Ван-дер-Ваальса второе

Здесь с и 0) — индивидуальные постоянные, не зависящие ни от температуры, ни от давления. Вторая из них представляет собой некоторый объем, по смыслу уравнения близкий постоянной Ь уравнения Ван-дер-Ваальса (111,28). Таким образом, v — о) характеризует свободный объем жидкости. Вязкость оказывается обратно пропорциональной этой величине. Точнее говоря, при изменении температуры и давления изменяется свободный объем жидкости, а это главным образом и влияет па ее вязкость. Так, с повышением температуры увеличивается объем жидкости, а следовательно, и величина v — ы при этом, в соответствии с ур. (V, 3), уменьшается вязкость. Это происходит потому, что при повышении температуры увеличиваются средние расстояния между молекулами и ослабляется взаимное притяжение между ними. (В ассоциированных жидкостях это сопровождается и уменьшением степени ассоциации.) Уменьшение вязкости при повышении температуры показано в табл. 22. [c.176]

Вторым фактором, влияющим на константу коагуляции и приводящим к несколько более высоким ее значениям по сравнению с рассчитанными по классическому уравнению Смолуховского, является наличие между частицами сил Ван-дер-Ваальса. Однако влияние, оказываемое этими силами, исчисляется величиной, не более нескольких процентов (самое большое — 10%) [314], поэтому в большинстве расчетов газоочистительного оборудования ею можно пренебречь. [c.518]

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]

Каковы же коренные физические различия молекул и макромолекул Главное из них заключается в том, что масса макромолекул огромна и они обладают поверхностью. Отсюда вытекают и все особенности твердого вещества. В то время как молекулы подвижны, диффундируют в окружающей среде, макромолекулы в тепловом движении не могут перемещаться. Они реагируют только с теми веществами, которые попадают на их поверхность или, i когда дело касается твердых веществ, плотно примыкают к их поверхности. В первом случае мы встречаемся с сорбцией — проявлением универсального свойства твердых тел достраиваться с поверхности путем присоединения любых структурных единиц, любыми силами, включая силы Ван-дер-Ваальса во втором — с адгезией— процессом синтеза пространственно разделенных твердых молекулярных соединений — аддуктов. Как уже упоминалось, наружные атомы по сравнению с внутренними атомами твердого тела связаны менее прочно и находятся в состоянии повышенной химической активности. Вот почему макромолекулы сравнительно легко вступают во всевозможные химические реакции, в том числе и при контакте твердых тел. При этом, благодаря большой массе и связанной с этим особой прочности макромолекула является настоящим резервуаром избыточной энергии. Последняя, выделяясь [c.16]

По второму способу производные для уравнения (3.20) можно найти на основе уравнения состояния вещества. Для этого выражения удобно воспользоваться уравнением Ван-дер-Ваальса [c.74]

Отметим, что выражение (XV.26), как и (ХУ.25), представляет собой уравнение состояния двумерного газа. При выводе уравнения Лангмюра учитывалась конечность размера молекул, но не принималось во внимание их взаимодействие. Поэтому уравнение (ХУ.26) соответствует уравнению Ван-дер-Ваальса с одной постоянной р V — 6) = ЯТ. Учет второй постоянной в уравнении Ван-дер-Ваальса, описывающей взаимодействие молекул, естественно, приводит к уравнению изотермы (XV. 10). [c.316]

Второй путь образования двойного слоя заключается в том, что поверхностные молекулы частиц твердой фазы диссоциируют в жидкости на ионы. Например, метакремниевая кислота НгЗЮз отдает в раствор ион водорода, в результате на поверхности остаются потенциалообразующие ионы с отрицательным зарядом. Из ионов водорода на твердой поверхности возникает адсорбционный слой, который имеет положительный заряд. Наконец, возможна специфическая адсорбция из жидкой фазы на электрически нейтральных поверхностях некоторых минералов [43]. Она обусловлена дисперсионными силами Ван-дер-Ваальса или Лондона, которые зависят от электрической поляризации атомов твердой поверхности пор ионами жидкости и поляризации самих ионов. При этом адсорбируются в первую очередь многозарядные ионы. Этот механизм возможен, например, в известняках. Вообще же примеры таких схем мало изучены. Независимо от пути образования двойной электрический слой имеет одну и ту же структуру. [c.112]

