Единици за константа на Ван дер Ваалс а. Истински газ

Газът се нарича реален, ако между неговите молекули съществуват сили на междумолекулно взаимодействие, състоящи се от сили на привличане и сили на отблъскване..

За да се получи уравнението на състоянието на реален газ, е необходимо да се вземе предвид собственият обем на молекулите и енергията на взаимодействие на молекулите на разстояние. Наличието на собствен обем на молекулите води до намаляване на обема, предоставен на молекулите, с определено количество. Силите на привличане между газовите молекули причиняват намаляване на налягането на газовите молекули върху стените на съда с определено количество p i.

Това уравнение може да се получи чрез подходящо модифициране на уравнението на Менделеев-Клапейрон чрез внасяне на изменения в него.

Уравнение на състоянието на реален газ ( уравнение на ван дер Ваалс)за един мол има формата:

където p е налягането, упражнявано върху стените на съда, V M е обемът на един мол газ, АИ b- Определени са константите на Ван дер Ваалс, които имат различни стойности за различните газове емпирично. Изменение – вътрешно налягане, причинено от силите на взаимно привличане между молекулите. Изменение bхарактеризира тази част от обема, която е недостъпна за движението на молекулите. Той е равен на четири пъти вътрешния обем на молекулите, съдържащи се в мол газ:

b= N A .

Уравнението на Ван дер Ваалс за произволна маса газ има формата:

Уравнението на Ван дер Ваалс позволява да се конструират теоретични изотерми на реален газ и да се сравнят с изотерми на идеален газ и експериментални изотерми на реален газ.

Уравнението на Ван дер Ваалс след няколко трансформации може да бъде написано като:

.

Това е уравнение от трета степен по отношение на V. Едно кубично уравнение може да има или три реални корена, или един реален и два въображаеми корена.

Първият случай съответства на изотерми при ниски температури– криви за T 1 и T 2 (фиг. 9.1.) Вторият случай на изотермата при високи температури(една обемна стойност Vсъответства на една стойност на налягането Р), тоест всяка изотерма, започваща от изотермата за Tc.

Съвпадението на изотермите на идеалния и реалния газ се наблюдава при ниско налягане и големи обеми (тъй като при тези условия газът може да се счита за идеален). Семейството изотерми на Ван дер Ваалс се характеризира с т.нар критиченизотерми (при температура Tk), имащи инфлексна точка при определено налягане pk и обем Vk; при T>T k всички изотерми протичат монотонно, при T< Т к все изотермы имеют минимум и максимум.

Експерименталните изотерми, взети при температури над критичните, отразяват монотонно нарастване на налягането на газа с намаляване на неговия обем. При температури под критичните експериментът показва, че изотермите в участъка 2.6 имат „рафт“. Част 6–7 съответства на газообразно състояние, а част 1–2 съответства на течно състояние. В състояния, съответстващи на хоризонталния участък на изотерма 6-2, се наблюдава равновесие между течната и газообразната фаза на веществото. Вещество в газообразно състояние при температура под критичната се нарича пара, а парата в равновесие с течността се нарича наситен.

Състоянията в областта 3–4–5 не се наблюдават експериментално; състояния 2–3 и 5–6 могат да се реализират при специални условия. Раздел 2–3 съответства на т.нар. прегрята течност. Секция 5-6 – пренаситена пара (фиг. 9.2). Тези нестабилни състояния се наричат метастабилен. Хоризонталната секция на реалната изотерма е разположена така, че зоните, ограничени от нея и теоретичната изотерма. И в двата случая работата трябва да е една и съща, следователно горните области трябва да са равни.

