Pri zvažovaní skutočných plynov - plynov, ktorých vlastnosti závisia od interakcie molekúl, je potrebné vziať do úvahy sily medzimolekulovej interakcie. Objavujú sa na diaľku< 10-9 м и быстро убывают при увеличении расстояния между молекулами. Такие силы называются короткодействующими.
V 20. storočí s rozvojom predstáv o štruktúre atómu a kvantová mechanika sa zistilo, že medzi molekulami látky súčasne pôsobia sily príťažlivosti a odpudzovania. Na obr. 88, a ukazuje kvalitatívnu závislosť síl medzimolekulovej interakcie od vzdialenosti r medzi molekulami, kde F0 a Fп sú odpudivé a príťažlivé sily a F je ich výslednica. Odpudivé sily sa považujú za pozitívne a sily vzájomnej príťažlivosti za negatívne.
Vo vzdialenosti r = r0 je výsledná sila F = 0, t.j. sily príťažlivosti a odpudzovania sa navzájom vyrovnávajú. Vzdialenosť r0 teda zodpovedá rovnovážnej vzdialenosti medzi molekulami, v ktorej by sa nachádzali pri absencii tepelného pohybu. Keď g< г0 преобладают силы отталкивания (F >0), pre r > r0 - príťažlivé sily (F< 0). На расстояниях г >10-9 m medzimolekulové sily interakcie prakticky chýbajú (F = 0).
Elementárna práca A sily F so zväčšením vzdialenosti medzi molekulami o dr sa vykonáva v dôsledku poklesu vzájomnej potenciálnej energie molekúl, t.j.
Z rozboru kvalitatívnej závislosti potenciálnej energie interakcie molekúl od vzdialenosti medzi nimi (obr. 88, b) vyplýva, že ak sa molekuly nachádzajú vo vzájomnej vzdialenosti, v ktorej sú medzimolekulové sily interakcie medzimolekulové sily. nepôsobia (r ), potom P \u003d 0. Na Ako sa molekuly postupne k sebe približujú, objavujú sa medzi nimi príťažlivé sily (F< 0), которые совершают положительную работу (A = Fdr >0). Potom podľa (60.1) potenciálna energia interakcie klesá a dosahuje minimum pri r = r0. Keď g< г0 с уменьшением г силы отталкивания (F >0) sa prudko zvýšia a práca vykonaná proti nim je negatívna (A = Fdr< 0). Потенциальная энергия начинает тоже резко возрастать и становится положительной. Из данной потенциальной кривой следует, что система из двух взаимодействующих молекул в состоянии устойчивого равновесия (г = г0) обладает минимальной потенциальной энергией.
Holandský fyzik I. van der Waals (1837-1923) odvodil stavovú rovnicu pre skutočný plyn, berúc do úvahy vnútorný objem molekúl a sily medzimolekulovej interakcie. Podľa Van der Waalsových výpočtov je vnútorný tlak nepriamo úmerný druhej mocnine molárneho objemu, t.j.
kde a je van der Waalsova konštanta charakterizujúca sily medzimolekulovej príťažlivosti, Vm je molárny objem.
Zavedením týchto korekcií získame van der Waalsovu rovnicu pre mól plynu (stavová rovnica pre skutočné plyny):
Pre ľubovoľné množstvo látky v plyn (v = m/M), berúc do úvahy skutočnosť, že V = vVm, má van der Waalsova rovnica tvar
kde korekcie a a b sú konštantné hodnoty pre každý plyn, určené empiricky (van der Waalsove rovnice sú napísané pre dva stavy plynu známe zo skúseností a sú riešené s ohľadom na a a b).
Pri odvodzovaní van der Waalsovej rovnice došlo k niekoľkým zjednodušeniam, takže je tiež veľmi približná, aj keď lepšie súhlasí (najmä pre mierne stlačené plyny) so skúsenosťami ako stavová rovnica ideálneho plynu.
3. Prechod z plynného skupenstva do kvapalného a pevného
Kondenzácia je prechod vody z plynného do kvapalného skupenstva. Pri kondenzácii v atmosfére vznikajú drobné kvapôčky s priemerom rádovo niekoľkých mikrometrov. Väčšie kvapôčky vznikajú koalescenciou menších kvapôčok alebo topením ľadových kryštálikov.
Kondenzácia začína, keď vzduch dosiahne nasýtenie, a to sa najčastejšie vyskytuje v atmosfére pri poklese teploty. Vodná para, keď teplota klesne na rosný bod, dosiahne stav nasýtenia. Pri ďalšom znižovaní teploty prechádza nadbytočná vodná para nad to, čo je potrebné na nasýtenie, do kvapalného stavu.
K ochladzovaniu vzduchu dochádza najčastejšie adiabaticky v dôsledku jeho rozpínania bez prenosu tepla na okolitú tyč. K takémuto rozpínaniu dochádza hlavne vtedy, keď stúpa vzduch.
