Ван-дер-Ваальса силы Межмолекулярное притяжение

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

Пока еще не найдено достаточно хорошего уравнения состояния реального газа. Удовлетворительно характеризует поведение реальных газов при средних давлениях уравнение состояния, предложенное голландским ученым Ван-дер-Ваальсом (1873). В уравнение состояния для одного моля идеального газа рУ = ЯТ Ван-дер-Ваальс ввел две поправки р (величина, характеризующая силы межмолекулярного притяжения) и Ь (поправка на собственный объем молекул газа). [c.36]

При разделении твердых тел, находящихся в контакте, обкладки двойного слоя разделяются, и тела становятся заряженными. Силы притяжения зарядов противоположного знака (кулоновские силы) убывают обратно пропорционально квадрату расстояния между разноименно заряженными частицами, а силы межмолекулярного притяжения (силы Ван-дер-Ваальса) — обратно пропорционально расстоянию примерно в 7 степени, поэтому обычно при отрыве по границе разделения фаз разделяются лишь заряды, а не происходит прилипания вещества. [c.31]

Взаимодействие частиц определяется действием нескольких сил. Это силы межмолекулярного притяжения Ван-дер-Ваальса—Лондона, постоянных электрических диполей, индуцированных диполей, обусловленных поляризацией двойных ионных слоев, а также силы ионно-электростатического взаимодействия. [c.192]

Современное состояние уравнения Ван-дер-Ваальса. В недалеком прошлом изучению уравнения Ван-дер-Ваальса уделялось много внимания. В 1925 г. Пикеринг [95] выполнил исчерпывающее сравнение этого уравнения с экспериментальными данными и двумя другими уравнениями, принятыми в то время (уравнениями Бертло и Дитеричи) для девяти газов при давлении до 1000 атм. В этой главе также приводится несколько подобных сравнений. Несмотря на то что в современных исследованиях можно все еще встретить ссылки на это знаменитое уравнение, оно уже устарело, и его можно рассматривать лишь как один из примеров простой модели, включающей некоторые поправки к закону идеальных газов, которые позволяют учитывать силы межмолекулярного притяжения и отталкивания. В настоящее время существует ряд значительно превосходящих его уравнений состояния, не намного отличающихся по сложности. Параметры уравнения Ван-дер-Вааль-са и ряда других уравнений состояния для нескольких веществ показаны в табл. 1.6. [c.24]

Все три вида сил. межмолекулярного притяжения объединяются общим названием остаточные силы или силы Ван-дер-Ваальса . Они проявляются во всех агрегатны.ч состояниях вещества и обусловливают, в частности, отличие реальных газов от идеальных. [c.87]

Другие обобщенные уравнения. В последнее время значительное внимание уделяется члену уравнения Ван-дер-Ваальса ЛТ/(У - Ь), соответствующему силам межмолекулярного отталкивания, описание которых приводится в разд. 1.7 . В ходе исследований [351] коэффициент сжимаемости рассматривался как состоящий из трех составляющих — сил отталкивания жестких сфер, сил межмолекулярного притяжения, выраженных членом уравнения Ван-дер-Ваальса а/ и незначительной поправки, для определения которой предложено несколько эмпирических выражений. Исходя из этого, авторы работы [258] разработали следующее уравнение [c.83]

Силы межмолекулярного притяжения, действующие между электрически нейтральными частицами и являющиеся причиной появления постоянной а в уравнении Ван-дер-Ваальса, получили название силы Ван-дер-Ваальса. [c.62]

Бертло обнаружил, что согласие с опытными данными часто улучшается, если в уравнении Ван-дер-Ваальса учитывать зависимость силы межмолекулярного притяжения от температуры, и предложил уравнение [c.232]

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

В 1879 г. Ван-дер-Ваальс предложил свое толкование неидеального поведения газов, которое помогло понять и критические явления. Большую сжимаемость реальных газов он объяснил взаимным притяжением молекул (силы, приводящие к конденсации, до сих пор называют силами Ван-дер-Ваальса). Он ввел поправку на межмолекулярное притяжение, прибавив к измеряемому давлению Р в уравнении состояния член где а — константа Ван-дер-Ваальса, а п — число молей газа. При достаточно высоком давлении реальные газы занимают больший объем, чем идеальные газы. Чтобы учесть это явление, Ван-дер-Ваальс ввел в уравнение состояния действительный объем, в котором движутся-молекулы его получают, вычитая из измеряемого объема V исключаемый объем пЬ. [c.89]

Для того чтобы выбрать наиболее подходящую модель, обратимся к уравнению Ван-дер-Ваальса. Оно имеет много общего с уравнением состояния идеального газа, но в отличие от него содержит два дополнительных члена, учитывающих действие сил межмолекулярного притяжения и отталкивания молекул, связанного с наличием у них определенных объемов. В уравнении идеального газа оба эти члена отсутствуют. Поэтому в качестве модели идеального газа можно взять совокупность таких условных молекул, которые обладают массой, но не имеют объема (Ь = 0) и которые сталкиваются между собой, но не испытывают сил межмолекулярного притяжения либо отталкивания (а = 0). Таким образом, столкновения между этими условными молекулами являются упругими, и в результате их никогда не происходит ни выигрыша, ни потери кинетической энергии поступательного движения [c.235]

В уравнение состояния для одного моля идеального газа р-У=ЯТ Ван-дер-Ваальс ввел две поправки я — учитывающую силы межмолекулярного притяжения Ь — учитывающую собственный объем молекул газа. [c.59]

Ван-дер-Ваальс ввел две поправки я — учитывающую силы межмолекулярного притяжения Ь — учитывающую собственный объем молекул газа. [c.59]

Описанная структура полимера ведет себя подобно коагуляционной структуре. Сходство в поведении этих структур заключается в том, что для них характерны химические связи внутри частиц и на порядок меньше межчастичные взаимодействия. С увеличением полярности макромолекул уменьшается их гибкость, а для межмолекулярных взаимодействий становятся характерными все три типа сил Ван-дер-Ваальса. Наличие таких функциональных групп, как 0Н, —СООН, —ЫНг, обусловливает возникновение более прочных водородных связей. С ростом межмолекулярного притяжения полимер превращается в более твердое, менее эластичное и даже хрупкое вещество, теряющее плавкость и растворимость. Полимеры с химическими связями между макромолекулам (пространственные) нерастворимы и неплавки при нагревании. По свойствам они соответствуют конденсационным структурам. [c.391]

Силы межмолекулярного взаимодействия имеют электрическую природу. Они характеризуют электростатическое притяжение или отталкивание, возникающее между полярными молекулами и неполярными, в которых возникают диполи под действием внешних факторов. Такие силы называют силами Ван-дер-Ваальса (в честь ученого, который предложил уравнение состояния газа, учитывающее межмолекулярное взаимодействие). [c.144]

Межмолекулярное притяжение, обусловливаемое силами Ван-дер-Ваальса, представляет собой одно из всеобщих явлений природы. Оно свойственно всем веществам и проявляется в газо- и парообразных, жидком и твердом его состояниях и лежит в основе агрегатного состояния вещества при данных физических условиях. [c.99]

Силы притяжения, действующие на близких расстояниях между молекулами, названы в честь Ван-дер-Ваальса, который исследовал эти силы в газах и жидкостях (разд. 3.4). Вандерваальсовы силы проявляются в отклонении поведения газов от идеального газа и при достаточно высоких давлениях и низких температурах сказываются на конденсации в жидкую фазу. Происхождение этих сил было объяснено в 1930 г. Лондоном. Межмолекулярное притяжение возникает вследствие флуктуаций заряда в двух атомах или молекулах, находящихся близко друг от друга. Поскольку электроны движутся, каждая молекула обладает мгновенным дипольным моментом, отличным от нуля. Если бы флуктуации электронной плотности в двух атомах или молекулах были бы несогласованными, то не было бы результирующего притяжения между молекулами, так как отталкивание компенсировалось бы притяжением. Однако мгновенный диполь на одном атоме или молекуле наводит противоположно направленный диполь в соседнем атоме или молекуле. Эти диполи притягиваются друг к другу за счет возникновения силы притяжения, которая называется дисперсионной силой. [c.453]

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]

Силы взаимного притяжения (а также отталкивания) молекул, в том числе силы, действующие между цепями молекул полимеров, называются межмолекулярными силами, или вторичными силами, или силами Ван-дер-Ваальса. [c.45]

Устойчивость и коагуляция связаны непосредственно с взаимодействием частиц дисперсной фазы между собой или с какими-либо макроповерхностями. Это взаимодействие также определяет адгезию частиц к макроповерхностям и структурообразование в дисперсных системах. Поэтому в основе любой теории устойчивости лежит соотношение между силами притяжения и отталкивания частиц. Существует единое мнение в отношении природы сил притяжения, которые обусловлены межмолекулярными силами Ван-дер-Ваальса. Силы же отталкивания между частицами могут иметь разную природу, соответствующую факторам устойчивости. Предложено несколько теорий, объясняющих те или иные экспериментальные факты с различных позиций (Дюкло, Фрейндлих, Мюллер, Рабинович, Оствальд и др.). Однако все эти теории были односторонними, они не учитывали и не объясняли многие факты. Создание общей количественной теории устойчивости дисперсных систем оказалось крайне трудной задачей. [c.325]

Кроме межатомного, внутримолекулярного взаимодействия, обусловленного действием рассмотренных химических (валентных) сил, существует взаимодействие между незаряженными молекулами вещества. Оно вызывается также действием сил притяжения и отталкивания. Межмолекулярное притяжение, обусловливаемое силами Ван-дер-Ваальса, представляет собой одно из всеобщих явлений природы. Оно свойственно всем веществам и проявляется в газо- и парообразных, жидком и твердом состояниях. Силы Ван-дер-Ваальса действуют как между однородными молекулами данного вещества, так и между разнообразными молекулами различных веществ. Хотя эти силы по сравнению с химическими и невелики, они все же способны обеспечивать довольно прочные связи. Это, в частности, наблюдается в молекулярных кристаллах и жидкостях, в целом ряде поверхностных явлений (адсорбция и т. д.). [c.168]

Силами Ван-дер-Ваальса или межмолекулярными связями называются силы взаимного притяжения молекул. Они действуют в веществах, находящихся в газообразном или жидком состоянии, а также между молекулами в молекулярных кристаллах. Наиболее сильно их действие ощущается в кристаллах и жидкостях, слабее в газах, так как их эффективность зависит от расстояния между молекулами. [c.222]

Силы межмолекулярного взаимодействия Ван-дер-Ваальса имеют электрическую природу и складываются из ориентационных, индукционных и дисперсионных сил притяжения. Между неполярными молекулами, к числу которых принадлежат и молекулы нефтепродуктов, действуют силы дисперсионного взаимодействия. [c.156]

Упрощенная кинетическая теория газов основана на предположении о том, что частицы (атомы и молекулы) представляют собой жесткие сферы, которые взаимодействуют исключительно за счет упругих столкновений. В действительности существуют отклонения от этих предположений. Молекулы имеют сложную структуру и, очевидно, отличаются от сферической геометрии. Кроме того, модель упругих столкновений предполагает, что частицы взаимодействуют лишь в момент соударения, а в действительности между ними существуют силы притяжения (силы Ван-дер-Ваальса). Потенциалы межмолекулярного взаимодействия, описывающие притяжение и отталкивание молекул или атомов, существенно отличаются от идеального потенциала взаимодействия жестких сфер. [c.66]

Флокуляция коллоидных частиц и макроионов ВМВ, имеющих одинаковый по знаку заряд, происходит только в том случае, если возникающие при сближении частиц и макроибнов электростатические силы отталкивания будут меньше ван-дер-ваальсовых сил межмолекулярного притяжения. Другие силы, за счет которых возможна адсорбция макромолекул, действуют на расстояниях, более близких, чем ван-дер-ваальсовы силы. Представление о соотношении этих сил можно получить исходя из современной теории коагуляции ДЛФО [22]. Схематически характер изменения с расстоянием (согласно этой теории) электростатических и ван-дер-Ваальсо-вых сил, действующих между одноименно заряженными однородными коллойдными частицами, показан на рис. П.20. [c.92]

На величину объема сжатого газа влияют межмолекулярные силы притяжения и коволюм молекул (коэфф. в ур-нии Ван-дер-Ваальса). При высоких давлениях собственный объем молекул составляет значительную долю от объема, занимаемого газом, чем объясняется наблюдаемое несоответствие между ростом давления и сокращением объема реального газа. Для давлений, применяющихся в химич. нром-сти, силами межмолекулярного притяжения можно пренебречь, и интересующая нас зависимость между переменными параметрами газа р, v, Т удовлетворительно описывается ур-нием состояния р (V — Ь) = RT. Пользуясь этим ур-нием, работу сжатия реального газа можно выразить [c.424]

Межмолекулярные связи и отвечающие им молекулярные кристаллические решетки образуются соединениями с гомеопо-лярными молекулами. Молекулы в кристаллах притягиваются друг к другу силами межмолекулярного притяжения (силы Ван-дер-Ваальса). Некоторые кристаллы представляют собой слабосвязанный агрегат молекул, связи между которыми легко разрушаются при нагревании. Это — многие вещества с низкой температурой кипения и плавления (например, 51р4, J2, большинство органических твердых веществ). [c.70]

Б. В. Дерягин развивает теорию коагуляции лиофобных золей, в основе которой лежат два положения представление о силах ван-дер-ваальсов-ского межмолекулярного притяжения и представление о силах отталкивания, возникающих при сближении коллоидных частиц, несущих однотипные двойные электрические слои. При этом представления, связывающие устойчивость коллоидных систем с величиной дзета-потенциала, считаются несостоятельными (известны случаи, при которых наступлению коагуляции предшествует не падение, а возрастание дзета-потенциала). [c.313]

Формально переход от уравнения идеального газа ру = ЯТ к (2.1) сводится к введению двух поправок одна из них добавляет к внешнему давлению величину внутреннего давления а/у обусловленную силами межмолекулярного притяжения вторая поправка учитывает непроницаемость частиц, т.е. отталкивание, возникаюш,ее при их соприкосновении. Форма, в которой вводятся силы притяжения Ван-дер-Ваальса, соответствует слабому, но дальнодействуюш,ему взаимодействию молекул [15]. Каждая частица находится в некотором среднем силовом поле, обусловленном ее окружением. [c.18]

Силы Ван-дер-Ваальса (ориентационный, индукционный и дисперсионный эффекты). Очень слабые силы притяжения между нейтральными атомами или молекулами, проявляющиеся на расстояниях, превосходящих размеры частиц, называют межмолеку лярным притяжением или силами Ван-дер-Ваальса . Они действуют в веществах, находящихся в газообразном или жидком состоянии, а также между молекулами в молекулярных кристаллах. Своа название они получили по имени голландского исследователя Ван-дер-Ваальса, постулировавшего их существование введением поправочного члена в уравнение состояния идеального газа. Эти силы обусловливают отступление реальных газов от идеального состояния. Кроме того, межмолекулярное притяжение определяет возможность агрегации вещества, сопровождающейся выделением энергии. Оно играет важную роль в процессах адсорбции, катали- [c.133]

Силы притяжения между молекулами, которые называют ван-дер-еаальсовыми, обусловливаются тремя видами межмолекулярного взаимодействия 1) ориентационное — проявляется между полярными молекулами, стремяш,имися занять такое положение, при котором их диполи были бы обращены друг к другу разноименными полюсами, а векторы моментов этих диполей были бы ориентированы по одной прямой 2) индукционное — возникает между индуцированными диполями, причиной образования которых является взаимная поляризация атомов двух сближающихся молекул 3) дисперсионное — возникает в результате взаимодействия микродиполей, образующихся за счет мгновенных смещений положительных и отрицательных зарядов в молекулах при движении электронов и колебании ядер. Дисперсионные силы действуют между любыми частицами. Ориентационное и индукционное взаимодействие для частиц многих веществ, например Не, Аг, На, N2, СН4, не осуществляются. Для молекул ЫНз на дисперсионное взаимодействие приходится 50%, на ориентационное — 44,6 и на индукционное —5,4%. Полная энергия ван-дер-ваальсо-вых сил притяжения характеризуется невысокими значениями. Так, для льда она составляет 11 кДж/моль, т. е. 2,4% энергии ковалентной связи Н—О (456 кДж/моль). С ростом относительных молекулярных масс силы межмолекулярного взаимодействия становятся больше, поэтому повышаются значения таких постоянных, как температуры плавления и кипения. [c.123]

Силы Ван-дер-Ваальса. Очень слабые силы притяжения между нейтральными атомами или молекулами, проявляюищеся на расстояниях, превосходяпщх размеры частиц, называют межмолекулярным притяжением или силами Ван-дер-Ваальса. Они действуют в веществах, находян хся в газообразном или жидком состоянии, а также между молекулами в молекулярных кристаллах. Ван-дер-ваальсово притяжение имеет электрическую природу и рассматривается как результат действия трех эффектов — ориентационного, индукционного и дисперсионного [c.98]

Нигде выше в расчет не принимались так называемые силы Ван-дер-Ваальса, которые считаются основными силами притяжения при взаимодействии незаряженных и не обладающих дилольным моментом атомов и молекул. А ведь Аг, СО и N2, молекулы которых близки по размеру, характеризуются довольно близкими теплотами испарения и, следовательно, почти одинаковой энергией межмолекулярного притяжения. [c.248]

Известны следующие агрегатные состояния веществ газообразное, жидкое и твердое . Жидкое и твердое состояния называют также конденсированным состоянием. Любое вещество при определенных условиях может быть получено в кристаллическом состоянии . Каждое из этих состояний определяется соотношением между силами отталкивания и притяжения молекул. Силы притяжения или сцепления между молекулами называются ван-дер-ваальсовыми (по имени голландского ученого Ван-дер-Ваальса, разработавшего количественную сторону теории сил межмолекулярного взаихмодействия). [c.135]

Действительно уже давно было известно, что инертные газы способны образовывать кристаллогидраты типа Х-6Н,0, подобные гидратам некоторых газов и, в частности, газообразного ЗОа. Устойчивость этих гидратов растет с увеличением атомного веса инертного газа. Кристаллогидраты аргона, криптона и ксенона были описаны уже давно. Гексагидрат радона был получен Б. А. Никитиным который показал также, что используя неодинаковую прочность этпх соединений можно разработать химический метод разделения инертных , газов. Эти гидраты возникают за счет сил межмолекулярного взаимодействия ( силы Ван-дер-Ваальса ). Как известно, эти силы слагаются из 1) ориентационных (силы притяжения постоянных диполей), 2) индукционных (силы притяжения индуцированных динолей) и 3) дисперсионных (силы притяжения временных диполей, возникающих за счет временного смещения электронных оболочек относительно ядра). [c.555]

Энергия всех видов невалентного, межмолекулярного притяжения (диполь-диполь, диполь — наведенный диполь, мгновен ный диполь — наведенный диполь) и межмолекулярного отталкивания называется энергией межмолекулярного взаимодействия по Ван-дер-Ваальсу и представляет собой алгебраическую сумму энергий отдельных взаимодействий, возможных для данной системы. Интерпретация химических явлений требует наличия некоторого опыта и химической интуиции. В одних случаях наиболее слабыми химическими силами можно пренебречь, в других нельзя. Так, температура кипения жидкого ксенона определяется взаимодействием атомов ксенона по типу мгновенный диполь— наведенный диполь при полном отсутствии всех других [c.179]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология