Ван-дер-Ваальсовские взаимодействи

Уширение нейтральными частицами существенно зависит от типа радиац. перехода и сорта возмущающих частиц. Наиб, уширение, обусловленное резонансным диполь-дипольным взаимодействием, наблюдается у резонансных линий атомов в однородном газе, т. е. при возмущении излучающего атома атомами того же сорта. Такое же резонансное уширение имеет место в том случае, когда один из уровней, между к-рыми происходит переход, связан с основным состоянием оптически разрешённым переходом. В этом случае сечение уширения <т (1—5)х X 10 см , сдвиг линии мал по сравнению с шириной. Если возмущающими частицами являются атомы или молекулы постороннего газа, уширение атомных линий определяется ван-дер-ваальсовским взаимодействием К=йСв/Л. Характерные сечения уширения а 10 — 10 см , имеется сдвиг линии, к-рый обычно составляет 30% ширины. [c.262]

В нейтральных газах уширение спектральных линий атомами посторонних газов определяется потенциалом ван-дер-ваальсовского взаимодействия V-h IR R — расстояние между атомами, g — постоянная для данного типа взаимодействующих атомов) Ш.с. л. выражается ф-лой [c.461]

Энергию и силу ван-дер-ваальсовского, взаимодействия между двумя газовыми молекулами можно представить в виде [c.32]

Последним, наименьшим по энергии фактором, могущим оказать влияние на конфигурацию цепной молекулы, является ван-дер-ваальсовское взаимодействие между соседними цепями при их взаимной упаковке. В большинстве случаев строение цепной молекулы определяется описанными внутренними факторами — кон- [c.53]

Уширение вследствие ван-дер-ваальсовского взаимодействия нейтральных частиц при атмосферном давлении также оказывается 1А. [c.419]

Согласно (58.19) энергия, соответствующая ван-дер-ваальсовскому взаимодействию двух молекул, в первом приближении имеет вид [c.414]

Валентные углы 177 Ван-дер-Ваальсовские взаимодействия 209 [c.280]

Д. Классификация и проявление ван-дер-ваальсовских взаимодействий [c.155]

Мы располагаем также молекулярно-механической теорией трения, развиваемой в СССР. Согласно этой теории трение имеет двойственную природу и обусловлено, с одной стороны, деформационными процессами, протекающими в тонком поверхностном слое, с другой— разрушением и образованием молекулярных связей. Молекулярные связи возникают в ре зультате взаимодействия поверхностей двух твердых тел (ван дер-ваальсовские силы), осложненного комплексом процессов протекающих на площадях фактического контакта (адгезия диффузия, химическое взаимодействие и т. п.). [c.83]

Методами статистической физики можно показать, что соотношение типа уравнения Ван-дер-Ваальса может быть получено лишь в случае, если ограничиться рассмотрением только парных взаимодействий между молекулами (и не учитывать тройных, четверных и т. д. взаимодействий), считая при этом энергии этого взаимодействия достаточно малыми. Очевидно, что уравнение, полученное при этих исходных условиях, не будет учитывать наличия молекулярных ассоциаций, так как ассоциации могут образовываться в результате взаимодействия не менее чем трех молекул. Следовательно, это уравнение применимо лишь в области малых плотностей газов (т. е. в области низких давлений и высоких температур), где число ассоциаций весьма мало. Таким образом, ван-дер-ваальсовский газ можно вслед за идеальным газом рассматривать как второе приближение к реальному газу . [c.180]

Остаточная или ван-дер-ваальсовская связь вызывается дипольным или дисперсионным взаимодействием нейтральных частиц или групп атомов. [c.17]

Адсорбция может быть мономолекулярной и полимолекулярной. В последнем случае на поверхности адсорбента образуется несколько слоев. Первый мономолекулярный слой обусловлен силами взаимодействия между поверхностью твердого тела и адсорбатом. Второй и последующие слои удерживаются ван-дер-ваальсовскими силами. Слои адсорбата распределяются по поверхности неравномерно. На некоторых участках их может быть два или три слоя. Одно- [c.39]

Свойства воды в твердом и жидком состоянии обусловлены образованием водородной связи между атомом кислорода одной молекулы и атомом водорода другой молекулы. Радиус атома водорода очень мал (0,3-10- м), поэтому соседняя молекула может близко подойти к нему, не испытывая сильного отталкивания. Энергия водородной связи в отличие от ковалентной химической связи сравнительно невелика (1 6 -в2 кДж/моль), яо она значительно превышает энергию ван-дер-ваальсовских сил взаимодействия между молекулами неполярных жидкостей. Образование водородной связи вызывает некоторую деформацию (растягивание) связи О — Н, однако расстояние до соседнего атома кислорода остается несколько большим и индивидуальный характер молекул воды в твердом и жидком состоянии сохраняется. [c.11]

Молекулярные силы. Одной из причин адгезии является взаимодействие между молекулами (см. табл. 1,1, с. 15), в данном случае между молекулами адгезива и субстрата, которое может привести к образованию межмолекулярной связи. В результате возникают силы, которые называют межмолекулярными, молекулярными или ван-дер-ваальсовскими. [c.100]

Ближний порядок определяется формой структурных единиц (для которых отыскивается функция распределения), силами взаимодействия между ними. Силы взаимодействия, определяющие укладку молекул, являются слабыми, остаточными ван-дер-ваальсовскими силами. Примерный вид потенциальной кривой для таких взаимодействий показан па рис. 128. Из нее видно, что силы отталкивания при сближении возрастают резко, т. е. что существует [c.203]

Первый член в этом выражении есть обычное ван-дер-ваальсовское значение второго вириального коэффициента и характеризует те взаимодействия между молекулами, которые обусловлены их столкновениями, не приводящими к ассоциации. Второй член характеризует вклад в Ра. обусловленный объединением молекул в двойные группы. Аналогичную структуру согласно теории ассоциации имеют и другие коэффициенты [см. формулы (20)1. Как известно, в строгой статистической теории [3] также производится разделение вкладов в ви-риальные коэффициенты соответственно связанным и несвязанным состояниям. Существенное преимущество теории ассоциации состоит в том, что она дает хотя и приближенные, но явные выражения для составляющих вириаль-ных коэффициентов, соответствующих связанным и несвязанным состояниям. [c.22]

Взаимодействие между атомами двух разнородных фаз, жидкой и твердой, называется адгезией (схватыванием, прилипанием). Причиной образования связей при адгезии являются металлические, ковалентные, ионные и Ван-дер-Ваальсовские силы взаимодействия. [c.194]

Отношения AV4/8V4 и Avg/3vg могут быть положены равными 1,16 и 2,8 (в соответствии с теорией Линдхольма) или вычислены по нестационарной теории. Тогда получаются два уравнения, позволяющие по известным значениям Av и 8v найти раздельно значения AV4 и Svg, связанные соответственно с квадратичным эффектом Штарка и с силами Ван-дер-Ваальса. По определенным таким образом величинам Av4 и Avg были получены соответственно концентрации электронов Nq и постоянные ван-дер-ваальсовского взаимодействия g. Их значения, вычисленные по разным линиям кальция, достаточно хорошо сошлись между собой. [c.514]

В молекулярных спектрах уширение линий электронных переходов происходит аналогично у. с. л. неводородоподобных атомов. Характер взаимодействия, к-рое определяет уширение колебательно-врашат. и вращат. линий, зависит от симметрии излучающих и возмущающих молекул (см. Молекула, Молекулярные спектры). Это может быть днполь-дипольное, диполь-квадрупольное, квадруполь-квадрупольное, ван-дер-ваальсовское взаимодействия или их комбинации. Характерные сечения уширения а (1 —3) 10 см . [c.262]

Наименьшим по величине энергии (примерно 1—2 ккал1моль) фактором, обуславливающим укладку молекул, является ван-дер-ваальсовское взаимодействие, описываемое межмолекулярными радиусами (см. табл. 1). Схема кривых потенциальной энергии взаимодействия для трех основных типов связей показана на рис.18 [7]. Эти кривые характеризуют как энергию связи (глубина потенциальной ямы), так и их жесткость , т. е. возможность укорочения или удлинения (ширина ямы, ее форма). Наиболее жесткой, нерастягивающейся является ковалентная связь кривая 1 — острая. Водородная связь и еще в большей степени ван-дер-ваальсов-ская связь мягки в сторону удлинения, но достаточно жестки по отношению к уменьшению расстояний. [c.46]

Майер использовал функции rj (v ), определённые предыдущим методом, для оценки констант, которые появляются в выражениях Лондона и Маргенау для ван-дер-ваальсовского взаимодействия галоидных ионов. Как было упомянуто в 12, такое вычисление дабт более высокие значения для энергии взаимодействия, чем те, которые получаются, еслн галоидам приписать свойства атомов, соседних редких газов. [c.689]

Молекулярное взаимодействие характеризуется ван-дер-ваальсовскими силами, проявляющимися между молекулами на расстоянии от одного до нескольких сот их диаметров. Зазор между контактирующими телами как при адгезии частиц (при отсутствии ярослойки жидкости между ними), так и при адгезии пленок не (превышает нескольких диаметров молекул. Поэтому молекулярное взаимодействие оказывает влияние на формирование сил адгезии . [c.27]

В заключение отметим еще один основной тип связи, действующий между молекулами, уже образованными ковалентными или ионными связями, и приводящий к кристаллическим структурам с отчетливо сохраняемой химической тождественностью молекул. Примером такой связи служит решетка 8102. Эта молекулярная или, как её называют, ван-дер-ваальсовская связь возникает между нейтральными атомами, находящимися в такой непосредственной близости, что их электронные облака подчинены дальнодействующим силам взаимодействия орбитных электронов соответственно обоих облаков. Возникающие при резонансе электронов соответствующих орбит поляризационные силы понижают общий потенциал пропорционально 1/г и ведут, таким образом, к притяжению атомов или молекул. Эти ван-дер-ваальсовские силы относительно слабы по сравнению с другими силами связи, но все же значительны в некоторых к ристалличе-ских решетках и особенно в случае поверхностных явлений. В газообразном состоянии фтор и хлор связаны ковалентными связями, в твердом же состоянии они удерживаются ван-дер-вааль-совокими силами в виде кристаллической решетки. Невысокая точка кипения галоидов (Рг — 187° С С г — 34,6° С Вгг — 58,78° С) является признаком их слабой связи. Когда ковалентные связи атомов с высокой валентностью распределяются между двумя соседними атомами, образуются очень большие молекулы, которые могут принять форму либо спиральных структур, как в случае селена и серы, либо двухмерных решеток, как у сурьмы. Четырехвалентные атомы ведут к образованию трехмерных решеток, как, например, в случае алмаза, кремния, германия и олова, где каждый атом расположен в центре тетраэдра, а координационное число равно четырем. [c.159]

Энциклопедия по машиностроению XXL

Оборудование, материаловедение, механика и ...