Je známe, že kým vzduch nie je nasýtený, ochladzuje sa adiabaticky o 1C na každých 100 m stúpania. Pri modrej stačí pre vzduch, ktorý nie je veľmi ďaleko od nasýtenia, stúpať o niekoľko stoviek metrov, v extrémnych prípadoch o tisíc až dvetisíc metrov, aby sa v ňom spustila kondenzácia.
Pri tvorbe hmiel už nie je hlavným dôvodom ochladzovania vzduchu adiabatické stúpanie, ale uvoľňovanie tepla zo vzduchu. zemského povrchu.
V atmosférických podmienkach dochádza nielen ku kondenzácii, ale aj k sublimácii – tvorbe kryštálov, prechodu vodnej pary do tuhého skupenstva. Tento proces prebieha pri veľmi nízkych teplotách – pod -40°C. Pevné zrážky padajúce z oblakov majú zvyčajne dobre definovanú kryštalickú štruktúru; každý pozná zložité tvary snehových vločiek - šesťlúčových hviezd s početnými vetvami. Viac ako jednoduché tvary kryštály, ako aj mrazené kvapky. Kryštály sa na zemskom povrchu objavujú aj pri negatívnych teplotách (innova, mráz a pod.).
Spočiatku nikto nevedel, ako vypočítať hodnoty dipólových momentov molekúl. Pred vytvorením kvantovej mechaniky to bolo vo všeobecnosti nemožné.
Ale ak vezmeme do úvahy dipólové momenty a p2 dvoch molekúl známe, potom je možné vypočítať závislosť sily interakcie medzi nimi od vzdialenosti. Na to vám stačí poznať zákon interakcie dvoch bodových elektrických nábojov. Tento zákon (Coulombov zákon) je už dlho známy. Príťažlivá sila dvoch dipólov je maximálna, keď sú umiestnené pozdĺž tej istej čiary.
1 2 3 4 © © © ©
Ryža. 2.8
(obr. 2.8). Táto sila vzniká v dôsledku skutočnosti, že vzdialenosť medzi rozdielnymi nábojmi umiestnenými v bodoch 2 a 3 je o niečo menšia ako medzi podobnými nábojmi umiestnenými v bodoch 1, 3 a 2, 4.
Sila interakcie dipólov závisí od ich vzájomnej orientácie. Preto sa tomu hovorí orientácia. Chaotický tepelný pohyb neustále mení orientáciu dipólových molekúl. Ak to vezmeme do úvahy, sila interakcie dipólov sa musí vypočítať ako priemer zo všetkých možných orientácií. Výpočty vedú k tomuto výsledku: príťažlivá sila je úmerná súčinu dipólových momentov p1 a pr molekúl a nepriamo úmerná vzdialenosti medzi nimi k siedmej mocnine:
РіРг
(2.4.2)
Ide o veľmi rýchly pokles v porovnaní so silou interakcie bodovo nabitých častíc, ktorá je úmerná
onalna -5. H
Indukčné (polarizačné) sily
Je možné poukázať na ešte jednu pomerne jednoduchú interakciu molekúl. Vyskytuje sa medzi dvoma molekulami, z ktorých jedna má dipólový moment a druhá nie.
Dipólová molekula vytvára elektrické pole, ktoré polarizuje molekulu elektrickými nábojmi rovnomerne rozloženými v celom objeme. Kladné náboje sú posunuté v smere línií napätia elektrické pole, a negatívne - proti. Tým sa nepolárna molekula natiahne (polarizuje) a vzniká v nej dipólový moment (obr. 2.9).
Ryža. 2.9
V tomto prípade možno tiež vypočítať interakčnú silu. Je úmerná dipólovému momentu p polárnej molekuly, určitej hodnote a, ktorá charakterizuje schopnosť nepolárnej molekuly polarizovať sa (nazýva sa polarizovateľnosť), a je nepriamo úmerná siedmej mocnine vzdialenosti medzi molekuly:
(2.4.3)
G
Tieto príťažlivé sily sa nazývajú indukčné alebo polarizačné sily, pretože vznikajú v dôsledku polarizácie molekúl spôsobenej elektrostatickou indukciou.
Disperzné sily
Je dobre známe, že príťažlivé sily existujú aj medzi nepolárnymi molekulami. Napríklad atómy inertných plynov nemajú dipólový moment, ale napriek tomu sa navzájom priťahujú.
Kvalitatívne a veľmi približne možno vzhľad týchto síl vysvetliť nasledovne. V atómoch a molekulách nejako elektróny komplikovaným spôsobom sa pohybujú okolo jadier a v priemere v priebehu času sa dipólové momenty molekúl môžu ukázať ako rovné nule. Ale v každom časovom okamihu elektróny zaberajú určitú pozíciu. Preto je okamžitá hodnota dipólového momentu nenulová. Takýto „okamžitý“ dipól vytvára pole, ktoré polarizuje susedné nepolárne atómy. Z tohto dôvodu začnú "okamžité" dipóly navzájom interagovať. Celková sila interakcie medzi nepolárnymi molekulami je priemerným výsledkom interakcie všetkých možných „okamžitých“ dipólov.
