Ван-дер-Ваальса потенциал

Наиболее часто потенциал Леннард-Джонса записывают именно в такой форме в таблицах приводятся значения е и ст. Значения этих параметров для некоторых веществ указаны в табл. 10. Здесь же приведены величины Ь = 2/3 лМ а — учетверенного собственного объема молекул в расчете на моль ф — величина, фигурирующая в уравнении состояния газа Ван-дер-Ваальса). [c.281]

От характера изменения потенциальной энергии между двумя приближающимися частицами зависит, будет ли стабильной суспензия. Можно считать, что потенциальная энергия определяется сум- I мой энергий сил отталкивания и притяжения. Притяжение между частицами происходит за счет сил Лондона — Ван-дер-Ваальса. Потенциал притяжения между 6 /д двумя частицами может быть рассчитан с помощью суммирования или интегри- рования потенциалов притя- жения всех пар атомов. Он представляет собой обрат- 5 ную степенную функцию рас- стояния между частицами 25 (рис. 1Х-1, кривая 3). 30 [c.143]

Некоторые важные закономерности, устанавливающие связь между параметрами состояния бинарных систем при равновесии, могут быть выведены из уравнения (Ван-дер-Ваальса (37). Если производные объема, энтропии и изобарного потенциала взять соответственно по составам паровой и жидкой фаз, то [c.31]

Мы рассмотрели принцип соответственных состояний для газов и жидкостей, подчиняющихся уравнению Ван-дер-Ваальса. Однако область применимости этого принципа шире. Он выполняется, в частности, и для систем, описываемых уравнениями (IV. 24) и (IV. 25), а также некоторыми другими. Молекулярно-статистическая теория дает общую формулировку принципу соответственных состояний и доказывает, что он справедлив для всех систем, потенциал парного взаимодействия в которых имеет форму [c.168]

Для газа Ван-дер-Ваальса, как и для других реальных газов, зависимость химического потенциала от давления связана с изменением обоих составляющих — энтропии и энтальпии. [c.77]

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]

В обеих формулах первый член отвечает силам притяжения, второй — силам отталкивания. Эти формулы могут описывать различные типы связей в зависимости от численных значений постоянных. Так, для электростатических сил притяжения в ионных кристаллах в формуле Ми т=1, для ван-дер-ваальсо-вых сил в молекулярных кристаллах т = б и т. д. Силы отталкивания характеризуются значениями п = 9-ь18. Потенциал [c.14]

Покажем, далее, что с помощью формулы (XI.57) для модели разреженного газа, в котором между частицами — твердыми шарами, — действуют силы притяжения, получаем уравнение состояния, аналогичное уравнению Ван-дер-Ваальса. Рассматриваем потенциал вида [c.308]

Уравнение (IV. 18) было предложено в 1873 г. Ван-дер-Ваальсом. Оно может быть выведено теоретически [54, 55]. Эмпирические параметры а и 6 представляют неменьший интерес, чем, например, параметры Е и 0 потенциала Леннарда—Джонса. Приближенная статистическая теория показывает, что Ь равно учетверенному собственному объему молекул [c.96]

Влияние потенциала диффузной части двойного слоя на суммарную энергию взаимодействия частиц. Для получения информации о влиянии величины [Зй-потенциала на энергию взаимодействия прежде всего примем, что заданы концентрация электролита и постоянная Ван-дер-Ваальса — Гамакера. До тех пор, пока двойные диффузные слои частиц перекрываются слабо, можно рассчитать ионно-электростатическую энергию отталкивания по уравнению (29), согласно которому сомножитель, зависящий от потенциала, имеет вид [c.46]

Коагуляция наступает при значениях, лежащих ниже некоторой величины -потенциала (около 30 мВ). Это так называемый критический потенциал. Различают концентрационную коагуляцию при действии ионов с зарядами, равными 1, когда изменяется ионная сила раствора, и коагуляцию нейтрализациониую ионами с зарядами более 1, когда заметно снижается ф-потенциал. Физическая теория нарушения агрегативной зстойчивости основана на представлении о соотношении спл при- д тяжения и отталкивания прп сближении одноименно за,ряженных коллоидных частиц. При столкновении коллоидных частиц в результате броуновского движения на них действуют взаимное молекулярное притяжение, обусловленное ван-дер-ваальсо-выми силами. Сближению препятствует электростатическое отталкивание, возникающее лишь прн перекрытии диффузных слоев Ах и Ач коллоидных частиц (область Ло на ряс. 62, а). При малом расстоянии между частицами силы притяжения преобладают над сп-ламп броуновского движеиия, в результате частицы слипаются. [c.267]