Уравнението на Клапейрон-Менделеев следва от молекулярно-кинетичната теория при предположението, че газът е идеален. Ако искаме да опишем поведението на реални системи, трябва да вземем предвид взаимодействието на молекулите една с друга. Точното отчитане на междумолекулните сили е изключително трудна задача. Поради това са предложени няколко модификации на уравнението на състоянието на идеалния газ, които биха могли да вземат предвид основните характеристики на реалните системи. Най-успешният опит беше уравнение на ван дер Ваалс, при получаването на които са направени корекции в уравнението на състоянието на идеалния газ

В подхода на Ван дер Ваалс, първо, се взема предвид, че молекулите имат крайни размери. Ако означим вътрешния обем на всички молекули в мол вещество с буквата б,тогава остава свободен обем за движение на молекулите

и именно той трябва да фигурира в уравнението на състоянието. Второ, взема се предвид, че молекула, която се приближава до стената на съд, „усеща” привличането на други молекули, което е балансирано, когато молекулата е била вътре в съда. Допълнителна сила, насочена в съда, е еквивалентна на допълнително налягане p i, (нарича се „вътрешно“ газово налягане). Следователно, вместо натиск Ргаз върху стените на съда, уравнението на състоянието трябва да съдържа сумата р+р i .

Как зависи вътрешното налягане? p iот системните параметри? Силата, действаща върху всяка молекула, е пропорционална на концентрацията Пмолекули в системата. Броят на молекулите, които се приближават до стената, също е пропорционален Пи следователно вътрешното налягане е пропорционално на квадрата на концентрацията на частиците:

Означаване на коефициента на пропорционалност с буквата а,стигаме до уравнение на ван дер Ваалс

За един мол вещество това уравнение опростява:

Допълнителна информация

http://eqworld.ipmnet.ru/ru/library/physics/thermodynamics.htm - J. de Boer Въведение в молекулярна физикаи термодинамика, Изд. ИЛ, 1962 - с. 38–47, част I, § 6, л. b, c. - обсъжда се уравнението на Ван дер Ваалс и се представят експериментално получени междумолекулни уравнения потенциални енергиивзаимодействия за хелий, водород, аргон и въглероден двуокис;

http://www.plib.ru/library/book/14222.html - Яворски Б.М., Детлаф А.А. Handbook of Physics, Science, 1977 - стр. 246–248 - подробна информация за междумолекулните сили на привличане във ван дер Ваалсов газ.

Нека разгледаме формата на газовите изотерми на Ван дер Ваалс на ( p,V) - диаграма (фиг. 2.14). Те се описват от функцията

При достатъчно високи температури и големи обеми въведените корекции могат да бъдат пренебрегнати и появата на изотермите ще се окаже нормална. С понижаването на температурата появата на изотермите става все по-изкривена и при определена критична температурна стойност T sтази изотерма придобива инфлексна точка ( критична точка) с координати ( p s, V c), при което първата и втората производни на налягането спрямо обема са равни на нула. При по-нататъшно понижаване на температурата инфлексната точка се превръща в минимум и максимум на функцията p(V).

Ориз. 2.14. Газови изотерми на Ван дер Ваалс

Нека първо намерим стойностите на параметрите, съответстващи на критичната точка. Вземаме първата и втората производни на функция (2.37) и ги приравняваме към нула:

Решаването на тази двойка уравнения ще ни даде критичните стойности TcИ V c .Намиране на стойността от първото уравнение

ние го заместваме във второто уравнение, което след това следва

Първо получаваме стойността на моларния критичен обем

Замествайки го в уравнение (2.39), намираме критичната температура

И накрая, заместване на намерените стойности T s, V вв уравнение (2.37), намираме критичното налягане

Тези критични стойности са получени за един мол вещество. За да ги намерим за произволен брой молове, отбелязваме, че при преминаване от уравнение (2.36) към (2.35) е необходимо да се извърши трансформация на мащабиране

Извършвайки същата трансформация във формулите за критичните стойности на термодинамичните параметри, ние се уверяваме, че критичната температура и налягане не се променят, а обемът се трансформира естествено:

Стойностите на критичните параметри са взети от експериментални данни. Имайте предвид, че газовата константа Рможе да се изрази и чрез критични параметри:

За всеки реален газ трябва да се изчисли своя собствена индивидуаленгазова константа R,която ще се различава от универсалната газова константа N A k Bидеален газ. Това не трябва да е изненадващо, като се има предвид феноменологичният приблизителен характер на уравнението на Ван дер Ваалс. Стойностите на критичните параметри на някои вещества и тяхната газова константа са дадени в табл. 2.

Таблица 2.

Критични параметри на някои газове

Както вече беше посочено в § 60, за реалните газове е необходимо да се вземат предвид размерите на молекулите и тяхното взаимодействие помежду си, следователно моделът на идеалния газ и уравнението на Клапейрон-Менделеев (42.4) pV m = RT (за мол газ), които описват идеален газ, са неподходящи за реални газове.

Отчитайки присъщия обем на молекулите и силите на междумолекулно взаимодействие, холандският физик И. ван дер Ваалс (1837-1923) извежда уравненията на състоянието на реалния газ. Ван дер Ваалс въвежда две поправки в уравнението на Клапейрон-Менделеев.

1. Отчитане на вътрешния обем на молекулите.Наличието на отблъскващи сили, които противодействат на проникването на други молекули в обема, зает от молекула, означава, че действителният свободен обем, в който молекулите на реалния газ могат да се движат, няма да V м , а V м - b, Където b - обемът, зает от самите молекули. Сила на звука b равен на четири пъти вътрешния обем на молекулите. Ако например в съд има две молекули, тогава центърът на нито една от тях не може да се доближи до центъра на другата молекула на разстояние, по-малко от диаметъра д молекули. Това означава, че сферичен обем с радиус е недостъпен за центровете на двете молекули д, т.е. обем, равен на осем обема на молекула, а на една молекула - четирикратен обем на молекула.

2. Отчитане на привличането на молекулите.Действието на силите на привличане на газ води до появата на допълнително налягане върху газа, т.нар вътрешно налягане.Според изчисленията на Ван дер Ваалс вътрешното налягане е обратно пропорционално на квадрата на моларния обем, т.е.

p" = a/V 2 m, (61.1)

където a е константата на Ван дер Ваалс, характеризираща силите на междумолекулно привличане, V м - моларен обем.

Въвеждайки тези корекции, получаваме уравнение на ван дер Ваалсза мол газ(уравнение на състоянието на реалните газове):

(стр+ а/ V 2 м )(V м - b)= RT. (61.2)

За произволно количество вещество v газ (v=t/M)като се има предвид това V = vV м , уравнението на ван дер Ваалс приема формата

къде са корекциите a и b - постоянни стойности за всеки газ, определени експериментално (уравненията на Ван дер Ваалс са написани за две газови състояния, известни от опита и решени спрямо АИ b).

При извеждането на уравнението на Ван дер Ваалс бяха направени редица опростявания, така че то също е много приблизително, въпреки че се съгласува по-добре (особено за леко компресирани газове) с опита, отколкото уравнението на състоянието на идеален газ.

Уравнението на Ван дер Ваалс не е единственото уравнение, което описва реални газове. Има и други уравнения, някои от които дори по-точно описват реални газове, но не се разглеждат поради тяхната сложност.

§ 62. Ван дер Ваалсови изотерми и техният анализ

За да изследвате поведението на истински газ, помислете изотерми на Ван дер Ваалс- криви на зависимост Рот V м за дадено T,определена от уравнението на Ван дер Ваалс (61.2) за просиягаз Тези криви (разгледани за четири различни температури; фиг. 89) имат доста особен характер. При високи температури (T>T k) изотермата на реалния газ се различава от изотермата на идеалния газ само чрез известно изкривяване на формата си, оставайки монотонно намаляваща крива. При някаква температура T Да се има само една инфлексна точка на изотермата ДА СЕ.Тази изотерма се нарича критичен,съответната му температура TДа се ​​- критична температура.Критичната изотерма има само една инфлексна точка ДА СЕ,Наречен критична точка;в тази точка допирателната към нея е успоредна на оста x. Съответстващи на тази точка сила на звукаV Да се и натискР Да се също наричан критичен.Състояние с критични параметри (p k, V Да се , T Да се ) Наречен критично състояние.При ниски температури (T<Т Да се ) Изотермите имат вълнообразен участък, първо монотонно надолу, след това монотонно нагоре и след това отново монотонно надолу.