Výpočet vykonaný v rámci kvantovej mechaniky vedie k záveru, že sila interakcie je v tomto prípade úmerná súčinu polarizácií molekúl OCj a a2 a je nepriamo úmerná siedmej mocnine vzdialenosti:
(2.4.4)
Tieto sily sa nazývajú disperzné, pretože disperzia svetla (závislosť indexu lomu svetla
3-2915
na frekvencii) je určená rovnakými vlastnosťami molekúl ako uvažované sily.
Disperzné sily pôsobia medzi všetkými atómami a molekulami, pretože mechanizmus ich prejavu nezávisí od toho, či majú trvalé dipólové momenty alebo nie. Typicky sú tieto sily lepšie ako orientačné aj indukčné sily. Iba pri interakcii molekúl s veľkými dipólovými momentmi, napríklad molekúl vody, sa ukazuje, že orientačná sila je väčšia ako disperzná sila (pre molekuly vody 3-krát). Pri interakcii takých polárnych molekúl, ako je CO, HC1, sú disperzné sily desiatky a stokrát väčšie ako iné sily.
Je nevyhnutné, aby všetky tri typy príťažlivých síl boli rovnaké
klesať so vzdialenosťou úmerne 4=. však
r1
pri vzdialenostiach niekoľkonásobne väčších ako je veľkosť molekúl začína ovplyvňovať konečnosť rýchlosti šírenia elektromagnetických interakcií. Z tohto dôvodu sa pri vzdialenostiach rádovo 10-5 cm už príťažlivé sily začínajú znižovať
ЇСЫ-1С Q
r8
odpudivé sily
Obráťme teraz svoju pozornosť na odpudivé sily pôsobiace medzi molekulami vo veľmi malých vzdialenostiach. Na jednej strane je tu situácia jednoduchšia a na druhej ťažšia. Je to jednoduchšie v tom zmysle, že tieto sily sa veľmi rýchlo zväčšujú, keď sa molekuly k sebe približujú, a preto tá či oná rýchlosť zmeny sily so vzdialenosťou nemá citeľný vplyv na priebeh akýchkoľvek procesov.
Obtiažnosť spočíva v tom, že sily odpudzovania v oveľa väčšej miere ako sily príťažlivosti závisia od individuality molekúl. Keďže vieme, ako molekula A odpudzuje molekuly B a C, nevieme ešte posúdiť, aké odpudivé sily budú pôsobiť medzi molekulami B a C. Pri priamom priblížení molekúl sa začnú ich elektrónové obaly prekrývať a zvláštnosť štruktúry molekúl ovplyvňuje vo väčšej miere ako pri veľkých vzdialenostiach medzi nimi.
Pomerne dobré výsledky sa získajú za predpokladu, že odpudivé sily sa zvyšujú, keď sa molekuly k sebe približujú podľa zákona
(2.4.5)
Vzhľadom na to, že príťažlivé sily s klesajúcou vzdialenosťou
1
sa úmerne zvyšuje a odpudivé sily
G"
1
niya - úmerné -jg, môžete graficky znázorniť približnú závislosť síl od vzdialenosti.
Graf molekulárnych síl
na vzdialenosti medzi molekulami
Uvažujme, ako sa mení priemet výslednej sily vzájomného pôsobenia medzi nimi na priamku spájajúcu stredy molekúl v závislosti od vzdialenosti medzi molekulami. Ak sú molekuly umiestnené vo vzdialenosti niekoľkonásobne presahujúcej ich veľkosť, potom sily interakcie medzi nimi prakticky neovplyvňujú. Interakčné sily medzi molekulami sú krátkeho dosahu.
Vo vzdialenostiach presahujúcich 2-3 priemery molekúl je odpudivá sila prakticky nulová. Viditeľná je len sila príťažlivosti. S klesajúcou vzdialenosťou sa zväčšuje príťažlivá sila a zároveň začína pôsobiť odpudivá sila. Táto sila sa veľmi rýchlo zvyšuje, keď sa elektrónové obaly molekúl začnú prekrývať.
Na obrázku 2.10 je graficky znázornená závislosť priemetu Fr interakčnej sily molekúl od vzdialenosti medzi nimi
h-centrá. Vo vzdialenosti r0, ktorá sa približne rovná súčtu polomerov molekúl, Fr = 0, pretože sila príťažlivosti sa v absolútnej hodnote rovná sile odpudzovania. Pri r > r0 pôsobí medzi molekulami príťažlivá sila. Priemet sily pôsobiacej na pravú molekulu je negatívny. Pri r Vznik elastických síl
Závislosť interakčných síl molekúl od vzdialenosti medzi nimi vysvetľuje vznik elastickej sily pri stláčaní a napínaní telies. Ak sa pokúsite priblížiť molekuly na vzdialenosť menšiu ako r0, potom začne pôsobiť sila, ktorá bráni priblíženiu. Naopak, keď sa molekuly od seba vzdialia, pôsobí príťažlivá sila, ktorá po zániku vonkajšieho vplyvu vracia molekuly do ich pôvodných polôh.
Pri malom posune molekúl z rovnovážnych polôh rastú sily príťažlivosti alebo odpudzovania lineárne so zvyšujúcim sa posunom. Na malom úseku možno krivku považovať za priamku (zhrubnutá časť krivky na obr. 2.10). Preto sa pri malých deformáciách ukazuje ako platný Hookov zákon, podľa ktorého je elastická sila úmerná deformácii. Pri veľkých posunoch molekúl už Hookov zákon neplatí.
Keďže sa pri deformácii telesa menia vzdialenosti medzi všetkými molekulami, nepodstatná časť celkovej deformácie pripadá na podiel susedných vrstiev molekúl. Preto sa Hookov zákon napĺňa pri deformáciách, ktoré sú miliónkrát väčšie ako veľkosť molekúl.
Mikroskop atómovej sily
Zariadenie mikroskopu atómových síl (AFM) je založené na pôsobení odpudivých síl medzi atómami a molekulami na malé vzdialenosti. Tento mikroskop, na rozdiel od tunelového mikroskopu, umožňuje získať obrazy nevodivých prvkov elektriny povrchy. Namiesto volfrámového hrotu používa AFM malý kúsok diamantu nabrúsený na atómové rozmery. Tento fragment je upevnený na tenkom kovovom držiaku. Keď sa hrot priblíži k skúmanému povrchu, elektrónové oblaky diamantových atómov a povrch sa začnú prekrývať a vznikajú odpudivé sily. Tieto sily vychyľujú hrot diamantového hrotu. Odchýlka je registrovaná pomocou laserového lúča odrazeného od zrkadla upevneného na držiaku. Odrazený lúč poháňa piezoelektrické rameno podobné tomu v tunelovom mikroskope. Mechanizmus spätnej väzby zaisťuje, že výška diamantovej ihly nad povrchom je taká, že zakrivenie dosky držiaka zostane nezmenené.
Na obrázku 2.11 vidíte obrázok AFM polymérnych reťazcov aminokyseliny alanínu. Každý tuberkul predstavuje jednu molekulu aminokyseliny.
Ryža. 2.11
V súčasnosti sú navrhnuté atómové mikroskopy, ktorých zariadenie je založené na pôsobení molekulárnych príťažlivých síl na vzdialenosti niekoľkonásobne väčšie ako je veľkosť atómu. Tieto sily sú približne 1000-krát menšie ako odpudivé sily v AFM. Preto sa na registráciu síl používa zložitejší citlivý systém.
Atómy a molekuly sú tvorené elektricky nabitými časticami. Pôsobením elektrických síl na krátke vzdialenosti sa molekuly priťahujú, no pri prekrytí elektrónových obalov atómov sa začnú odpudzovať.
Interakcia atómov a molekúl hmoty. Medzi molekulami látky pôsobia súčasne príťažlivé a odpudivé sily. Tieto sily sú vysoko závislé od vzdialenosti medzi molekulami. Podľa experimentálnych a teoretický výskum, intermolekulárne sily interakcie sú nepriamo úmerné n-tej mocnine vzdialenosti medzi molekulami. kde pre príťažlivé sily n=7 a pre odpudivé sily n=9…15.
Odpudivé sily sú oveľa väčšie ako príťažlivé sily na krátke vzdialenosti (r 
V plynoch je vzdialenosť medzi molekulami mnohonásobne väčšia ako veľkosť samotných molekúl. V dôsledku toho sú sily interakcie medzi molekulami plynu malé. Každá molekula sa voľne pohybuje od iných molekúl obrovskou rýchlosťou (stovky metrov za sekundu), pričom dochádza k zriedkavým zrážkam a zmenám smeru a rýchlostného modulu. Stredná voľná dráha » molekúl plynu závisí od tlaku a teploty plynu. o normálnych podmienkach»~10-7 m V kvapalinách je vzdialenosť medzi molekulami oveľa menšia ako v plynoch. Sily vzájomného pôsobenia medzi molekulami sú veľké, v dôsledku čoho molekuly kvapaliny oscilujú okolo určitej rovnovážnej polohy, potom urobia skok, kmitajú v novom prostredí, potom znova urobia skok atď.
V pevných látkach je vzdialenosť medzi molekulami ešte menšia, v dôsledku čoho sú sily vzájomného pôsobenia medzi molekulami také veľké, že molekuly len s malou amplitúdou oscilujú okolo určitej konštantnej rovnovážnej polohy - uzla kryštálovej mriežky.
molekulárne sily. Medzi molekulami látky existujú sily vzájomného pôsobenia, ktoré sa nazývajú molekulárne sily. Ak by medzi molekulami neexistovali žiadne príťažlivé sily, potom by všetky látky za akýchkoľvek podmienok boli iba v plynnom stave. Len vďaka príťažlivým silám sa molekuly držia blízko seba a vytvárajú tekuté a pevné telesá.
Samotné príťažlivé sily však nedokážu zabezpečiť existenciu stabilných formácií atómov a molekúl. Na
odpudivé sily pôsobia vo veľmi malých vzdialenostiach medzi molekulami.
Štruktúra atómov a molekúl. Atóm a ešte viac molekula je zložitý systém pozostávajúci z jednotlivých nabitých častíc – elektrónov a atómových jadier. Hoci sú molekuly vo všeobecnosti elektricky neutrálne, na krátke vzdialenosti medzi nimi pôsobia významné elektrické sily. Existuje interakcia medzi elektrónmi a jadrami susedných molekúl. Opísať pohyb častíc v atómoch a molekulách a sily interakcie medzi molekulami je veľmi náročná úloha. Uvažuje sa o ňom v atómovej fyzike. Uvedieme len výsledok: približnú závislosť sily interakcie dvoch molekúl od vzdialenosti medzi nimi.
Atómy a molekuly sa skladajú z nabitých častíc s opačným znamienkom náboja. medzi elektrónmi jednej molekuly a atómové jadrá druhá je sila príťažlivosti. Medzi elektrónmi oboch molekúl a medzi ich jadrami zároveň pôsobia odpudivé sily.
V dôsledku elektrickej neutrality atómov a molekúl sú molekulárne sily krátkeho dosahu. Pri vzdialenostiach, ktoré niekoľkonásobne presahujú veľkosť molekúl, sily interakcie medzi nimi prakticky neovplyvňujú.
Závislosť molekulových síl od vzdialenosti medzi molekulami. Uvažujme, ako sa mení priemet interakčnej sily medzi nimi na priamku spájajúcu stredy molekúl v závislosti od vzdialenosti medzi molekulami. Vo vzdialenostiach presahujúcich 2–3 priemery molekúl je odpudivá sila prakticky nulová. Viditeľná je len sila príťažlivosti. S klesajúcou vzdialenosťou sa zväčšuje príťažlivá sila a zároveň začína pôsobiť odpudivá sila. Táto sila je veľmi
sa rýchlo zvyšuje, keď sa elektrónové obaly atómov začnú prekrývať. Výsledkom je, že na relatívne veľké vzdialenosti sú molekuly priťahované a na krátke vzdialenosti sú odpudzované.
Obrázok 8 znázorňuje približnú závislosť priemetu odpudivej sily od vzdialenosti stredov molekúl (horná krivka), priemetu príťažlivej sily (dolná krivka) a priemetu výslednej sily (stredná krivka). Projekcia odpudivej sily je pozitívna a projekcia príťažlivej sily je negatívna. Pre pohodlie pri pridávaní silových projekcií sú nakreslené tenké zvislé čiary.
Vo vzdialenosti približne rovnej súčtu polomerov molekúl je priemet výslednej sily , pretože príťažlivá sila sa v absolútnej hodnote rovná sile odpudzovania (obr. 9, a). Pri , príťažlivá sila prevyšuje odpudivú silu a priemet výslednej sily (tučná šípka) je negatívny (obr. 9 6). Ak potom Vo vzdialenostiach odpudivá sila prevyšuje príťažlivú silu (obr. 9, c).
Pôvod elastických síl. Závislosť Interakčné sily milisekúnd na vzdialenosť medzi nimi vysvetľujú výskyt naliehavej sily počas stláčania a napätia telies. Ak sa pokúsite priblížiť molekuly na menšiu vzdialenosť, potom začne pôsobiť sila, ktorá bráni priblíženiu. Naopak, keď sa molekuly od seba vzďaľujú, pôsobí príťažlivá sila, ktorá po zániku vonkajšieho vplyvu vracia molekuly do pôvodnej polohy.
Pri malom posune molekúl z rovnovážnych polôh rastú sily príťažlivosti alebo odpudzovania lineárne so zvyšujúcim sa posunom. Na malej ploche možno krivku považovať za priamku (zhrubnutá časť krivky na obr. 8). Preto sa pri malých deformáciách ukazuje ako platný Hookov zákon, podľa ktorého je elastická sila úmerná deformácii. Pri veľkých posunoch molekúl už Hookov zákon neplatí.
Keďže sa pri deformácii telesa menia vzdialenosti medzi všetkými molekulami, susedné vrstvy molekúl tvoria nepodstatnú časť celkovej deformácie. Preto sa Hookov zákon napĺňa pri deformáciách, ktoré sú miliónkrát väčšie ako veľkosť molekúl.
molekulárne sily. Medzi molekulami látky existujú sily vzájomného pôsobenia, ktoré sa nazývajú molekulárne sily. Ak by medzi molekulami neexistovali žiadne príťažlivé sily, potom by všetky látky za akýchkoľvek podmienok boli iba v plynnom stave. Len vďaka príťažlivým silám sa molekuly držia blízko seba a vytvárajú tekuté a pevné telesá.
Samotné príťažlivé sily však nedokážu zabezpečiť existenciu stabilných formácií atómov a molekúl. Vo veľmi malých vzdialenostiach medzi molekulami pôsobia odpudivé sily.
Štruktúra atómov a molekúl. Atóm a ešte viac molekula je zložitý systém pozostávajúci z jednotlivých nabitých častíc – elektrónov a atómových jadier. Hoci sú molekuly vo všeobecnosti elektricky neutrálne, na krátke vzdialenosti medzi nimi pôsobia významné elektrické sily. Existuje interakcia medzi elektrónmi a jadrami susedných molekúl. Opísať pohyb častíc v atómoch a molekulách a sily interakcie medzi molekulami je veľmi náročná úloha. Uvažuje sa o ňom v atómovej fyzike. Uvedieme len výsledok: približnú závislosť sily interakcie dvoch molekúl od vzdialenosti medzi nimi.
Atómy a molekuly sa skladajú z nabitých častíc s opačným znamienkom náboja. Medzi elektrónmi jednej molekuly a atómovými jadrami druhej molekuly pôsobia príťažlivé sily. Medzi elektrónmi oboch molekúl a medzi ich jadrami zároveň pôsobia odpudivé sily.
V dôsledku elektrickej neutrality atómov a molekúl sú molekulárne sily krátkeho dosahu. Pri vzdialenostiach, ktoré niekoľkonásobne presahujú veľkosť molekúl, sily interakcie medzi nimi prakticky neovplyvňujú.
Závislosť molekulových síl od vzdialenosti medzi molekulami. Uvažujme, ako sa mení priemet interakčnej sily medzi nimi na priamku spájajúcu stredy molekúl v závislosti od vzdialenosti medzi molekulami. Vo vzdialenostiach presahujúcich 2-3 priemery molekúl je odpudivá sila prakticky nulová. Viditeľná je len sila príťažlivosti. S klesajúcou vzdialenosťou sa zväčšuje príťažlivá sila a zároveň začína pôsobiť odpudivá sila. Táto sila sa veľmi rýchlo zvyšuje, keď sa elektrónové obaly atómov začnú prekrývať. Výsledkom je, že na relatívne veľké vzdialenosti sú molekuly priťahované a na krátke vzdialenosti sú odpudzované.
Obrázok 8 znázorňuje približnú závislosť priemetu odpudivej sily od vzdialenosti stredov molekúl (horná krivka), priemetu príťažlivej sily (dolná krivka) a priemetu výslednej sily (stredná krivka). Projekcia odpudivej sily je pozitívna a projekcia príťažlivej sily je negatívna. Tenké zvislé čiary sú nakreslené pre pohodlie pridania silových projekcií.
Vo vzdialenosti r 0, ktorá sa približne rovná súčtu polomerov molekúl, je priemet výslednej sily F r = 0, keďže sila príťažlivosti sa v absolútnej hodnote rovná sile odpudzovania (obr. 9, a ). Pri r > r 0 príťažlivá sila prevyšuje odpudivú silu a priemet výslednej sily (tučná šípka) je negatívny (obr. 9b).
Ak r → ∞, potom F r → 0. Vo vzdialenostiach r< r 0 сила отталкивания превосходит силу притяжения (рис. 9, в).Pôvod elastických síl. Závislosť interakčných síl molekúl od vzdialenosti medzi nimi vysvetľuje vznik elastickej sily pri stláčaní a napínaní telies. Ak sa pokúsite priblížiť molekuly na vzdialenosť menšiu ako r0, potom začne pôsobiť sila, ktorá bráni priblíženiu. Naopak, keď sa molekuly od seba vzďaľujú, pôsobí príťažlivá sila, ktorá po zániku vonkajšieho vplyvu vracia molekuly do pôvodnej polohy.
Pri malom premiešaní molekúl z pozícií rovnovážna sila príťažlivosti alebo odpudzovania lineárne rastie so zvyšujúcim sa posunom. Na malom úseku možno krivku považovať za priamku (zhrubnutá časť krivky na obr. 8). Preto sa pri malých deformáciách ukazuje ako platný Hookov zákon, podľa ktorého je elastická sila úmerná deformácii. Pri veľkých posunoch molekúl už Hookov zákon neplatí.
Keďže sa pri deformácii telesa menia vzdialenosti medzi všetkými molekulami, susedné vrstvy molekúl tvoria nepodstatnú časť celkovej deformácie. Preto Hookov zákon platí pre deformácie miliónkrát väčšie ako je veľkosť molekúl.
3!PLYNOVÝ STAV.
KVAPALNÝ KOMP.
PEVNÝ STAV
4! GAZ (francúzsky gaz, z gréckeho chaos - chaos), stav agregácie látka, v ktorej sa jej jednotlivé atómy a molekuly pohybujú takmer voľne a náhodne v intervaloch medzi zrážkami, počas ktorých dochádza k prudkej zmene charakteru ich pohybu. Plynný stav hmoty je najbežnejším stavom hmoty vo vesmíre. Slnko, hviezdy, oblaky medzihviezdnej hmoty, hmloviny, planetárne atmosféry atď., sú zložené z plynov, buď neutrálnych alebo ionizovaných (plazma). Plyny sú v prírode široko rozšírené: tvoria zemskú atmosféru, sú obsiahnuté vo významných množstvách v pevných zemských horninách a sú rozpustené vo vode oceánov, morí a riek. Nájdený v prírodné podmienky plyny sú spravidla zmesi chemicky jednotlivých plynov. Plyny rovnomerne vypĺňajú priestor, ktorý majú k dispozícii, a na rozdiel od kvapalín a pevných látok nevytvárajú voľnú hladinu. Vyvíjajú tlak na škrupinu, ktorá obmedzuje priestor, ktorý vyplnia. Hustota plynov pri normálny tlak o koľko rádov je menšia ako hustota kvapalín. Na rozdiel od pevných látok a kvapalín závisí objem plynov výrazne od tlaku a teploty. Vlastnosti väčšiny plynov – priehľadnosť, bezfarebnosť a ľahkosť – sťažovali ich štúdium, preto sa fyzika a chémia plynov vyvíjali pomaly.
Až v 17. storočí bolo dokázané, že vzduch má váhu (E. Torricelli a B. Pascal). Potom J. van Helmont zaviedol termín plyny na označenie látok podobných vzduchu. A to až do polovice 19. storočia. boli stanovené základné zákony, ktorými sa plyny riadia. Patria sem Boyleov zákon – Mariotte, Charlesov zákon, Gay-Lussacov zákon, Avogadrov zákon. Najúplnejšie boli študované vlastnosti dostatočne riedkych plynov, v ktorých sú vzdialenosti medzi molekulami za normálnych podmienok rádovo 10 nm, čo je oveľa väčší polomer pôsobenia síl medzimolekulovej interakcie. Takýto plyn, ktorého molekuly sa považujú za neinteragujúce hmotné body, sa nazýva ideálny plyn. Ideálne plyny prísne dodržiavajú zákony Boyle - Mariotte a Gay-Lussac. Takmer všetky plyny sa správajú ako ideálne plyny pri nie príliš vysokej teplote vysoké tlaky a tiež nie nízke teploty. Rovnica pV=RT sa nazýva stavová rovnica ideálneho plynu. Získal ho v roku 1834 B. Clapeyron a zovšeobecnil ho D. I. Mendelejev pre akúkoľvek hmotnosť plynu. Plynová konštanta R zahrnutá v tejto rovnici je 8,31 J/mol. stupeň Clapeyronova - Mendelejevova rovnica platí len pre ideálne plyny. Aj pre nich platí Daltonov zákon. Molekulárno-kinetická teória plynov považuje plyny za súbor slabo interagujúcich častíc (molekúl alebo atómov), ktoré sú v nepretržitom chaotickom (tepelnom) pohybe. Na základe týchto jednoduchých myšlienok kinetická teória vedieť vysvetliť hlavné fyzikálne vlastnosti plyny, najmä plné - vlastnosti riedkych plynov. V dostatočne riedkych plynoch sa ukazuje, že priemerné vzdialenosti medzi molekulami sú oveľa väčšie ako polomer pôsobenia medzimolekulových síl. Takže napríklad za normálnych podmienok je v 1 cm3 plynu ~ 1019 molekúl a priemerná vzdialenosť medzi nimi je ~ 10 pozdĺž stien nádoby. Za normálnych podmienok a makroskopických rozmerov plavidla je počet nárazov na 1 cm2 povrchu približne 1024 za sekundu. Akákoľvek látka môže byť premenená na plynné skupenstvo vhodnou voľbou tlaku a teploty. Preto je možná oblasť existencie plynného skupenstva graficky znázornená v premenných: tlak p - teplota T (na p-T diagrame). Existuje kritická teplota Tk, pod ktorou je táto oblasť obmedzená krivkami sublimácie (sublimácie) a odparovania5! Avogadroovo číslo:
6,02214129(27) 1023 mol⁻1
6!Vákuum(z lat. vákuum- prázdny) - priestor zbavený hmoty. V inžinierstve a aplikovanej fyzike je vákuum médium obsahujúce plyn s tlakom výrazne nižším ako je atmosférický tlak. Vákuum je charakterizované pomerom medzi strednou voľnou dráhou molekúl plynu λ a charakteristickou veľkosťou média d. Pod d možno zobrať vzdialenosť medzi stenami vákuovej komory, priemer vákuového potrubia atď.. V závislosti od hodnoty pomeru λ/ d rozlišovať medzi nízkym (), stredným () a vysokým () vákuom.
7! Ideálny plyn - matematický model plyn, v ktorom sa predpokladá, že potenciálna energia molekúl môže byť zanedbaná v porovnaní s ich kinetickou energiou. Medzi molekulami nepôsobia sily príťažlivosti ani odpudzovania, zrážky častíc medzi sebou a so stenami nádoby sú absolútne elastické a čas interakcie medzi molekulami je zanedbateľne malý v porovnaní s priemerným časom medzi zrážkami.
Model je široko používaný pri riešení problémov termodynamiky plynov a problémov aerogasdynamiky. Napríklad vzduch pri atmosferický tlak a izbová teplota je týmto modelom opísaná s veľkou presnosťou. V prípade extrémnych teplôt alebo tlakov je potrebný presnejší model, ako napríklad van der Waalsov model plynu, ktorý zohľadňuje príťažlivosť medzi molekulami.
Existuje klasický ideálny plyn (jeho vlastnosti sú odvodené od zákonov klasickej mechaniky a opísané Boltzmannovou štatistikou) a kvantový ideálny plyn (vlastnosti sú určené zákonmi kvantovej mechaniky, popísanými Fermi-Diracom alebo Bose-Einsteinovou štatistikou).
Klasický ideálny plyn.
Vlastnosti ideálneho plynu na základe molekulárnych kinetických konceptov sa určujú na základe fyzikálneho modelu ideálneho plynu, v ktorom sa predpokladajú tieto predpoklady:
objem častice plynu je nula (to znamená, že priemer molekuly je zanedbateľný v porovnaní s priemernou vzdialenosťou medzi nimi);
hybnosť sa prenáša iba pri zrážkach (to znamená, že príťažlivé sily medzi molekulami sa neberú do úvahy a odpudivé sily vznikajú iba pri zrážkach);
celková energia častíc plynu je konštantná (t. j. nedochádza k prenosu energie v dôsledku prenosu tepla alebo žiarenia)
V tomto prípade sa častice plynu pohybujú nezávisle od seba, tlak plynu na stene sa rovná súčtu impulzov za jednotku času prenesených pri zrážke častíc so stenou a energia je súčtom energií plynu. častice. Vlastnosti ideálneho plynu popisuje Mendelejevova-Clapeyronova rovnica
kde je tlak, je koncentrácia častíc, je Boltzmannova konštanta, je absolútna teplota.
Rovnovážnu distribúciu častíc klasického ideálneho plynu nad stavmi popisuje Boltzmannovo rozdelenie:
kde je priemerný počet častíc v tom stave s energiou a konštanta je určená normalizačnou podmienkou:
kde je celkový počet častíc.
Boltzmannova distribúcia je obmedzujúcim prípadom (kvantové efekty sú zanedbateľné) distribúcie Fermi-Dirac a Bose-Einstein, a teda klasický ideálny plyn je obmedzujúcim prípadom Fermiho plynu a Boseho plynu.
Pre každý ideálny plyn platí Mayerov vzťah:
kde je univerzálna plynová konštanta, je molárna tepelná kapacita pri konštantnom tlaku, je molárna tepelná kapacita pri konštantnom objeme.
9!Charlesov zákon alebo Gay-Lussacov druhý zákon - jeden zo základných plynových zákonov, ktorý popisuje vzťah medzi tlakom a teplotou pre ideálny plyn. Experimentálne závislosť tlaku plynu od teploty pri konštantnom objeme stanovil v roku 1787 Charles a spresnil Gay-Lussac v roku 1802. Jednoducho povedané, ak sa zvýši teplota plynu, potom sa zvýši aj jeho tlak, ak hmotnosť a objem Zákon má obzvlášť jednoduchú matematickú formu, ak sa teplota meria v absolútnom meradle, ako sú stupne Kelvina. Matematicky je zákon napísaný takto:
P- tlak plynu,
T- teplota plynu (v stupňoch Kelvina),
k- stály.
Tento zákon platí, pretože teplota je mierou priemernej kinetickej energie látky. Ak Kinetická energia plynu pribúda, jeho častice sa rýchlejšie zrážajú so stenami nádoby, čím vzniká vyšší tlak.
Na porovnanie tej istej látky za dvoch rôznych podmienok možno zákon napísať ako
