Ван дер Ваалъс

Все атомы, ионы и молекулы испытывают слабое взаимное притяжение друг к другу, которое обусловлено силами Вап-дер-Ваалъса, однако в большинстве кристаллов эти силы весьма малы по сравнению с другими более значительными силами, обусловленными ионной или ковалентной связью. Тем не менее силы Ван-дер-Ваальса играют важную роль при образовании структур инертных и двухатомных газов в твердом состоянии (где они оказываются единственными силами, удерживающими атомы или молекулы в кристалле), а также в некоторых анизотропных кристаллах, например у селена (фиг. 6, б), где с их помощью осуществляется связь в определенных кристаллографических направлениях. Источником сил Ван-дер-Ваальса является поляризационный эффект, вызываемый влиянием поля электронов, движущихся вокруг ядра данного атома, на движение электронов вокруг ядра соседнего атома. В анизотропной молекуле этот эффект может привести к возникновению постоянного дипольного момента, однако в симметричных конфигурациях (например, в кристаллах твердых инертных газов) возникновения результирующего дипольного момента не наблюдается, поскольку поляризационные эффекты синхронизируются с непрерывно изменяющимися полями в соседних атомах. Вклад щл Ван-дер-Ваальса в энергию решетки и определяется выражением [c.24]

Сжимаемость газов. У идеальных газов if=р и не зависит непосредственно от Г. Для оценки С. чистых реальных газов (до pv/RT 3) часто применяют р, V -зависимости в приведенных переменных Р/Р . где г> , — критич. значения соответствующих величин (см. Приведенное уравнение состояния). Характеризующие в этом случае С. ф-ции F(v/vf , T/Tf ) = рк/ПТ, Z(p/pf , T/T,,) = po/JiT — универсальные, одштаковые для всех веществ [2] (см. Соответственных состояний закон, Ван-дер-Ваалъса уравнение). Длн умеренно высоких р ( lO i—10 атм) применяют разложение коэфф. С. газов по степеням плотности pv/RT = 1 + В (T)/v- + С(Т) или давления pv/RT = 1 Н- В (Т) р ---f С (Thp -h..., где В, С,. .. и В, С,. .. —вириальные коэфф., [c.519]

Жидкость Ван-дер-Ваалъса (II). Жидкую фазу газа Ван-дер-Ваальса при температуре ниже точки кипения удобно определить при помощи условия р = О, беря меньншй из двух положительных корней для V. В настоящей задаче мы будем оперировать только молярными величинами, поэтому будем опускать черту над буквой, указывающую молярность соответствующей величины. [c.186]

Используя соотношения (6.14)—(6.16), мы сразу получаем знаменитое уравнение состояния Ван-дер-Ваалъса для текучей среды [c.256]

Уравнение Ван-дер-Ваалъса лишь в первом приближении описывает состояния реального газа и не применимо для практических расчетов из-за недостаточной точности получаемых результатов. Поэтому физиками предлагались все более сложные уравнения для этой цели, отличаюш иеся разной степенью универсальности и числом определяемых экспериментально констант. В начале прошлого века бъша, наконец, понята бесперспективность этого направления и предложено (а затем и стандартизировано) уравнение состояния в виде [c.17]

Свойства реальных газов. При повышении плотности изменяются св-ва Г.— они перестают быть идеальными. Ур-нйе состояния (5) оказывается неприменимым, т. к. ср. расстояния между молекулами Г. становятся сравнимыми с радиусом межмол. вз-ствия. Для описайия термодинамич. св-в реальных Г. используются разл. ур-ния состояния, б. ИЛИМ, строго теоретически обоснованные. Простейшим примером ур-ния, к-рое качественно правильно описывает осн. отличия реального Г. от идеального, служит Ван-дер-Ваалъса уравнение, учитывающее, с одной стороны, существование сил притяжения между молекулами (их действие приводит к уменьшению давления Г.), с другой стороны — сил отталкивания, препятствующих безграничному сжатию Г. [c.102]

Энциклопедия по машиностроению XXL

Оборудование, материаловедение, механика и ...