Свойства реальных газов. Неидеальность Г. в молекулярно-кинетич. теории рассматривается как результат взаимод. молекул. В первом приближении ограничиваются рассмотрением парных взаимодействий, во втором - тройных и т,д. Такой подход приводит к вириальному уравнению состояния, коэф. к-рого м. б. теоретически рассчитаны, если известен потенциал межмол. взаимодействий. Наиб, полезно вириальное ур-ние при рассмотрении св-в Г. малой и умеренной плотности. Предложено много эмпирич. и полуэмпирич. ур-ний, связывающих р, V и Т, к-рые либо исходят нз нек-рой простой модели взаимодействий (напр., Ван-дер-Ваальса уравнение), либо выражают чисто эмпирич. зависимость, справедливую для определенного класса в-в (см. Уравнения состояния). [c.475]

Изменить способность металла адсорбировать ингибиторы можно, вводя в среду композиции, состоящие из неорганических веществ (окислители, соли металлов) и органических ингибиторов, а также изменяя заряд поверхности металла поляризацией. Однако окисление поверхности оказывает неоднозначное влияние на адсорбцию органических веществ. На окисленной поверхности ингибиторы удерживаются лишь силами Ван-дер-Ваальса и не образуют хемосорбированных слоев ингибитора с металлом. Благодаря изменению заряда корродирующего металла, вызванного смещением нулевой точки от ее положения для корродирующего металла до потенциала нулевого заряда металла, выделяющегося из неорганического компонента, увеличение защитного действия комбинированных ингибиторов может быть весьма значительным. При наложении поляризации от внешнего источника тока или от создаваемого гальванического элемента из защищаемого металла и другого, более электроотрицательного металла, повышение эффективности действия ингибиторов достигается вследствие смещения потенциала коррозии в отрицательном направлении при неизменном потенциале нулевого заряда. В случае смещения потенциала металла в отрицательном направлении при электрохимической катодной защите облегчается адсорбция катионных органических веществ, возрастают поверхностная концентрация таких ингибиторов и их ингибирующее действие. [c.325]

Для газа, подчиняющегося уравнению Ван-дер-Ваальса, второй вириальный коэффициент выражается через параметры этого уравнения 2 - h - al R7). Сопоставляя два выражения для В2, можно связать параметры /равнения состояния а н b с параметрами потенциала Сазерленда [c.164]

Если причиной адсорбции являются силы молекулярного притяжения (силы Ван-дер-Ваальса), что и предполагается в этой теории, то полученная указанным образом зависимость будет отображать распределение потенциала молекулярных сил возле поверхности твердого тела. [c.558]

Для нахождения указанных формул необходимо знать явный вид потенциала взаимодействия молекул лишь на больших расстояниях. Мы рассмотрим два основных случая случай, когда между молекулами на больших расстояниях действуют силы Ван-дер-Ваальса или силы Казимира-Польдера, учитывающие эффект запаздывания электромагнитного взаимодействия, и случай, когда между молекулами на больших расстояниях действуют диполь-дипольные силы. [c.356]

Согласно уравнению (18) для молекул, не имеющих постоянных диполей, ван-дер-ваальсов потенциал обусловливается исключительно дисперсионным эффектом, так как ц =0. Однако это не вполне справедливо уравнение (14) не представляет полностью ван-дер-ваальсов потенциал для всех расстояний даже и для атомов благородных газов. При малых значениях г должны учитываться два других эффекта дополни тельный притягательный член и энергия отталкивания. [c.262]

Алкан Простая аддитивная систематика [102] Система- тика энергий связей [1031 Вандер- ваальсов потенциал Н...Н [1041 Эксперимент [105] [c.184]

Поскольку энергия притяжения за счет сил Ван-дер-Ваальса значительно быстрее убывает с увеличением расстояния между частицами, чем энергия электростатического притяжения, то для расчета энергии кристалла достаточно учесть только взаимодействие ближайших соседей (без расчета сумм, подобных ряду Маделунга). Малые значения этой энергии (см. табл. 1.1) обусловливают легкость плавления и испарения кристаллов, образованных только за счет сил Ван-дер-Ваальса. Потенциал отталкивания при ван-дер-ваальсовом взаимодействии может быть, как и в случае ионной связи, описан потенциалом Борна —Майера ( ехр(-А-/р)) или степенной функцией (чаще всего вида Ь/г ). Для суммарной энергии ван-дер-ваальсова взаимодействия в этих случаях получают известные потенциалы 6-экспонента и Леннард-Джонса соответственно. [c.84]

При наличии сильной специфической адсорбции ионов, происходящей под действием химических сил или сил Ван-дер-Ваальса, например адсорбции аниона на поверхности ртутного электрода, общий заряд ионов в плотном слое может оказаться больше заряда поверхности электрода. Такое явление называется перезарядкой поверхности. В этом случае потенциал на расстоянии ионного радуса от поверхности электрода (-ф -потенциал) имеет знак, противоположный знаку разности потенциалов между электродом и раствором. Распределение потенциала в двойном электрическом слое в этом случае схематически представлено на рис. XX, 6. [c.538]

Изменять способность металла адсорбировать ингибиторы можно, изменяя заряд поверхности поляризацией от внешнего источника тока и с помощью специальных добавок. В частности, сместить потенциал нулевого заряда в положительную сторону можно с помощью галогенид-ионов, сульфид-ионов, а также окислением поверхности металла кислородом или другим окислителем. Однако окисление поверхности оказывает неоднозначное влияние на адсорбцию органических веществ. На окисленной поверхности ингибиторы удерживаются лишь силами Ван-дер-Ваальса и не образуют хемосор-бированных слоев ингибитора с металлом. [c.91]

Наряду с адсорбцией ионов, вызываемой электростатическими силами, может иметь место специфическая для каждого сорта частиц адсорбция, вызываемая силами Ван дер Ваальса или химическими силами. Проявление последних приводит к адсорбции ионов на одноименно заряженной поверхности, а также к адсорбции органических веществ молекулярного типа. При этом влияние анионов может наблюдаться не только на восходящей ветви электрокапиллярной кривой (электростатические силы), но и на нисходящей (химические силы). Аналогичный эффект оказывают катионы. Соответственно максимум электрокапиллярной кривой смещается в электроотрицательную (действие анионов) или электроположительную (действие катионов) сторону. Так как работа адсорбции положительна (процесс совершается самопроизвольно), поверхностная энергия адсорбента уменьшается, т. е. уменьшается а. В присутствии поверхностноактивных веществ молекулярного типа смещение максимума не наблюдается, но величина о заметно снижается. Смещение потенциала электрода в положительную или отрицательную сторону до значений, при которых электростатические силы начинают преобладать над силами специфической адсорбции, приводит к прекращению действия поверхностно-активных веществ, вследствие их вытеснения из двойного электрического слоя, и электрокапиллярная кривая сливается с кривой, полученной в отсутствие поверхностно-активных веществ. Соответствующие потенциалы называются положительным и отрицательным потенциалами десорбции (е .с и бдес) и ограничивают область потенциалов, внутри которой происходит адсорбция поверхностно-активных веществ (от бдес до бдес). [c.100]

Осуществление анализа фазовых равновесий на строго термодинамической основе возможно двумя методами. Один из них— аналитический — использует дифференциальные уравнения типа уравнения Ван-дер-Ваальса — Сторонкина, а другой — геометрический — дает картину фазовых соотношений с помощью кривых концентрационной зависимости изобарно-изотермического потенциала. Оба метода, будучи в принципе абсолютно строгими, не позволяют рассматривать конкретные системы, так как дают только качественную картину фазовых соотношений. Для перехода к численным решениям требуется привлечь модельные представления о характере межмолекулярного взаимодействия в растворах, позволяющие получить конкретную форму выражения термодинамических функций, чтобы определить соотношения между параметрами состояния рассматриваемой системы. [c.326]

При использовании вириальных уравнений состояния удается достичь очень хорошего согласия с опытом. Еще более важно то, что разложение по степеням 1/1/ в уравнении состояния имеет теоретическое обоснование. Методами статистической термодинамики уравнение состояния реальных газов получено не в форме уравнения Ван-дер-Ваальса (его вывод был наглядным, но не статистическим), а в форме разложения в ряд по степег5ям l/V. Коэффициенты S,(7 ) удается вычислять теоретически, если известен вид межмолекулярного потенциала. [c.22]

Изменить способность металла адсорбировать ингибиторы можно введением в среду композиций, состоящих из неорганических веществ (окислителей, солей металлов) и органических ингибиторов, а также изменяя заряд поверхности металла поляризацией. Однако окисление поверхности оказывает неоднозначное влияние на адсорбцию органических веществ. На окисленной поверхности ингибиторы удерживаются лишь силами Ван-дер-Ваальса и не образуют хемосорбироваиных слоев ингибитора с металлом. Благодаря изменению заряда корродирующего металла, вызванного смещением нулевой точки от ее положения для корродирующего металла до потенциала нулевого заряда для металла, вьщеляющегося из неорганического компонента, увеличение защитного действия комбинированных ингибиторов может быть весьма значительным. [c.145]

Нредполагая, что водород и гелий оргисьшаются уравнением Ван-дер-Ваальса, найдите параметры потенциала Сазерленда для этих I амов. Считайте, что в области притяжения и(г) кТ. Параметры уравнения Ван-дср-Ваальса а) Нг - л = 0.194 атм-.и -мо.пь" , Л = 0,()22 Л-М0Л1. б) iie - а = 0.035 а гм-, Г Моль 1, h - 0.024. п-моль . [c.168]

Тепловое сопротивление, обусловленное ван-дер-вааль-совым взаимодействием соседних цепей, значительно больше, чем Гд в цепи главной валентности. Для расчета элементарного теплового сопротивления, обусловленного силами Ван-дер-Ваальса, необходимо определить соот-ветствуюшие упругие постоянные. Они находятся путем использования потенциала для мелсмолекулярного взаимодействия в виде [c.151]

Между нейтральными молекулами на больших расстояниях действуют силы притяжения, на малых — силы отталкивания. Силы притяжения, действз ющие на больших расстояниях, носят название сил Ван-дер-Ваальса ими в основном определяется уравнение состояния неидеальных газов. Энергия притяжения обратно пропорциональна шестой степени расстояния. Термодиффузия зависит главным образом от сил отталкивания, которые действуют при очень тесном сближении частцц и не позволяют им неограниченно сближаться ( упругость молекул ). Эти силы гораздо быстрее возрастают при сближении частиц, чем силы Ван-дер-Ваальса. Для приближенного описания взаимодействия между нейтральными неполярными молекулами широко используется так называемый (б,12)-потенциал Леннард Джонса, в котором энергия взаимодействия представляется как сумма энергии притяжения, обратно пропорциональной шестой степени расстояния, и энергии отталкивания, обратно пропорциональной двенадцатой степени расстояния. Переход от притяжения на больших к отталкиванию на малых расстояниях приводит к тому, что эффективный показатель V возрастает по мере сближения частиц. При высоких температурах становятся существенными более тесные соударения. Поэтому с повышением температуры эффективное значение V возрастает, т. е. показатель т уменьшается. [c.184]

При большом числе фаз уравнения типа 4.2 могут быть записаны для любой пары фаз, и фазовое равновесие будет представлено системой дифференциальных уравнений, в которой число независимых уравнений будет на единицу меньше числа фаз. В уравнении Ван-дер-Ваальса — Сторонкина изобарно-изотермический потенциал Гиббса (б) является характеристической функцией и позволяет определить все термодинамические свойства фазы. Частные производные от этого потенциала по числу молей одного из компонентов были названы химическими потенциалами, которые выражаются с помощью уравнения [c.149]

Вертело [7] и Галицин [15] предполагали, что Потенциал притяжения двух разных 1молекул пропорционален выражению Уа -Уа , где и а константы Ван-дер-Ваальса для соответствующих молекул. Это уравнение указывает на неспевдфический характер сил кохезии. [c.92]

Когда параметр р нарастает, то в некоторый момент достигается такое критическое значение р р, при котором растворимость становится ограниченно . При этом значении начинает образовываться осадок второй фазы — концентрированного га-бухшего геля. Значение Ркр нетрудно вычислить. Ясно, что при И > 1цр происходит разделение системы полимер — растворитель на две сосуществующие фазы. Из исследования уравненш состояния (нанример, уравнеш я Ва Г-дер-Ваальса) хорошо известно, что в области сосуществования фаз кривая химического потенциала становится многозначной, 0 а проходит через максимум и минимум при изменении концентрации, т. е. В ри-тической точке кривая химического потенциала имеет точ <у перегиба, т. е. удовлетворяет условию [c.117]

Условия равновесия между двумя фазами в двухкомпонентной системе в общем виде описываются уравнением состояния Ван-дер-Ваальса (1-130). Для расчета свойств равновесных фаз с помощью этого уравнения необходимо знать зависимость изобарного потенциала от параметров состояния. Такая зависимость может быть установлена априори только для системы, состоящей из идеальных фаз. Напомним, что под идеальной фазой понимается такая смесь, в которой молекулы различных компонентов специфически не взаимодействуют между собой и, следовательно, ведут себя в смеси так же, как в соответствующих чистых веществах. Для таких систем получается уравнение состояния (1-201), которое связывает в явном виде составы равновесных фаз, температуру и давление. Это позволяет рассчитывать фазовое равновесие в идеальных системах, зная только свойства чистых компонентов. [c.108]

Как внутримолекулярные силы Ван-дер-Ваальса между атомами и группами атомов одной и той же молекулы, непбсредственно не связанными друг с другом эти силы обусловливают так называемый внутримолекулярный потенциал, который, согласно определению, не включает собственные силы связи. [c.16]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология