Ван-дер-ваальсовые взаимодействия

В 1873 г. Ван-дер-Ваальс на основе молекулярной модели несжимаемых шаров

диаметра D, притягивающих друг друга и притягиваемых друг другом, вывел свое

удивительно простое уравнение. В реальном газе в результате молекулярного

притяжения увеличивается кинетическое давление по сравнению с давлением в

идеальном газе. Из самых общих соображений молекулярное притяжение

пропорционально числу как притягивающих, так и притягиваемых

молекул; Δp ~ N². В результате молекулярного

отталкивания свободный объем в реальном газе меньше, чем объем сосуда

занимаемого газом. Запрещенный объем вокруг каждой молекулы, в который не может

попасть центр другой молекулы из-за взаимного отталкивания, Ван-дер-Ваальс

оценил как объем сферы

Уравнение Ван-дер-Ваальса представляет собой уравнение Клапейрона, в которое

введены перечисленные выше поправки на возросшее вследствие межмолекулярного

взаимодействия кинетическое давление и уменьшенный реальный свободный объем.

В случае дальнодействия можно считать, что при

переходе от одной конфигурации молекул к другой их потенциальная энергия не

изменится, т.е. a=const вследствие того, что они находятся в среднем поле

соседей с постоянной плотностью энергии.

Математическое и экспериментальное исследования этого уравнения показали, что

поправки Ван-дер-Ваальса обладают глубоким физическим смыслом. Они качественно

описывают не только изменения свойств системы, определяющих фазовый переход

газ-жидкость, но и форму критической области. Кроме того, если силы притяжения

нельзя рассматривать постоянными из-за близкодействия, то уравнение

Ван-дер-Ваальса допускает следующее приближение с учетом члена 1/T².

Ван-дер-Ваальс в 1873 году одним из первых указал на наличие нехимического

межмолекулярного взаимодействия в аморфных состояниях вещества и разделил это

взаимодействие на дальнодействующее притяжение и близкодействующее

отталкивание. При этом, он предложил до сих пор самую простую, но в тоже

время достаточно точную в широком интервале температур и давлений,

математическую модель для учета вышеперечисленных сил при расчете состояний

реального газа. В связи с вышеуказанными обстоятельствами дальнодействующие

силы межмолекулярного притяжения и близкодействующие силы межмолекулярного

отталкивания назвали силами Ван-дер-Ваальса.

Несложно заметить, что энергия межмолекулярного взаимодействия у веществ в

конденсированном состоянии сильно меняется от вещества к веществу, во многие

разы, но в то же время не в порядки; этот факт указывает на то, что в разных

веществах реализуются принципиально различные механизмы реализации сил

межмолекулярного взаимодействия, имеющие, однако, общую природу.