За да обясним природата на изотермите, нека трансформираме уравнението на Ван дер Ваалс (61.2) във формата

pV 3 м -(RT+pb) V 2 м+a V м-ab=0.

Уравнение (62.1) за дадено РИ Tе уравнение от трета степен по отношение на V m; следователно може да има или три реални корена, или един реален и два въображаеми корена, и само реални положителни корени имат физическо значение. Следователно първият случай съответства на изотерми при ниски температури (три стойности на обема на газа V 1 , V 2 И V 3 съответстват (пропускаме символа "t" за простота) на една стойност на налягането Р 1 ), вторият случай са изотерми при високи температури.

Като се имат предвид различни участъци от изотермата при T<Т Да се (фиг.90), виждаме това в области 1 -3 И 5-7 когато обемът намалее V м налягане Рсе увеличава, което е естествено. Местоположение на 3-5 компресията на веществото води до намаляване на налягането; практиката показва, че такива състояния не се срещат в природата. Наличие на земя 3-5 означава, че при постепенна промяна на обема веществото не може да остане във формата на хомогенна среда през цялото време; В даден момент трябва да настъпи рязка промяна на състоянието и разлагането на веществото на две фази. Така истинската изотерма ще изглежда като прекъсната линия 7- 6-2-1. част 7- 6 съответства на газообразното състояние, а част 2-1 - течност. В състояния, съответстващи на хоризонт

нов участък от изотермата 6-2, наблюдава се равновесие на течната и газообразната фаза на веществото. Вещество в газообразно състояние при температура под критичната се нарича ферибот,и се нарича пара, която е в равновесие с течността си наситен.

Тези заключения, произтичащи от анализа на уравнението на Ван дер Ваалс, бяха потвърдени от експериментите на ирландския учен Т. Андрюс (1813-1885), който изследва изотермичното компресиране на въглеродния диоксид. Разликата между експерименталните (Андрюс) и теоретичните (Ван дер Ваалс) изотерми е, че превръщането на газ в течност в първия случай съответства на хоризонтални участъци, а във втория - на вълнообразни.

За да намерим критичните параметри, заместваме техните стойности в уравнение (62.1) и пишем

стр Да се V 3 -(RT Да се +стр Да се б) V 2 +aV-ab= 0

(пропускаме символа "t" за простота). Тъй като в критичната точка и трите корена съвпадат и са равни V Да се , уравнението се свежда до вида

стр Да се (V- V Да се ) 3 = 0,

стр Да се V 3 -3 стр Да се V Да се V 2 +3 стр Да се V 2 Да се V- стр Да се V Да се = 0.

Тъй като уравненията (62.2) и (62.3) са идентични, коефициентите в тях за неизвестните съответни степени също трябва да бъдат равни. Следователно можем да пишем

pkV 3 k =ab, 3p k V 2 k =a, 3 стр Да се V Да се = RT Да се + стр Да се b. Решавайки получените уравнения, намираме: V к = 3b, Р k = a/(27b 2), T Да се =8 а/(27 Rb}.

Ако се прекара линия през крайните точки на хоризонталните участъци на семейството изотерми, тогава ще се получи камбановидна крива (фиг. 91), ограничаваща областта на двуфазните състояния на материята. Тази крива и критичната изотерма се разделят

диаграма R,V м под изотермата на три области: под камбанообразната крива има област на двуфазни състояния (течност и наситена пара), вляво от нея е областта на течното състояние, а вдясно е областта на пара. Парата се различава от другите газообразни състояния по това, че по време на изотермично компресиране тя претърпява процес на втечняване. Газ с температура над критичната не може да се превърне в течност при никакво налягане.

Сравнявайки изотермата на ван дер Ваалс с изотермата на Андрюс (горната крива на фиг. 92), виждаме, че последната има прав участък 2-6, съответстващи на двуфазови състояния на материята. Вярно е, че при определени условия могат да се реализират състояния, изобразени чрез участъци от изотермата на Ван дер Ваалс 5-6 И 2-3. Тези нестабилни състояния се наричат метастабилен.Парцел 2-3 изобразява прегрята течност 5-6 - пренаситена параИ двете фази имат ограничена стабилност

При достатъчно ниски температури изотермата пресича оста V m, преминавайки в областта на отрицателните налягания (долната крива на фиг. 92). Вещество под отрицателно налягане е в състояние на напрежение. При определени условия се реализират и такива състояния. Парцел 8 -9 на долната изотерма съответства прегрята течност,парцел 9 - 10 - опъната течност.

Открит от Й. Д. ван дер Ваалс през 1869 г.

Силите на Ван дер Ваалс на междуатомно взаимодействие на инертни газове определят възможността за съществуване на агрегатни състояния на инертни газове (газ, течност и твърди вещества).

Силите на Ван дер Ваалс включват взаимодействия между диполи (постоянни и индуцирани). Името идва от факта, че тези сили причиняват корекцията за вътрешното налягане в уравнението на Ван дер Ваалс за състояние на реален газ. Тези взаимодействия, както и водородните връзки, определят формирането на пространствената структура на биологичните макромолекули.

Силите на Вандер Ваалс възникват и между частица (макроскопична частица или наночастица) и молекула и между две частици.

Енциклопедичен YouTube

1 / 3

✪ Сили на Ван дер Ваалс | Сили на междумолекулно взаимодействие | Химия (видео 1)

✪ Урок 194. Уравнение на Ван дер Ваалс

✪ Уравнение на Ван дер Ваалс | Газове. Молекулярно-кинетична теория | Химия (видео 8)

субтитри

В нашето пътешествие из химията вече се сблъскахме с взаимодействията между молекулите, металните връзки, които се образуват с помощта на електрони, и разгледахме взаимодействията между водните молекули. Мисля, че ще бъде полезно да разгледаме различните видове междумолекулни взаимодействия и техния ефект върху точките на кипене и топене на веществата. Да започнем с най-слабите взаимодействия. Да вземем за пример хелий. Ще нарисувам няколко атома хелий. Нека да разгледаме периодичната таблица на Менделеев; вместо хелий можете да вземете всеки благороден газ. Благородните газове са, може да се каже, късметлии - тяхната външна орбитала е напълно запълнена. И така, неон или хелий... Да вземем неона, той има всичките осем електрона в своята орбитала. Неон се пише така. И не му трябва нищо. Той е напълно доволен от живота. И тъй като се чувства много добре в това състояние, той е инертен. Той няма причина да бъде активен. Ще говорим за тези причини по-късно. Електроните са разпределени равномерно около атома. Това е абсолютно неутрален атом. Той не се стреми да образува връзка с друг атом. И така, електроните са разпръснати около атома и няма да се привличат или взаимодействат един с друг по никакъв начин. Но се оказва, че при ниски температури неонът преминава в течно състояние и самият факт на това означава, че възникват някакви сили и поради тях атомите на неона се свързват един с друг. Това се случва при много ниски температури, защото тези сили са много слаби. Следователно неонът е основно в състояние на газ. Но ако го охладите много, възникват много слаби сили и атомите или молекулите на неона се свързват един с друг. Тези сили възникват, защото електронът няма постоянен път около ядрото. Траекторията е вероятностна. Да вземем неона, няма да нарисувам валентните електрони по този начин, вместо това ще нарисувам облак от вероятността за намиране на електрон в пространството. Това е конфигурацията на неонов атом. Така че 1s2 и 2s2, 2p6 е външният слой, нали? В това състояние електронът има най-висока енергия. Как мога да нарисувам това... Той има ниво 2s. Нивото 1s се намира вътре, а атомът също има p-орбитали. p-орбиталите са насочени в различни посоки. Но това не е за това сега. Имаме още един неонов атом, начертах вероятностно разпределение. Получи се така-така. Но мисля, че схващате идеята. Гледайте видеото за конфигурацията на електроните, ако искате да навлезете в повече подробности по тази тема, но въпросът тук е, че разпределението на вероятностите е областта от пространството, където може да се намира електрон. В някакъв момент тук няма нито един електрон. И в някакъв друг момент всички електрони са тук. Същото се случва и в този неон. Ако помислите за всички възможни конфигурации на електрони в тези два неонови атома, ще видите, че е малко вероятно електроните в тях да са равномерно разпределени. Много по-вероятно е в някои от атомите електроните да са разпределени неравномерно. Например в този неонов атом осемте валентни електрона са подредени по следния начин: един, два, три, четири, пет, шест, седем, осем. Какво означава? От тази страна се появява малка временна такса. Тази страна е по-отрицателна от тази, или тази страна е по-положителна от тази. По същия начин, ако в същото време имам друг неонов атом, той има... има един, два, три, четири, пет, шест, седем, осем електрона. Ще го нарисувам малко по-различно. Да кажем, че този неонов атом е така: едно, две, три, четири, пет, шест, седем, осем. Ще подчертая тези слаби сили с тъмен цвят. Така че тук има малък отрицателен заряд. Временно, само в този момент тук има отрицателен заряд. И тук е положително. Тази страна е отрицателна. Тази страна е положителна. В този момент има слабо привличане между тези неонови атоми и след това изчезва, защото електроните се движат. Но е важно да се разбере, че моментите, когато електроните са напълно разпръснати, са много, много редки. Тук винаги има произволно разпределение, винаги има някаква, не искам да казвам полярност, защото това е твърде силна дума. Но винаги има малък излишен заряд от едната или другата страна на атома и така този атом се привлича от страните на други молекули с противоположен заряд. Това е много, много, много слаба сила. Нарича се Лондонска дисперсионна сила. Между другото, този човек, Фриц Лондон, не е британец. Той е американски германец. Лондонската дисперсионна сила е най-слабата от силите на Ван дер Ваалс. Ще запиша този термин. „Сили на Ван дер Ваалс“. Аз го произнасям. Силите на Ван дер Ваалс са клас междумолекулни сили, или в нашия случай неонова молекула е атом. Това е едноатомна молекула, така да се каже. Силите на Ван дер Ваалс са клас сили на междумолекулно взаимодействие, те не са ковалентни връзки или йонни връзки, каквито виждаме в солите. Сега ще разгледаме това по-подробно. А силата на Лондон е най-слабата от всички. Така че при неона и другите благородни газове между техните молекули действат само дисперсионни сили, които са най-слабите междумолекулни сили. И следователно неонът лесно преминава в газообразно състояние. Благородните газове стават газообразни при много ниски температури. Затова се наричат ​​благородни газове. Тези вещества се държат почти като идеален газ, тъй като техните молекули почти не взаимодействат. ДОБРЕ. Сега нека да видим какво се случва, ако молекулите се привличат една към друга повече, тоест те са малко по-полярни. Например, нека вземем хлороводорода. Водородът може както да привлича, така и да губи електрони. Хлорът привлича електрони. Хлорът има доста висока електроотрицателност. Но по-малко от тези елементи. Най-силните акцептори на електрони са азот, кислород и флуор, но хлорът също има доста висока електроотрицателност. Така че имам хлороводород. Това е хлорен атом, има седем електрона и отнема един електрон от водорода. Той споделя електрон с водорода, така че ще го обознача така. Хлорът е по-електроотрицателен от водорода, така че електроните винаги са по-близо до него. Там, където са електроните, възниква частичен отрицателен заряд, а тук възниква частичен положителен заряд. Много подобни на водородните връзки. Всъщност това е същият тип връзка като водородните връзки, това са дипол-диполни връзки или дипол-диполно взаимодействие. И така, ако имам един хлорен атом като този и втори хлорен атом като този. Нека просто копирам и поставя тази снимка тук. В резултат на това тези атоми си взаимодействат. Атомите на хлора се привличат... По-точно, молекулите на хлороводорода се привличат. Положителната страна, положителният полюс на този дипол е на водорода, защото електроните са по-близо до хлора и положителният полюс е привлечен от хлорния атом на другата молекула. И следователно тези сили на Ван дер Ваалс, това дипол-диполно взаимодействие, са по-силни от дисперсионната сила на Лондон. Дисперсионните сили присъстват във всякакви междумолекулни взаимодействия. Те просто са много слаби в сравнение с други видове междумолекулни взаимодействия. Дисперсионните сили трябва да се вземат предвид само в случай на вещества като благородни газове. Дори тук лондонските сили на дисперсия действат, когато разпределението на електроните се промени в даден момент от времето. Но взаимодействието дипол-дипол е много по-силно. И тъй като е по-силен, хлороводородът изисква повече енергия, за да премине в течно и газообразно състояние, отколкото хелият. И ако електроотрицателността е още по-голяма, най-електроотрицателните са азотът, кислородът и флуорът, тогава ще имаме работа със специален тип дипол-диполни взаимодействия, това е водородна връзка. Да вземем флуороводород, HF, няколко молекули. Например, флуороводород тук и тук, също ще го нарисувам тук. Флуорът има много висока електроотрицателност. Той е един от трите най-електроотрицателни атома в периодичната таблица. Той дърпа електрони много ефективно. Това е случай на много силно дипол-диполно взаимодействие, тук всички електрони се преместват към флуор. Така че тук имаме частичен положителен заряд и частичен отрицателен заряд, частичен положителен заряд, частичен отрицателен заряд, положителен заряд, отрицателен заряд и т.н. И така, ето какво имаме. Това е истинско диполно взаимодействие. Но това е много силно диполно взаимодействие, нарича се водородна връзка, защото тук взаимодействат водород и атом с много висока електроотрицателност и електроотрицателният атом привлича водородния електрон към себе си. Водородът тук е под формата на протон, има положителен заряд и е силно привлечен от отрицателно заредените краища на диполите. Всичко това са сили на Ван дер Ваалс. И най-слабият от тях е дисперсионната сила. И ако имаме молекула с електроотрицателен атом, имаме дипол, молекулата става полярна и положителните и отрицателните полюси ще се привличат. Това е дипол-диполно взаимодействие. Но най-силното взаимодействие е водородната връзка, тъй като атом с много висока електроотрицателност напълно отнема водородния електрон към себе си. По-точно, той почти напълно отнема водородния електрон към себе си. Тези атоми все още споделят един електрон, но той почти винаги е от тази страна на молекулата. По този начин молекулите са по-здраво свързани една с друга и точката на кипене ще бъде по-висока. Така че имаме дисперсионни сили на Лондон, диполни и полярни връзки и водородни връзки. Всичко това са сили на Ван дер Ваалс. Силата на междумолекулните взаимодействия се увеличава и точката на кипене се повишава, защото трябва да се изразходва все повече и повече енергия, за да се отделят тези молекули една от друга. Времето ни изтича... Това е добър преглед на различни видове междумолекулни взаимодействия, нековалентни и нейонни по природа. В следващото видео ще говоря за някои видове ковалентни и йонни структури и техния ефект върху точката на кипене. Субтитри от общността на Amara.org

Класификация на силите на Ван дер Ваалс

Взаимодействието на Ван дер Ваалс се състои от три вида слаби електромагнитни взаимодействия:

• Ориентационни сили, дипол-диполно привличане. Осъществява се между молекули, които са постоянни диполи. Пример е HCl в течно и твърдо състояние. Енергията на такова взаимодействие е обратно пропорционална на куба на разстоянието между диполите.
• Дисперсионно привличане (сили на Лондон, дисперсионни сили).Причинява се от взаимодействието между моментните и индуцираните диполи. Енергията на такова взаимодействие е обратно пропорционална на шестата степен на разстоянието между диполите.
• Индуктивно привличане (поляризационно привличане).Взаимодействие между постоянен дипол и индуциран. Енергията на такова взаимодействие е обратно пропорционална на шестата степен на разстоянието между диполите.

Досега много автори изхождат от предположението, че силите на Ван дер Ваалс определят междуслойното взаимодействие в слоестите кристали, което противоречи на експерименталните данни: скалата на температурната анизотропия на Дебай и, съответно, скалата на анизотропията на отражението на решетката. Въз основа на това погрешно предположение са изградени много двуизмерни модели, които „описват“ свойства, по-специално

Газовите закони, обсъдени в предишните раздели, са стриктно изпълнени само за идеални газове, които не кондензират при охлаждане до абсолютна нула.

Свойствата на повечето газове са близки до тези на идеален газ, когато са при температури, достатъчно далеч от точката на кондензация, т.е. когато няма взаимодействие между молекулите и когато вътрешният обем на газовите молекули е малък в сравнение с обема на газа.

В близост до точката на кондензация (при високо налягане и ниска температура) свойствата на газовете се различават значително от свойствата на идеалния газ. В тези случаи говорим за реални газове.

Уравнение на състоянието за 1 мол идеален газ ( Vm- моларен обем) се променя в случай на реални газове.

За реалните газове е необходимо да се вземе предвид вътрешният обем на молекулите. Наличието на отблъскващи сили, които противодействат на проникването на други молекули в обема, зает от молекула, означава, че действителният свободен обем, в който молекулите на реалния газ могат да се движат, няма да Vm, А Vm - b, b- обемът, зает от самите молекули. Сила на звука bравен на четири пъти вътрешния обем на молекулите.

Действието на привличащите газови сили води до появата на допълнително налягане върху газа, наречено вътрешно налягане. Според изчисленията на Ван дер Ваалс вътрешното налягане е обратно пропорционално на квадрата на моларния обем, т.е.

Където а- константа на Ван дер Ваалс, характеризираща силите на междумолекулно привличане.

Чрез въвеждане на корекции в уравнението за идеален газ, получаваме уравнението на Ван дер Ваалс за 1 мол газ

Като се има предвид, че , получаваме уравнението за произволно количество вещество:

(9.46)

Изменения на Ван дер Ваалс ( аИ b) са постоянни количества за всеки газ. За да се определят, се пишат уравнения за две газови състояния, известни от опита и за които е решено аИ b.

Уравнение (9.45) може да се запише като:

За дадено стрИ Tе уравнение от трета степен по отношение на Vm, следователно може да има или три реални корена, или един реален и два въображаеми корена и само реални положителни корени имат физическо значение.

Изотермите на Ван дер Ваалс са криви на зависимостта на p от V m при даден T, определени от уравнението на Ван дер Ваалс за мол газ.

При някаква температура Tk - критична температура- на изотермата (фиг. 9.11) има само една инфлексна точка (в тази точка допирателната към нея е успоредна на абсцисната ос). Точка К - критична точка, съответстващ на тази точка обемът Вки натиск p kсъщо наричан критичен. Изотерма при TkНаречен критична изотерма.

При висока температура ( T > Tk) изотермата на реалния газ се различава от изотермата на идеалния газ само с известно изкривяване на формата си, оставайки монотонно намаляваща крива. При ниска температура ( T ) изотермите имат вълнообразен участък, първо монотонно надолу, след това монотонно нагоре и след това отново монотонно надолу.