Ван-дер-Ваальса силы межмолекулярные

Природа сил межмолекулярного взаимодействия в растворах углеводородов. Согласно современным представлениям о межмо — лекулярном взаимодействии, в растворах диэлектриков (в частности, в растворах углеводородов) действуют силы Ван-дер-Ваальса (трех типов) и водородные связи. [c.214]

Отступление поведения реального газа от законов идеальных газов голландский физико-химик Ван-дер-Ваальс объяснил взаимодействием между молекулами газа. В связи с этим он ввел поправки в уравнение Менделеева — Клапейрона, которые учитывали внутреннее давление газа, вызванное межмолекулярными силами, и собственный объем газа. Силы межмолекулярного взаимодействия стали называться силами Ван-дер-Ваальса. Этими силами обусловлена возможность сжижения газов и превращение их в твердое состояние. Они невелики и быстро убывают с увеличением расстояния между молекулами обратно пропорциональны межмолекулярно-щ расстоянию в седьмой степени. Поэтому вещества, между части- [c.111]

Самые слабые силы взаимодействия между частицами существуют в молекулярных кристаллах, к числу которых относятся, например, кристаллы диоксида углерода, серы, бензола, иода и азота. Эти вещества состоят из молекул, слабо взаимодействующих друг с другом. Взаимодействие между их молекулами относится к такому же типу, который описывается поправочным членом в уравнении Ваи-дер-Ваальса. В кристаллических веществах рассматриваемого типа расположение молекул определяется в основном их формой, дипольным моментом и поляризуемостью. Поскольку силы межмолекулярного взаимодействия невелики, для молекулярных кристаллов характерны низкие температуры плавления или сублимации, мягкость или хрупкость, а также необычайно высокое давление паров над их поверхностью. Наличие запаха у таких твердых веществ, как камфора, нафталин или иод, свидетельствует о том, что их молекулы легко испаряются с поверхности твердого вещества. Электропроводность молекулярных кристаллов очень мала, потому что в их молекулах существует ковалентная связь, и способность электронов перемещаться между молекулами оказывается чрезвычайно низкой. [c.176]

В веществах с молекулярной структурой проявляется межмолекулярное взаимодействие. Силы межмолекулярного взаимодействия, называемые также силами Ван-дер-Ваальса, слабее сил, приводящих к образованию ковалентной связи, ио проявляются они на больших расстояниях, В их основе лежит-электростатическое взаимодействие молекулярных диполей. [c.71]

Межмолекулярное взаимодействие. При изучении свойств различных веществ наряду с внутримолекулярными взаимодействиями, обусловленными действием валентных (химических) сил и характеризующимися насыщенностью, большими энергетическими- эффектами и специфичностью, следует учитывать и взаимодействие между молекулами вещества. При расширении газов, конденсации, адсорбции, растворении и во многих других процессах проявляется действие именно этих сил. Межмолекулярные силы часто называют силами Ван-дер-Ваальса (в честь ученого, который предложил уравнение состояния газа, учитывающее межмолекулярное взаимодействие). [c.135]

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

Силы межмолекулярного взаимодействия. Эти силы, которые иногда называют вторичными химическими связями , являются результатом образования водородных связей, наличия дипольных моментов, поляризуемости полимерных молекул и действия дисперсионных сил (силы Ван-дер-Ваальса). Силы межмолекулярного взаимодействия стремятся связать полимерные цепи так же, как и первичные химические связи, но они гораздо слабее последних. Большое влияние на них оказывает повышение температуры или нагрузки, что проявляется в ползучести полимеров (крип). [c.327]

По Ван-дер-Ваальсу (1873 г.), в реальных газах, в отличие от идеальных, возникают силы межмолекулярного взаимодействия и молекулы обладают определенным объемом (т. е. не рассматриваются только как материальные точки). Уравнение Ван-дер-Ваальса для 1 моль реального газа [c.132]

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]

Более глубокое понимание зависимости средней силы межмолекулярного взаимодействия от температуры может быть достигнута на основании уравнения состояния Ван-дер-Ваальса. После дифференцирования уравнения (12) и подстановки получаем [c.23]

В молекулярных кристаллах (рис. 1.9, г) присутствуют молекулы, связь между которыми осуществляется силами межмолекулярного взаимодействия, называемыми силами Ван-дер-Ваальса (см. разд. 1.10). Силы эти гораздо слабее сил, рассмотренных ранее, и энергия связи в решетке молекулярного типа составляет всего лишь 8—12 кДж/моль. Тела с такой структурой обычно очень мягкие, обладают низкой температурой плавления, высокой летучестью, низкими тепло- и электропроводностями, а также хорошей растворимостью, особенно в родственных растворителях. В качестве представителей веществ, образующих кристаллы молекулярного типа, можно назвать диоксид углерода, аргон и большинство органических соединений. [c.37]

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]

На небольших расстояниях, равных одному или нескольким на< нометрам 10- м), между частицами проявляются силы межмолекулярного взаимодействия, или силы Ван-дер-Ваальса. Возникающие при этом химические связи могут иметь различную прочность. [c.23]

Процессы распределения по характеру действующих сил аналогичны адсорбционным процессам с той лишь разницей, что роль сорбента играет не твердая поверхность адсорбента, а неподвижный растворитель, сорбированный на поверхности твердого носителя (адсорбента) распределение происходит за счет сил межмолекулярного взаимодействия Ван дер Ваальса, как и в адсорбционных процессах. [c.19]

Силы межмолекулярного взаимодействия, приводящие к отклонениям свойств газов от уравнения (1.5), приводят также и к сжижению газов. Двухфазные равновесия жидкость — пар наблюдаются при температурах ниже критической ТсТ р, что с точки зрения уравнения Ван-дер-Ваальса объясняется следующим образом. Уравнение (1.6) —уравнение третьей степени относительно объема, может иметь три действительных или один действительный и два мнимых корня. Переход от одних условий к другим связан с изменением температуры Т, играющей роль некоторого параметра для каждой данной изотермы р У). Изотермы р У, Т) для уравнения Ваи-дер-Ваальса схематически показаны на рис. 3. [c.23]

Межмолекулярные силы взаимодействия. Силы взаимодействия между молекулами, впервые исследованные Ван-дер-Ваальсом, имеют в основном электрическую природу. Взаимодействия между молекулами разного типа различны как по величине, так и по происхождению сил межмолекулярного сцепления. [c.91]

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]

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]

Межмолекулярные взаимодействия осуществляются между молекулами с замкнутыми электронными оболочками [26, 27]. Силы межмолекулярных взаимодействий называют силами Ван-дер-Ваальса, поскольку именно Ван-дер-Ваальс впервые указал на них, как на причину отклонения поведения реальных газов от идеального. Межмолекулярные взаимодействия обычно относят к двум принципиально различным категориям. Первая категория включает взаимодействия, обусловленные так назы- [c.30]

Переход вещества из газообразного в конденсированное состояние объясняется наличием сил межмолекулярного взаимодействия. Эти силы иначе называются силами Ван-дер-Ваальса. Они зависят, прежде всего, от расстояния между центрами взаимодействующих молекул. На больших расстояниях эти силы ничтожно малы, что и наблюдается в газообразных веществах, молекулы которых находятся в непрерывном хаотическом движении. В жидкости расстояние между молекулами меньше, чем в газе, и, соответственно, межмолекулярные силы проявляются уже в большей степени. И, наконец, в твердых телах, где частицы совершают лишь колебательные движения около определенных центров равновесия, силы Ван-дер-Ваальса имеют наибольшее значение. Межмолекулярные силы носят электростатический характер и не обладают свойством насыщаемости. Они гораздо слабее внутримолекулярных химических связей. Именно следствием небольших значений энергии межмолекулярной связи является то, что молекулярные кристаллы плавятся при низких температурах и имеют высокую летучесть. [c.118]

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 взаимодействия, называемые также силами Ван-дер-Ваальса, слабее кокалентпых сил, ио пр011вляются па OojihiijHx расстояниях. В основе нх лежит электростатическое взаимодействие диполей, ио в различных веществах механизм воз никновения диполей различен. [c.157]

Между, молекулами как однородных, так и разнородных веществ существует взаимодействие. Это подтверждается существованием веществ в твердом, жидком и газообразном состоянии, изменением температуры газа при его расширении и сжатии, процессами конденсации и адсорбции, изменением объема при растворении твердых и жидких тел и т. п. Энергия межмолекулярного взаимодействия меньше энергии химического взаимодействия. Если при образовании моля жидкой воды из водорода и кислорода выделяется 286 кдж теплоты, то для перевода моля жидкой воды в парообразное состояние при 25° С требуется всего 44 кдж. Межмолекулярное взаимодействие называется ван-дер-ваальсовым взаимодействием, а силы межмолекулярного взаимодействия — силами Ван-дер-Ваальса, [c.75]

Влияние полярности НЖФ на селективность и порядок разделения компонентов обусловлено соотношением вклада сил межмолекулярного взаимодействия сорбата с НЖФ в общую энергию этого вза-кмодействия. Межмолекулярные силы (когезионные силы Бан-дер-Ваальса) имеют электростатическую природу. Они подразделяются на ориентационные, индукционные и дисперсионные. [c.192]

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]

Сольватация или, в частном случае, гидратация об условлена силами межмолекулярного взаимодействия (силами Ван-дер-Ваальса) между растворенным веществом и растворителем. Поэтому сольватация должца дротекать тем легче, чем более полярны молекулы, составляющие раствор. Вода часто является хорошим растворителем, так как ее молекулы сильно полярны. [c.183]

Теоретические исследования жидкого состояния посвящены в основном различным проявлениям межмолекулярных сил к сожалению, существующие теории жидкого состояния настолько сложны, что из них нельзя извлечь модельного представления о структуре жидкостей. Одним из немногих эффективных представлений о жидком состоянии, позволяющим объяснить различные его свойства, является так называемый свободный объем. Это представление может быть использовано также и для рассмотрения структурных особенностей других агрегатных состояний вещества. Например, в применении к газам свободный объем может рассматриваться как объем, не занятый молекулами, что соответствует члену V— Ь в уравнении Ван-дер-Ваальса. При сжатии газа его свободный объем уменьшается в соответствии с законом Бойля — Мариотта. Хотя плотность жидкости намного больше плотности газа, в ней сохраняется предположительно 3% свободного объема. При повьш1ении температуры жидкости кинетическая энергия ее молекул увеличивается, и это приводит к ее расширению в результате возрастания свободного объема. Увеличение объема сопровождается увеличением среднего расстояния между молекулами и, следовательно, уменьшением сил межмолекулярного взаимодействия. Подвергая жидкость постепенно увеличивающемуся сжатию, можно уменьшить ее первоначальный объем до 97%. Для дальнейшего уменьшения объема жидкости требуются гораздо большие давления (рис. 11.2). [c.188]

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]