Силы - притяжение - ван-дро
Cтраница 1
Силы притяжения Ван-дер - Ваальса обратно пропорциональны шестой степени расстояния между атомами и, следовательно, быстро уменьшаются с его ростом. Они складываются из трех компонентов. Дисперсионные силы или силы Лондона действуют всегда. При сближении в молекуле двух связанных атомов внешние движущиеся электроны одного из них индуцируют во втором атоме диполь. Возникающий при этом потенциал является причиной возникновения дисперсионных сил. [1]
Силы притяжения Ван-дер - Ваальса являются силами молекулярного происхождения, хотя в их основе лежат электрические взаимодействия. Эти силы по своей природе обусловлены поляризацией молекулы под влиянием флуктуации распределения заряда в соседней молекуле и наоборот. Эти силы известны также под названием дисперсионной силы Лондона. [2]
Молекулярные силы - силы притяжения Ван-дер - Ваальса - Лондона, действующие на малых расстояниях, обеспечивают возможность коагуляции и коалесценции капель. [3]
Силы отталкивания двойных слоев и силы притяжения Ван-дер - Ваальса между двумя дифильными частицами приводят к образованию потенциального барьера между частицами. Скорость флоккуляции при этом экспоненциально уменьшается при снижении высоты потенциального барьера. Существуют, однако, и другие системы, в которых проблема стабильности не решается так просто. Например, эмульсии типа в / м при умеренных концентрациях всегда флоккулируют, хотя теория предсказывает для этого случая существование высокого потенциального барьера. [4]
В действительности, при сближении капель на расстояния меньше Ко, на них действуют силы притяжения Ван-дер - Вааль-са, а также гидродинамические силы сопротивления среды. [5]
Некоторые авторы считают, что адгезия обусловлена адсорбционными явлениями, причем в адгезионном сцеплении принимают участие электростатические силы, силы притяжения Ван-дер - Ваальса, силы водородной связи и силы химического сродства. [6]
Силы притяжения Ван-дер - Ваальса - дальнодействующие, энергия притяжения спадает с расстоянием медленно, пропорционально третьей - шестой степени расстояния. [7]
Силы приглжения Ван-дер - Вааяь: а - Лондона. Силы притяжения Ван-дер - Ваальса объясняются на основе взаимодействия между поверхностями при малых расстояниях. Для молекул подобное объяснение впервые было дано Лондоном, который исследовал так называемые дисперсионные силы, связанные с движением валентных электроноз по их орбитам. В нем с исторической точки зрения рассматриваются теория и эксперимент для плоских поверхностей. [8]
Силы притяжения Ван-дер - Ваальса - дальнодействующие, энергия притяжения спадает с расстоянием медленно, пропорционально третьей - шестой степени расстояния. [9]
В этом смысле Z представляет отношение реального объема газа к объему того же числа молей идеального газа при одинаковых давлении и температуре. Иначе говоря, если принять объем за постоянную величину, можно представить, что силы притяжения Ван-дер - Ваальса уменьшают внешнее давление, оказываемое на скопление молекул, составляющих газ. Тогда Z дает отношение давления реального газа к давлению идеального с тем же объемом, температурой и молекулярным весом. Значения Z меньше единицы опять выражают собой действие межмолекуляр-ных сил притяжения, которые теряют свое значение по мере увеличения расстояния между молекулами. Поэтому следует ожидать, что отклонение Z от единицы будет уменьшаться с понижением давления или ростом температуры, что и наблюдается в действительности. [10]
В этом смысле Z представляет отношение реального объема газа к объему того же числа молей идеального газа при одинаковых давлении и температуре. Иначе говоря, если принять объем за постоянную величину, можно представить, что силы притяжения Ван-дер - Ваальса уменьшают внешнее давление, оказываемое на скопление молекул, составляющих газ. Тогда Z дает отношение давления реального газа к давлению идеального с тем же объемом, температурой и молекулярным весом. Значения Z меньше единицы опять выражают собой действие межмолакуляр-ных сил притяжения, которые теряют свое значение по мере увеличения расстояния между молекулами. Поэтому следует ожидать, что отклонение Z от единицы будет уменьшаться с понижением давления или ростом температуры, что и наблюдается в действительности. [11]
В первом приближении атомное ядро сравнивают с каплей жидкости. Действительно, на основе капельной модели атомного ядра удается объяснить целый ряд явлений, которые наблюдаются в нем. Если две очень маленькие капли сталкиваются, то они образуют одну большую каплю и при этом освобождается энергия. В каплях действуют силы притяжения Ван-дер - Ваальса, в ядрах - ядерные силы. Как у капли, так и у ядра существует сила поверхностного натяжения. И капля, и ядро стремятся принять форму шара. Но существует также и различие между ядерной материей и жидкостью. Тогда как жидкость состоит из электрически нейтральных частиц, в атомном ядре наряду с нейтронами имеются и электрически заряженные протоны, а следовательно, и расталкивающие силы. [12]
 |
Средний коэффициент активности f для хлористоводородной кисло. [13] |
Опубликованный в 1923 г. упрощенный ( ограниченный) закон Дебая - Хюккеля явился одним из наиболее существенных вкладов в развитие наших представлений о поведении растворов электролитов. Ключевое допущение, использованное при формулировании упрощенного закона, состоит в том, что взаимодействие между заряженными частицами электролита носит чисто электростатический характер. Электростатические силы являются строго дальнодейстеующими. Все близкодействующие силы, включая силы притяжения Ван-дер - Ваальса, и силы, вызывающие образование ионных пар и взаимодействия между ионами и диполями, игнорируются. [14]
 |
Сферическая система координат ( г, в, р, связанная с центром большой капли. [15] |
Страницы: 1 2