Все другие молекулы Э2 второй группы по той же причине образуются в основном за счет сил Ван-дер-Ваальса и малоустойчивы (Оп в пределах 0,05 0,2 эВ). [c.79]

Энтропия (37, 38)—термодинамическая координата состояния, отвечающая теплообмену. Неизмеряемая функция состояния системы, определяемая вторым началом термодинамики. Мате.матичсский аппарат термодинамики фактически построен на использовании свойсти внутренней энергии и энтропии. Особое значение в химии имеет в связи с вычислением химических потенциалов и констант равновесия химических реакций. Вычисление (62) идеального газа (75, 83) газа Ван-дер-Ваальса (77) статистические расчеты (207, 220, 221). Возрастание энтропии при необратимых процессах связано с дополнительным источником теплоты — некомпенсированной теплоты Клаузиуса (284) — переходом в теплоту потерянной части работы. Важным разделом линейной термодинамики необратимых процессов является вычисление скорости возрастания энтропии (источник энтропии). [c.317]

На первой (скрытой) стадии до начала расслоения ассоциаты укрупняются. Укрупненные частицы выпадают в осадок на второй (явной) стадии. Под действием сил Ван-дер-Ваальса, являющихся универсальными и проявляющихся во всех агрегатных состояниях вещества, частицы слипаются друг с другом. [c.16]

Для газа Ван-дер-Ваальса, т. е. для газа, подчиняющегося уравнению (1.9), можно второй вириальный коэффициент выразить через параметры а и Ь . Перепишем (1.9) в виде [c.16]

Несостоятельность гипотезы о тепловой смерти вселенной была доказана в работах ряда физиков Больцмана, Смолуховского, Ван-дер-Ваальса и др., которые показали, что второй закон термодинамики (в результате некритического применения следствий, из которого возникла гипотеза о тепловой смерти) имеет статистическую природу. Нельзя вселенную рассматривать как изолированную систему и применять второй закон к вселенной в целом, так как в ней протекают разнообразные и сложные процессы, для анализа которых не следует механически применять только один термодинамический метод. Исходным для вычисления энтропии является уравнение (15), из которого для расчетов получен ряд других уравнений, но все они позволяют определить лишь изменение энтропии для того или иного процесса. Абсолютное значение энтропии можно вычислить, исходя из постулата Планка энтропия индивидуального кристаллического вещества при абсолютном нуле равна нулю [c.102]

Этот результат показывает, что второй вириальный коэффициент В для газа Ван-дер-Ваальса является знакопеременным при низких температурах В<0 при высоких В>0. [c.17]

В аморфных модификациях мышьяка и сурьмы, которые являются полупроводниками, атомы образуют двойные слои, причем каждый атом одного слоя имеет трех соседей во втором слое — по числу ковалентных связей, осуществляемых тремя р-электронами внешнего уровня (рис. 50). Двойные слои образуют очень мелкие беспорядочно расположенные чешуйки, что и придает аморфный характер этим веществам. Расстояние между атомами разных слоев велико (3,75 А в обоих веществах) между этими слоями действуют силы Ван-дер-Ваальса, тогда как между соседними атомами одного двойного слоя расстояния равны 2,5 А у мышьяка, 2,87 А у сурьмы и между ними действуют силы ковалентной связи. Упорядочение двойных слоев, наблюдаемое при переходе аморфных фаз в кристаллические, резко уменьшает расстояние между атомами разных слоев (от 3,75 до 3,15 А у Аз и от 3,75 до 3,37 А у ЗЬ), возникает и возможность перекрывания электронных облаков между ними (металлизация связей). У каждого атома появляются еще три соседа в другом слое, и окружение приближается к октаэдрическому с координационным числом 6. У висмута три первых соседа находятся на расстоянии 3,10 А, а три вторых соседа — на немного большем расстоянии (3,47 А). Металлизация связей [c.133]

Силы взаимодействия между молекулами (силы Ван-дер-Ваальса) очень быстро убывают с увеличением расстояния между молекулами. В данном случае они считаются обратно пропорциональными шестой степени расстояния или второй степени объема, занимаемого газом. Считается также, что силы взаимодействия в целом [c.15]

Можно связать второй вириальный коэффициент с постоянными а и Ь уравнения Ван-дер-Ваальса (1.18). Именно второй вириальный коэффициент [c.21]

На рис. 1.10 приведены значения второго вириального коэффициента для неона [экспериментальные — те же, что и на рис. 1.9, и вычисленные по соотношению (1.53)1. Как видно, уравнение Ван-дер-Ваальса, полуколичественно передает зависимость В (Т) от температуры. Согласно ему второй вириальный коэффициент отрицателен при низких температурах, проходит с повышением температуры через нуль и [c.21]

Коксообразование идет по реакции второго порядка по концентрации асфальтенов в растворе. Энергия активации в этом случае близка нулю, так как является, по существу, константой скорости диффузии ( 1 5 ккал/моль), — константа скорости выделения ассоциатов из раствора —очень мало зависит от температуры ( 2 0), а энергия активации Е- распада ассоциатов асфальтенов на дискретные молекулы, определяемая силами Ван-дер-Ваальса между молекулами асфальтенов (точнее, разностью энергий взанмодействня молекул асфальтенов между собой и молекулами растворителя), также невелика (видимо, 2—5 ккал/моль). Прн дальнейшем повышении температуры растворяющая способность растворителя по отношению к асфальтенам понижается настолько, что асфальтены с большой скоростью выделяются из раствора в виде микрокапель второй жидкой фазы и образование кокса происходит в основном в результате закоксрвывания этих [c.121]

Рис. 1.10. Второй вириальный коэффициент для неона, найденный на опыте/и вычисленный согласно уравнению Ван-дер-Ваальса из соотношения (1.53) 2 со значениями постоянных а= 0,211 л -атм1маль и в= 0,0171 л1моль (температура Бойля, при которой В (Т) = О по (1,55), равна 150° К, тогда как из опыта следует 134° К)

Это — уравнение Ван-дер-Ваальса (1873). Константы а и Ь в действительности зависят не только от природы вещества, но и от условий (температуры и плотности газа), т. е. это уравнение является приближенным и лишь качественно передает характер отличия реального газа от идеального. Иными словами, уравнение (И 1.24) к количественному согласию с экспериментом не приводит, однако оно, во-первых, дает представление о поведении газов, плотность которых не очень велика, и, во-вторых, дает качественную картину явлений конденсации, а также критического состояния (см. с. 223). Отклонения от уравнения Ван-дер-Ваальса, зависящие при прочих равных условиях от природы газов, более значительны для сильно полярных веществ, чем для неполярных. [c.221]

Второй метод состоит в получении двух новых уравнений с помощью частного дифференцирования. Прежде всего запишем уравнение Ван-дер-Ваальса в виде [c.193]

По мере повышения давления или, что то же самое, по мере уменьшения мольного объема газа оба допущения, положенные в основу представления об идеальном газе, становятся все менее верными. Для описания газа в более широком диапазоне давлений Ван-дер-Ваальсом было предложено уравнение, носящее его имя. В уравнении Ван-дер-Ваальса учитываются два обстоятельства. Во-первых, учитывается, что молекулы газа занимают некоторый конечный объем и в уравнении (8.1) вместо мольного объема вводится свободный от молекул объем V — Ь, где Ь — объем N молекул газа. Во-вторых, учитывается, что имеет место притяжение между молекулами газа, которое создает некоторое дополнительное давление на газ сверх давления, оказываемого стенками сосуда. Предполагается, что это дополнительное давление обратно пропорционально квадрату мольного объема газа. Поэтому вместо давления в (8.1) вводится сумма внешнего давления р и внутреннего давления а/Р, где а — постоянная, характеризующая взаимодействие молекул. В итоге уравнение Ван-дер-Ваальса имеет вид [c.111]

Установите связь между константами Ван-дер-Ваальса (а п Ь) и вириальными коэффициентами (В и Q. Из констант а и Ь для СО2 (см. условие задачи 6-5) рассчитайте а) температуру Бойля б) второй и третий вириальные коэффициенты В и С при 298 К в) Ср — Су, (дСу/д )т при стандартных условиях [c.47]

Первый член уравнения (П.28) характеризует взаимодействие зарядов двух ионов, сумма второго и третьего — соответственно взаимодействие ионов с наведенными электрическими моментами диполей и этих диполей друг с другом (сюда включена также энергия образования электрических моментов диполей) четвертый член учитывает взаимодействие ионов за счет сил Ван-дер-Ваальса, пятый— энергию отталкивания. [c.76]

В литературе известно несколько уравнений состояния реального газа, однако наибольшее значение из них имеет уравнение, полученное Я- Ван-дер-Вааль-сом. При выводе его Ван-дер-Ваальс исходил из уравнения состояния идеального газа, в которое ввел две поправки на величину собственного объема молекул (в) и на силу притяжения межлу молекулами 11). Как показал Ван-дер-Ваальс, свободное про-странство, в котором могут двигаться молекулы, должно быть уменьшено на величину, пропорциональную несжимаемому объему молекул. Эта поправка (в) равна учетверенному собственному объему молекул. Вторая поправка (Я) на силы притяжения между молекулами должна быть прибавлена к давлению, так как эти силы действуют в том же направлении, что и внешнее давление, и могут рассматриваться как внутреннее давление, прибавляющееся к измеряемому внешнему давлению р. [c.45]

Уменьшение молярного объема до середины малого периода, несмотря на монотонное возрастание молярной массы, обусловлено более резким возрастанием плотности. Действительно, в IA — ША-группах располагаются металлы, обладающие плотноупакованными структурами. Вследствие уменьшения атомных радиусов по периоду слева направо наблюдается уменьшение межатомных расстояний, что в совокупности с увеличением атомной массы и приводит к возрастанию плотности, а следовательно, к уменьшению молярного объема. У простых веществ второй половины малых периодов начиная с IVA-группы в соответствии с правилом 8—N реализуются "рыхлые" структуры с малыми координационными числами, что и приводит к резкому уменьшению плотности, несмотря на возрастание атомной массы. Поэтому молярные объемы во второй половине периода возрастают. Следуя этой закономерности, можно было бы ожидать, что наибольшими молярными объемами в пределах каждого периода должны обладать благородные газы (в кристаллическом состоянии). Однако вследствие образования плотноупакованных структур (хотя и обусловленных силами Ван-дер-Ваальса) плотность их кристаллов оказывается несколько выше ожидаемой, что и приводит к некоторому уменьшению молярного объема. У переходных -металлов с близкими по характеру упаковки кристаллическими структурами в пределах одного периода [c.245]

Ваальса ). Относительное значение каждого вида для того или иного случая зависит в основном от двух свойств взаимодействующих молекул — их полярности и деформируемости. Чем выше полярность, тем значительнее роль ориентационных сил, чем больше деформируемость, тем значительнее роль сил дисперсионных. Индукционные силы зависят от обоих факторов, но сами играют лишь второ- [c.104]

В растворе наряду с взаимодействием между молекулами одного из компонентов (однородные молекулы) существует взаимодействие между молекулами разных компонентов (разнородные молекулы). Эти взаимодействия при отсутствии химической реакции, так же как и в чистой жидкости, являются ван-дер-ваальсо-выми. Однако молекулы растворенного вещества (второго компонента), изменяя окружение молекулы растворителя (первого компонента), могут существенно изменять интенсивность взаимодействия между молекулами последнего и сами взаимодействовать между собой иначе, чем в чистом втором компоненте. Взаимодействие между разнородными молекулами может следовать иным закономерностям, нежели взаимодействие между однородными молекулами. Кроме того, разнородные молекулы могут взаимодействовать химически, образуя прочные или легкодиссоциирующие соединения (последние часто не могут быть выделены в чистом виде). [c.164]

Второй вириальный коэффициент газа из твердых сфер равен учетверенному собственному объему частиц (постоянной b уравнения Ван-дер-Ваальса). Для реальных молекул вклад в величину В, обусловленный собственным объемом молекул, является определяющим в области высоких температур. Для твердых сфер с притяжением при г> а u(r) < 0. Вклад, обусловленный притяжением, найдем для высоких температур, когда при г > а u /kT 1 и ехр [—и(г)/ 7"] — u r)fkT. [c.164]

Уменьшение молярного объема до середины малого периода, несмотря на монотонное возрастание молярной массы, обусловлено более резким возрастанием плотности. Действительно, в 1А—И1А-группах располагаются металлы, обладаюш,ие плотноупакованны-ми структурами. Вследствие уменьшения атомных радиусов по периоду слева направо наблюдается уменьшение межатомных расстояний, что в совокупности с увеличением атомной массы и приводит к возрастанию плотности, а следовательно, к уменьшению молярных объемов. У простых вепдеств второй половины малых периодов, начиная с 1УА-группы, в соответствии с правилом 8—N реализуются рыхлые структуры с малыми координационными числами, что и приводит к резкому у.меньшению плотности несмотря на возрастание атомной массы. Поэтому молярные объемы во второй половине периода возрастают. Следуя этой закономерности, можно было бы ожидать, что наибольшими молярными объемами в пределах каждого периода должны обладать благородные газы (в кристаллическом состоянии). Однако вследствие образования плот-ноупакованных структур (хотя и обусловленных силами Ван-дер-Ваальса) плотность их кристаллов оказывается несколько выше ожидаемой, что и приводит к некоторому уменьшению молярного объема. У переходных -металлов с близкими по характеру упаковки кристаллическими структурами в пределах одного периода плотность варьирует в сравнительно небольших пределах с общей тенденцией увеличения от начала вставных декад к элементам УИ1В-группы (триады). С учетом монотонного возрастания атомных масс это приводит к относительному постоянству молярного объема. В ряду лантаноидов наблюдается монотонное уменьшение молярного объема, обусловленное возрастанием плотности вследствие уменьшения межатомных расстояний в кристаллах за счет лантаноидной контракции. [c.34]

Нетрудно убедиться, что это выражение совпадает с выражением для второго вириального коэффициента газа, подчиняющегося уравнению Ван-дер-Ваальса. Действительно, при b/V< уравнение (IV. 23) можно преобразовать следующим образом [c.165]

Внриальные коэффициенты зависят от формы и размеров мо лекул растворенного вещества и действующих между ними сил. Уравнение Ван-дер-Ваальса получено с учетом лишь парных взаи-модействий молекул, поэтому теоретически обоснованы только ПО правки первого порядка. Второй вириальный коэффициент можно выразить соотношениями [c.321]

Второй род сил, влияющих на устойчивость золя,— силы притяжения между частицами. Они имеют ту же природу, что и силы, действующие между нейтральными молекулами. Существованием этих сил Ван-дер-Ваальс объяснял свойства реальных газов и жидкостей. Возникновение межмолекулярных сил обусловлено взаимодействием диполей (эффект Кеезома), поляризацией одной молекулы другой (эффект Дебая) и особого рода взаимодействием, которое объяснимо в рамках квантовой механики. Последний тип сил, называемых дисперсионными силами Лондона, связан с наличием в нейтральных атомах и молекулах мгновенных диполей. Взаимодействие таких диполей, являющихся результатом движения электронов в атомах и молекулах, не зависит от постоянных диполей и служит причиной их взаимного притяжения. Ф. Лондон показал, что такой тип взаимодействия превосходит эффекты Кеезома и Дебая. Энергия лондонозского взаимодействия между двумя атомами, находящимися на расстоянии г, обратно пропорцио- [c.112]

Классификация по межфазному взаимодействию. На границе раздела фаз всегда проявляется взаимодействие между веществами дисперсной фазы и дисперсионной среды за счет межфазной свободной энергии (нескомпенсированных сил Ван-дер-Ваальса), но степень его проявления у различных веществ различна. В зависимости от этого дисперсные системы могут быть лиофильными (1уо — растворяю рЬ11ео — люблю) или лиофобными (рЬоЬоз — страх). Для первых характерно сильное межмолекулярное взаимодействие вещества дисперсной фазы со средой, а для второй — слабое. Это взаимодействие приводит к образованию сольватных (гидратных, если средой является вода) оболочек вокруг частиц дисперсной фазы. [c.72]

Когда газ проникает внутрь твердого тела, могут наблюдаться два различных процесса газ просто растворяется в этом теле, образуя твердый раствор, или вступает с ним в химическое взаимодействие. Когда газ уплотняется на поверхности твердого тела, можно констатировать или слабое взаимодействие между газом и твердым телом, аналогичное явлению конденсации, или сильное взаимодействие типа химической реакции. Первое явление называется физической адсорбцией, второе — химической, или активированной, адсорбцией — хемосорбцией. Пример хемосорбции — адсорбция кислорода на поверхности металлов. Часто физическую адсорбцию называют ван-дер-ваальсовой (силы, обусловливающие физическую адсорбцию, открыл Ван-дер-Ваальс). [c.164]

Отметим, что выражения (XV.32), как и (XV.33), представляют собой уравнение состояния двумерного газа. При выводе уравнения Лангмюра учитывалась коиечиость размера молекул, ио пе принималось во внимание их взаимодействие. Поэтому уравнение (XV.35) соответствует уравнению Ваи-дер-Ваальса с одной постоянной р(У—Ь)=ЯТ. Учет второй постоянной в уравнении Ван-дер-Ваальса, описывающей взаимодействие молекул, естественно, приводит к уравнению изотермы (XV.П). [c.413]

При химическом взаимодействии молекул двух различных веществ на поверхности катализатора хемосорбционную связь с последней могут образовывать молекулы обоих веществ или только одного из них. В последнем механизме, известном под названием механизма Ридиэла, молекулы обоих видов ударяются о поверхность катализатора, но адсорбируется только одно вещество. Молекулы второго вида ударяются о хемосорбнро-ваииые молекулы и образуют активированный комплекс , который приводит к реакции. Однако эти молекулы могут также адсорбироваться под влиянием сил Ван-дер-Ваальса н взаилюдействовать с хемосорбированным реагентом, находясь в вандерваальсовом адсорбционном слое. Исходя из сведений [c.101]

Определение координационных чисел. В случае аморфного селена площадь первого пика на кривой распределения при = 2,32 А равна двум, а второго при = 3,7 А — восьми, что соответствует числу атомов на данных расстояниях. Решетка кристаллического селена состоит из зигзагообразных винтовых цепочек, каждый атом в которых ковалентно связан с двумя ближайшими атомами, а цепочки между собой — силами Ван-дер-Ваальса. Расстояние между ближайшими атомами в цепочке равно 2,34 А, а между атомами соседних цепочек — приблизительно 3,8 А. Следовательно, в аморфном селене сохраняется ближний порядок такой же, как в кристаллическом. Неизолированность первого и последующих пиков на кривой распределения для жидкого олова затрудняет измерение площади под ними. Количественно можно интерпретировать только первый максимум функции 4я/ зт,( ). вычислить только первое координационное число. При этом площадь под максимумом выделяют двумя способами симметрично, т. е. как бы зеркальным отображением левой ветви кривой относительно перпендикуляра, опущенного из вершины максимума на ось Я, и несимметрично — продолжением ниспадающей правой ветви кривой до пересечения ее с осью абсцисс. [c.55]

Полученный таким образом нитрид бора представляет собой белый, похожий на тальк поронлок. Его часто называют белым графитом . Во-первых, его кристаллохнмическое строение аналогично таковому графита. Атомы бора и азота связаны между собой 5/ -гибрндными связями. Кроме того, в плоскости слоев осуществляется дополнительное я-связывание за счет пустой р-орбитали атома бора и неподеленной электронной пары атома азота. Отдельные слои между собой связаны слабыми силами Ван-дер-Ваальса. Во-вторых, белый графит обладает высокой огнеупорностью t . - 3000 °С), химически инертен даже при высоких температурах, расслаивается на чешуйки, как графит. [c.144]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология