть объема усеченной сферы, которая остается после пересечения сферы радиуса сферами радиуса Я , расположенными на расстоянии длин химической связи С—Н. [c.6]

Ван-дер-ваальсов объем атома АУ описывается сферой с межмолекулярным радиусом Я. Если атом химически связан с другими атомами, эти соседние атомы отсекают от него часть сферы, поскольку сумма межмолекулярных радиусов двух валентно-связанных атомов всегда больше, чем расстояние между их центрами (рис. 4.1). Это расстояние представляет собой длину химической связи [c.101]

Согласно представлениям, изложенным выше, собственный (вап-дер-ваальсов) объем молекулы складывается из объемов шаровых сегментов, каждый из которых соответствует объему одного атома, окантованного сферой с межмолекулярным радиусом Я- В случае полимеров длинную цепь, построенную таким образом, можно приближенно окантовать цилиндром с радиусом г. Сечение такого цилиндра для полиэтилена изображено на рис. 4.11. Тогда поставленная задача может быть в первом приближении решена для стержней с последующим переходом к обычным моделям полимеров [42]. [c.143]

При образовании химической связи между двумя атомами их ядра сближаются на расстояние значительно меньшее, чем ван-дер-вааль-совы радиусы. Для атома углерода в состоянии л р -гибридизации ван-дер-ваальсов радиус г = 0,18 нм, а ковалентный радиус / 0,077 нм (см. рис. 2.4). Атомы-сферы как бы проникают друг в друга, длина химической связи становится равной сумме ковалентных радиусов. Например, длина связи между атомами углерода в алканах равна 0,154 нм, т. е. удвоенной величине ковалентного радиуса (2x0,077 им). На рис. 2.5 приведены полусферические молекулярные модели молекул метана и этана. [c.59]

Задание 2.12. На приведенной схеме пол>сферической модели а ома водорода обозначьте значения г, и г,, если известно, что ваи-дер-ваальсов радиус агома водорода равен 0,12 нм, а длина связи Н—Н в молекуле водорода равна 0,05 им [c.59]

Известны другие твердые тела этого же типа, но с другим геометрическим строением. Например, сера, которая обычно двухвалентна, при нагревании приблизительно до 200° С образует длинные цепи с характерным валентным углом 105° (пластическая сера). Цепи содержат локализованные ковалентные связи S—S и удерживаются между собой частично благодаря силам Ван-дер-Ваальса, частично благодаря спутыванию , так как эти цепи достаточно длинны, чтобы обволакивать одна другую. Аналогично этому кристаллические Se и Те образуют параллельные зигзагообразные цепи, в которых каждый атом имеет двух соседей (рис. 11.4), а SiSg состоит из бесконечных [c.327]

Аномальная склонность к изомерным превращениям 1,8-дизамещен-ных производных нафталина обусловлена, несомненно, пространственным взаимодействием заместителей, занимающих лери-положения. Рассмотрим, например, молекулу 1,8-дихлорнафталина. Ван-дер-ваальсов радиус атома хлора равен 1,80А [8]. Следовательно, сближение двух валентно не связанных атомов хлора на расстояние меньше 3,6А будет сопровождаться возникновением между ними сил отталкивания. Расстояние же С]—Сз в молекуле нафталина, вычисленное на основании данных рентгеноструктурного анализа [8], составляет всего 2,5А. Таким образом, реализации идеальной структуры 1,8-дихлорнафталина, характеризующейся нормальными величинами валентных углов и длин связей, должно препятствовать взаимное отталкивание двух атомов хлора. Поэтому строение молекулы 1,8-дихлорнафталина, несомненно, отличается от идеальной структуры. Это отличие выражается, по-видимому, в разведении атомов хлора в плоскости нафталинового кольца и в выходе их из нее. Степень подобного искажения структуры определяется условием минимума энергии напряжения, учитывающей затрату энергии на сжатие Ван-дер-ваальсовых сфер валентно не связанных атомов и на [c.100]

Ковалентный радиус—половина длины связи двух одинаковых атомов ван-дер-ваальсов радиус—половина расстояния между двумя ближайшими одинаковыми атомами в двух соседних молекулах. [c.25]

Интересно отметить, что для молекулы кислорода в клатратном соединении гидрохинона энергетический барьер должен быть значительно меньшим, чем для молекул азота или окиси углерода. Следует упомянуть две возможные причины этого явления. Хотя из трех двухатомных молекул кислород обладает наибольшей длиной связи, ван-дер-ваальсов диаметр го молекулы, по-видимому, является наименьшим. [c.585]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология