Įvadas

Kristalinių kūnų kontaktinę sąveiką tarpusavyje, taip pat su dujomis ir skysčiais taip pat lydi tarpmolekulinių arba tarpatominių ryšių atsiradimas tarp besiliečiančių medžiagų elementariųjų dalelių.

Medžiagos sandarą lemia ne tik tarpusavio atomų išsidėstymas cheminėse dalelėse, bet ir šių cheminių dalelių išsidėstymas erdvėje. Tvarkingiausias atomų, molekulių ir jonų išsidėstymas kristaluose (iš graikų „crystallos“ – ledas), kur cheminės dalelės (atomai, molekulės, jonai) išsidėsto tam tikra tvarka, erdvėje suformuodamos kristalinę gardelę. Tam tikromis formavimosi sąlygomis jie gali turėti natūralią taisyklingo simetriško daugiakampio formą. Kristalinei būsenai būdinga ilgalaikė dalelių išdėstymo tvarka ir kristalinės gardelės simetrija.

Tarpmolekulinės sąveikos jėgos ir jų prigimtis

Tarpmolekulinė sąveika – sąveika tarp elektriškai neutralių molekulių ar atomų; lemia skysčių ir molekulinių kristalų egzistavimą, skirtumą tarp realių ir idealių dujų bei pasireiškia įvairiais fizikiniais reiškiniais. Tarpmolekulinė sąveika priklauso nuo atstumo r tarp molekulių ir, kaip taisyklė, apibūdinama potencialia sąveikos energija U(r) (M. v. potencialas), nes būtent vidutinė potenciali sąveikos energija lemia būsena ir daugelis medžiagos savybių.

Pirmą kartą M. a. atsižvelgė į JD Van der Waalsą (1873), kad paaiškintų tikrų dujų ir skysčių savybes. Van der Waalsas pasiūlė, kad esant nedideliems atstumams r tarp molekulių, veikia atstumiančios jėgos, kurios, didėjant atstumui, pakeičiamos patraukliomis jėgomis. Remdamasis šiomis idėjomis, net neįvertinęs kiekybinės tarpmolekulinės sąveikos priklausomybės nuo atstumo, jis gavo vadinamąją van der Waalso būsenos lygtį tikroms dujoms.

Van der Waals jėgos yra tarpmolekulinės sąveikos jėgos, kurių energija yra 0,8–8,16 kJ / mol. Šis terminas iš pradžių reiškė visas tokias jėgas, tačiau dabar dažniausiai taikomas jėgoms, atsirandančioms dėl molekulių poliarizacijos ir dipolių susidarymo.

Van der Waals jėgos apima sąveiką tarp dipolių (nuolatinių ir indukuotų). Pavadinimas kilęs iš to, kad šios jėgos yra vidinio slėgio pataisos priežastis van der Waalso būsenos lygtyje tikroms dujoms. Šios sąveikos daugiausia lemia jėgas, atsakingas už biologinių makromolekulių erdvinės struktūros formavimąsi. Yra trijų tipų van der Waals jėgos:

1. Orientacinės jėgos,

2. Sklaidos (Londono) jėgos,

3. Indukcijos jėgos.

Iki šiol daugelis autorių remiasi prielaida, kad van der Waals jėgos lemia tarpsluoksnių sąveiką sluoksniuotuose kristaluose, o tai prieštarauja eksperimentiniams duomenims: Debye temperatūros anizotropijos skalei ir atitinkamai grotelių atspindžio anizotropijos skalei. Remiantis šia klaidinga prielaida, buvo sukurta daug dvimačių modelių, kurie „apibūdina“ grafito ir boro nitrido savybes.

Apraiškos gamtoje:

· Mažų asteroidų dalelių, Saturno žiedų sankaba;

Gekonų gebėjimas vaikščioti visiškai lygiais paviršiais, tokiais kaip stiklas

Van der Waals dujų būsenos lygtis yra lygtis, susiejanti pagrindinius termodinaminius dydžius van der Waals dujų modelyje.

Nors idealus dujų modelis gerai apibūdina tikrų dujų elgseną esant žemam slėgiui ir aukštai temperatūrai, kitomis sąlygomis jo sutapimas su eksperimentu yra daug blogesnis. Visų pirma tai pasireiškia tuo, kad tikrosios dujos gali būti perkeltos į skystą ir net kietą būseną, o idealios – ne.

Tikslesniam tikrų dujų elgsenos žemoje temperatūroje apibūdinimui buvo sukurtas van der Waals dujų modelis, kuriame atsižvelgiama į tarpmolekulinės sąveikos jėgas. Šiame modelyje vidinė energija U tampa ne tik temperatūros, bet ir tūrio funkcija.

Šiluminė būsenos lygtis (arba, dažnai, tiesiog būsenos lygtis) yra slėgio, tūrio ir temperatūros ryšys.

Vienam moliui van der Waals dujų jis turi tokią formą:

*p – slėgis,

*V – tūris,

*T – absoliuti temperatūra,

*R yra universali dujų konstanta.

Galima pastebėti, kad ši lygtis iš tikrųjų yra idealių dujų būsenos lygtis su dviem pataisymais. Pakeitime a atsižvelgiama į traukos jėgas tarp molekulių (mažėja slėgis sienoje, nes atsiranda jėgų, kurios traukia ribinio sluoksnio molekules į vidų), pataisa b - atstumiamąsias jėgas (iš molekulių atimame tūrį, kurį užima molekulės). bendras tūris).

n molių van der Waals dujų būsenos lygtis atrodo taip:

Vidinė van der Waals dujų energija:

Potenciali tarpmolekulinių sąveikos jėgų energija apskaičiuojama kaip darbas, kurį šios jėgos atlieka, kai molekulės yra atskirtos iki begalybės:

Vidinė van der Waals dujų energija yra jų kinetinės energijos (molekulių šiluminio judėjimo energijos) ir potencialios energijos, kurią ką tik apskaičiavome, suma. Taigi vienam moliui dujų:

kur yra molinė šiluminė talpa esant pastoviam tūriui, kuri, kaip manoma, nepriklauso nuo temperatūros.

Patrauklios jėgos:

Orientacinės jėgos veikia tarp polinių molekulių, tai yra tų, kurios turi elektrinius dipolio momentus. Patrauklioji jėga tarp dviejų polinių molekulių yra didžiausia, kai jų dipolio momentai yra išilgai tos pačios linijos.Ši jėga atsiranda dėl to, kad atstumai tarp skirtingų krūvių yra šiek tiek mažesni nei tarp panašių. Dėl to dipolių trauka viršija jų atstūmimą. Dipolių sąveika priklauso nuo jų tarpusavio orientacijos, todėl dipolių sąveikos jėgos vadinamos orientacinėmis. Chaotiškas šiluminis judėjimas nuolat keičia polinių molekulių orientaciją, tačiau, kaip rodo skaičiavimai, vidutinė jėgos vertė visomis galimomis orientacijomis turi tam tikrą reikšmę, kuri nėra lygi nuliui.

Atstūmimo jėgos:

Atstumiančios jėgos veikia tarp molekulių labai mažais atstumais, kai susiliečia užpildyti atomų, sudarančių molekules, elektronų apvalkalai. Kvantinėje mechanikoje egzistuojantis Pauli principas draudžia užpildytiems elektronų apvalkalams prasiskverbti vienam į kitą. Šiuo atveju atsirandančios atstumiančios jėgos labiau nei traukos jėgos priklauso nuo molekulių individualumo.

Indukcijos jėgos

Tarp polinių ir nepolinių molekulių veikia indukcinės (arba poliarizuojančios) jėgos. Polinė molekulė sukuria elektrinį lauką, kuris poliarizuoja molekulę su tolygiai paskirstytais elektros krūviais per jos tūrį. Teigiami krūviai juda elektrinio lauko kryptimi (ty tolyn nuo teigiamo poliaus), o neigiami krūviai juda priešinga kryptimi (teigiamojo poliaus link). Dėl to nepolinėje molekulėje sukeliamas dipolio momentas.

Ši energija vadinama indukcine, nes atsiranda dėl elektrostatinės indukcijos sukeltos molekulių poliarizacijos.

Dispersijos jėgos

Dispersyvi tarpmolekulinė sąveika veikia tarp nepolinių molekulių. Šios sąveikos pobūdis buvo visiškai išaiškintas tik sukūrus kvantinę mechaniką. Atomuose ir molekulėse elektronai juda aplink branduolius sudėtingais būdais. Vidutiniškai laikui bėgant nepolinių molekulių dipolio momentai yra lygūs nuliui. Bet kiekvieną akimirką elektronai užima tam tikrą padėtį. Todėl momentinė dipolio momento reikšmė (pavyzdžiui, vandenilio atomui) yra ne lygi nuliui. Momentinis dipolis sukuria elektrinį lauką, kuris poliarizuoja kaimynines molekules. Dėl to vyksta momentinių dipolių sąveika. Sąveikos energija tarp nepolinių molekulių yra vidutinis visų galimų momentinių dipolių sąveikos su dipolio momentais, kuriuos jie sukelia kaimyninėse molekulėse dėl indukcijos, rezultatas.

Tokio tipo tarpmolekulinė sąveika vadinama dispersine, nes šviesos sklaidą medžiagoje lemia tos pačios molekulių savybės kaip ir šią sąveiką. Dispersijos jėgos veikia tarp visų atomų ir molekulių, nes jų atsiradimo mechanizmas nepriklauso nuo to, ar molekulės (atomai) turi nuolatinius dipolio momentus, ar ne. Paprastai šios jėgos yra didesnės nei orientacinės, ir indukcinės jėgos. Tik sąveikaujant molekulėms su dideliais dipolio momentais, pavyzdžiui, vandens molekulėmis, F arba > F disp (vandens molekulėms 3 kartus). Sąveikaujant tokioms polinėms molekulėms kaip CO, HI, HBr ir kt., dispersijos jėgos yra dešimtis ir šimtus kartų didesnės už visas kitas.

Tarpmolekulinės sąveikos pobūdis

Tarpmolekulinė sąveika yra elektrinio pobūdžio ir susideda iš patrauklių jėgų (orientacijos, indukcijos ir dispersijos) ir atstumiančių jėgų.

Orientacinės jėgos

Du elektriniai dipoliai ab ir cd, esantys nurodytame tarpusavio išdėstyme, yra pritraukiami, nes skirtingai nei taškuose b ir c esantys krūviai sąveikauja stipriau nei panašūs krūviai taškuose a ir c (taip pat b ir d).

Tarpmolekulinės jėgos didėja didėjant slėgiui ir mažėja didėjant temperatūrai.

Orientacinės jėgos veikia tarp polinių molekulių, tai yra tų, kurios turi elektrinius dipolio momentus. Potenciali orientacinės tarpmolekulinės sąveikos energija:

čia p 1 ,p 2 yra sąveikaujančių molekulių dipolio momentai.

Tarpmolekulinės sąveikos jėgos.

Kai medžiaga yra dujinėje būsenoje, tada jį sudarančios dalelės - molekulės ar atomai - juda atsitiktinai ir tuo pačiu didžiąją laiko dalį yra dideliais atstumais (palyginti su savo dydžiais) viena nuo kitos. Kaip pasekmė sąveikos jėgos tarp jų yra nereikšmingos.

Situacija kitokia, kai medžiaga yra kondensuota būsena- skystas arba kietas. Čia atstumai tarp materijos dalelių yra maži ir tarpusavio sąveikos jėgos didelės. Šios jėgos išlaiko skysčio ar kietos medžiagos daleles šalia viena kitos. Todėl kondensuotos medžiagos, skirtingai nei dujos, tam tikroje temperatūroje turi pastovų tūrį.

Visos jėgos, kurios laiko skysčio ar kietos medžiagos daleles šalia viena kitos, turi elektrinis pobūdis. Bet priklausomai nuo to, kas yra dalelės – ar tai metalinio ar nemetalinio elemento atomai, jonai ar molekulės – šios jėgos labai skirtingos..

Nemetalai, turintys atominę struktūrą

Jei medžiaga yra sudaryta iš atomų, bet nėra metalas, tada jos atomai paprastai yra sujungti vienas su kitu. kovalentinis ryšys.

Metalai

Jei medžiaga yra metalo, tada kai kurie jo atomų elektronai tampa bendri visiems atomams. Šie elektronai laisvai juda tarp atomų, surišdami juos vienas su kitu.

Joninės struktūros medžiagos

Jei medžiaga turi joninė struktūra, tada jį formuojantys jonai laikomi šalia vienas kito elektrostatinės traukos jėgų.

Medžiagos, turinčios molekulinę struktūrą

Medžiagose su molekulinė struktūra vyksta tarpmolekulinė sąveika.

Tarpmolekulinės sąveikos jėgos taip pat vadinama pateikė van der Waals, silpnesnės už kovalentines jėgas, bet atsiranda dideliais atstumais. Jie yra pagrįsti dipolių elektrostatinė sąveika, tačiau skirtingose ​​medžiagose dipolių atsiradimo mechanizmas yra skirtingas.

1. Orientacinė sąveika.

Jei medžiaga yra polinės molekulės, pavyzdžiui, H2O, HCl, tada kondensuotoje būsenoje molekulės yra orientuotos viena kitos atžvilgiu pagal jų priešingai įkrauti galai, todėl jų abipusis patrauklumas.

Šis tarpmolekulinės sąveikos tipas vadinamas orientacinė sąveika. Šiluminis molekulių judėjimas neleidžia joms orientuotis, todėl, kylant temperatūrai, orientacijos efektas silpnėja.

2. Indukcinė sąveika.

Jei medžiagos susideda iš nepoliarinis, bet galintis poliarizuoti molekules, pavyzdžiui, CO2, išvaizda sukeltas arba indukuoti dipoliai.

Jų atsiradimo priežastis paprastai yra ta, kad kiekvienas atomas šalia jo sukuria elektrinį lauką, kuris veikia poliarizuojantis efektas iki artimiausio kaimyninės molekulės atomo. Molekulė yra poliarizuota o susidaręs indukuotas dipolis savo ruožtu poliarizuoja kaimynines molekules.

Kaip rezultatas molekulės traukia viena kitą. Ši indukcinė sąveika pastebima ir medžiagose su polinėmis molekulėmis, tačiau dažniausiai ji yra daug silpnesnė nei orientacinė.

3. Dispersijos sąveika.

Dispersijos jėgos(Londono jėgos) – elektriškai neutralių atomų ar molekulių momentinių ir indukuotų (indukuotų) dipolių elektrostatinės traukos jėgos.

Atomuose ir molekulėse elektronai juda aplink branduolius sudėtingais būdais. AT laiko vidurkis nepolinių molekulių dipolio momentai pasirodo lygūs nuliui. Bet kiekvieną akimirką elektronai užima tam tikrą padėtį. Štai kodėl momentinė vertė dipolio momentas (pavyzdžiui, vandenilio atomo) skiriasi nuo nulio. Momentinis dipolis sukuria elektrinį lauką, kuris poliarizuoja kaimynines molekules. Kaip rezultatas vyksta momentinių dipolių sąveika.

Manoma, kad dispersinė energija neturi klasikinio analogo ir yra nulemta kvantinių mechaninių elektronų tankio svyravimų.

Kaip rodo kvantinė mechanika, momentiniai dipoliai atsiranda kietose ir skystose medžiagose koncerte, o gretimų molekulių galai įkraunami priešingo ženklo elektra, kuri veda prie jų traukos.

Šis reiškinys vadinamas dispersinė sąveika, vyksta visose medžiagose, kurios yra kondensuotos būsenos. Visų pirma, tai sukelia inertinių dujų perėjimą žemoje temperatūroje į skystą būseną.

Molekulinių jėgų santykis.

Nagrinėjamų tarpmolekulinių jėgų tipų santykinis dydis priklauso nuo medžiagos molekulių poliškumo ir poliarizuojamumo.

Kuo didesnis molekulių poliškumas, tuo didesnės orientacinės jėgos.

Kuo didesni atomai, kuo silpniau surišti išoriniai atomų elektronai, tuo labiau deformuojamas elektronų debesis, tuo didesnės sklaidos jėgos.

Taigi, panašių medžiagų serijoje dispersijos sąveika didėja didėjant atomo dydžiui, kurie sudaro šių medžiagų matmenis.

Pavyzdžiui:

• kada HCl dispersijos jėgos 81% Iš viso
  tarpmolekulinė sąveika,
• dėl НBrši vertė yra 95% ,
• dėl Sveiki - 99,5% .



Indukcinės jėgos beveik visada yra mažos.

Patrauklios ir atstumiančios jėgos vienu metu veikia tarp medžiagos molekulių. Šios jėgos labai priklauso nuo atstumų tarp molekulių.

Remiantis eksperimentiniais ir teoriniais tyrimais, tarpmolekulinės sąveikos jėgos yra atvirkščiai proporcingos n atstumo tarp molekulių laipsnis:

\(~F_r \sim \pm \frac(1)(r^n),\)

kur traukos jėgoms n= 7, o atstumiančioms jėgoms n= 9 ÷ 15.

Dviejų molekulių sąveiką galima apibūdinti naudojant gautos projekcijos diagramą F r molekulių traukos ir atstūmimo iš tolo jėgos r tarp jų centrų. Nukreipkime ašį r iš molekulės 1 , kurio centras sutampa su koordinačių pradžia, į atstumą nuo jo r 1 molekulės centras 2 (1 pav., a).

Tada molekulės atstūmimo jėgos projekcija 2 iš molekulės 1 vienai ašiai r bus teigiamas. Molekulės traukos jėgos projekcija 2 į molekulę 1 bus neigiamas.

Atstumiamos jėgos (3 pav., b) yra daug didesnės nei patrauklios jėgos nedideliais atstumais ( r < r 0), bet didėjant mažėja daug greičiau r. Patrauklios jėgos taip pat greitai mažėja didėjant r, todėl pradedant nuo tam tikro atstumo rm, galima nepaisyti molekulių sąveikos. ilgiausią atstumą rm kur molekulės vis dar sąveikauja, vadinama molekulinio veikimo spindulys (rm~ 1,57 10 -9 m).

At r = r 0 atstūmimo jėgos modulio lygios traukos jėgoms.

Atstumas r 0 atitinka stabilią pusiausvyros abipusę molekulių padėtį.

Įvairiose agreguotose medžiagos būsenose atstumas tarp jos molekulių yra skirtingas. Iš čia ir skiriasi molekulių jėgų sąveika bei esminis dujų, skysčių ir kietųjų medžiagų molekulių judėjimo pobūdžio skirtumas.

AT dujų atstumai tarp molekulių kelis kartus didesni už pačių molekulių matmenis. Dėl to dujų molekulių sąveikos jėgos yra mažos, o molekulių šiluminio judėjimo kinetinė energija gerokai viršija potencialią jų sąveikos energiją. Kiekviena molekulė laisvai juda nuo kitų molekulių didžiuliu greičiu (šimtai metrų per sekundę), keisdama kryptį ir greičio modulį, kai susiduria su kitomis molekulėmis. Laisvas kelio ilgis λ dujų molekulės priklauso nuo dujų slėgio ir temperatūros. Normaliomis sąlygomis λ ~ 10 -7 m.

AT skysčių atstumas tarp molekulių yra daug mažesnis nei dujose. Molekulių sąveikos jėgos yra didelės, o molekulių judėjimo kinetinė energija yra proporcinga potencialiai jų sąveikos energijai, dėl ko skysčio molekulės svyruoja aplink tam tikrą pusiausvyros padėtį, tada staigiai pereina į naują. pusiausvyros padėtis po labai trumpų laiko intervalų (10–8 s), dėl ko atsiranda skysčio tekėjimas. Taigi skystyje molekulės daugiausia atlieka svyruojančius ir transliacinius judesius. AT kietosios medžiagos molekulių sąveikos jėgos yra tokios didelės, kad molekulių judėjimo kinetinė energija yra daug mažesnė už potencialią jų sąveikos energiją. Molekulės atlieka tik mažos amplitudės virpesius aplink tam tikrą pastovią pusiausvyros padėtį – kristalinės gardelės mazgą.

Literatūra

Aksenovičius L. A. Fizika vidurinėje mokykloje: teorija. Užduotys. Testai: Proc. pašalpa įstaigoms, teikiančioms bendrąsias. aplinkos, ugdymas / L. A. Aksenovičius, N. N. Rakina, K. S. Farino; Red. K. S. Farino. - Mn.: Adukatsia i vykhavanne, 2004. - C. .

Kalbant apie tikras dujas – dujas, kurių savybės priklauso nuo molekulių sąveikos, būtina atsižvelgti į tarpmolekulinės sąveikos jėgas. Jie pasirodo per atstumą< 10-9 м и быстро убывают при увеличении расстояния между молекулами. Такие силы называются короткодействующими.

XX amžiuje, plėtojant idėjas apie atomo struktūrą ir kvantinę mechaniką, buvo nustatyta, kad traukos ir atstūmimo jėgos tarp materijos molekulių veikia vienu metu. Ant pav. 88, a rodo kokybinę tarpmolekulinės sąveikos jėgų priklausomybę nuo atstumo r tarp molekulių, kur F0 ir Fп yra atitinkamai atstumiančios ir traukiančios jėgos, o F yra jų rezultatas. Atstumiančios jėgos laikomos teigiamomis, o abipusės traukos jėgos – neigiamomis.

Esant atstumui r = r0, susidaranti jėga F = 0, t.y., traukos ir atstūmimo jėgos subalansuoja viena kitą. Taigi atstumas r0 atitinka pusiausvyros atstumą tarp molekulių, kurioje jos būtų, jei nebūtų šiluminio judėjimo. Kai g< г0 преобладают силы отталкивания (F >0), jei r > r0 - traukos jėgos (F< 0). На расстояниях г >10-9 m tarpmolekulinių sąveikos jėgų praktiškai nėra (F = 0).

Jėgos F elementarus darbas A padidėjus atstumui tarp molekulių dr yra atliekamas dėl molekulių tarpusavio potencinės energijos sumažėjimo, t.y.

Išanalizavus molekulių sąveikos potencialios energijos kokybinę priklausomybę nuo atstumo tarp jų (88 pav., b), matyti, kad jei molekulės yra viena nuo kitos tokiu atstumu, kuriuo veikia tarpmolekulinės sąveikos jėgos. neveikia (r  ), tada P \u003d 0. Prie Kai molekulės palaipsniui artėja viena prie kitos, tarp jų atsiranda patrauklios jėgos (F< 0), которые совершают положительную работу (A = Fdr >0). Tada pagal (60.1) sąveikos potenciali energija mažėja, pasiekdama minimumą, kai r = r0. Kai g< г0 с уменьшением г силы отталкивания (F >0) smarkiai padidėja, o prieš juos atliktas darbas yra neigiamas (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.

2. Tikrųjų dujų van der Waals lygtis

Atsižvelgdamas į vidinį molekulių tūrį ir tarpmolekulinės sąveikos jėgas, olandų fizikas I. van der Waalsas (1837-1923) išvedė tikrų dujų būsenos lygtį. Pagal Van der Waals skaičiavimus vidinis slėgis yra atvirkščiai proporcingas molinio tūrio kvadratui, t.y.

kur a yra van der Waalso konstanta, apibūdinanti tarpmolekulinės traukos jėgas, Vm yra molinis tūris.

Įvedę šias pataisas, gauname van der Waals lygtį dujų moliui (tikrųjų dujų būsenos lygtis):

Savavališkam medžiagos v dujų kiekiui (v = m/M), atsižvelgiant į tai, kad V = vVm, van der Waals lygtis įgauna tokią formą

kur pataisos a ir b yra pastovios kiekvienos dujos vertės, nustatytos empiriškai (van der Waals lygtys parašytos dviem dujų būsenoms, žinomoms iš patirties ir išspręstos a ir b atžvilgiu).

Išvedant van der Waals lygtį buvo padaryta nemažai supaprastinimų, todėl ji taip pat labai apytikslė, nors geriau (ypač šiek tiek suslėgtoms dujoms) sutampa su patirtimi nei idealiųjų dujų būsenos lygtis.

3. Perėjimas iš dujinės būsenos į skystą ir kietą

Kondensacija yra vandens perėjimas iš dujinės būsenos į skystą. Kondensacijos metu atmosferoje susidaro mažyčiai kelių mikrometrų skersmens lašeliai. Didesni lašeliai susidaro susiliejus mažesniems lašeliams arba tirpstant ledo kristalams.

Kondensacija prasideda, kai oras pasiekia prisotinimą, o tai dažniausiai vyksta atmosferoje, kai temperatūra nukrenta. Vandens garai, temperatūrai nukritus iki rasos taško, pasiekia prisotinimo būseną. Toliau mažėjant temperatūrai, vandens garų perteklius, viršijantis tai, ko reikia prisotinimui, pereina į skystą būseną.

Oro aušinimas dažniausiai vyksta adiabatiškai dėl jo išsiplėtimo be šilumos perdavimo aplinkiniam strypui. Toks plėtimasis daugiausia vyksta orui pakylant.

Yra žinoma, kad nors oras nėra prisotintas, jis adiabatiškai atvėsta 1 C kas 100 m pakilimo. Mėlynam orui, kuris nėra labai toli nuo prisotinimo, visiškai pakanka pakilti kelis šimtus metrų, o kraštutiniais atvejais - vieną ar du tūkstančius metrų, kad jame prasidėtų kondensatas.

Formuojantis rūkams pagrindinė oro atšalimo priežastis yra nebe adiabatinis pakilimas, o šilumos išsiskyrimas iš žemės paviršiaus oro.

Atmosferos sąlygomis vyksta ne tik kondensacija, bet ir sublimacija – kristalų susidarymas, vandens garų perėjimas į kietą būseną. Šis procesas vyksta labai žemoje temperatūroje – žemesnėje nei -40°C temperatūroje. Kietieji krituliai, krentantys iš debesų, paprastai turi aiškiai apibrėžtą kristalinę struktūrą; visi žino sudėtingas snaigių formas - šešių spindulių žvaigždes su daugybe šakų. Debesyse ir krituliuose randama ir paprastesnių kristalų formų, taip pat sustingusių lašų. Kristalai atsiranda ir žemės paviršiuje esant neigiamai temperatūrai (šerkšnas, šerkšnas ir kt.).

« Fizika – 10 klasė

Ar galima medžiagos savybes visose jos agregacijos būsenose paaiškinti medžiagos sandara, jos dalelių judėjimu ir sąveika?

Molekulių sąveikos jėgos.

Molekulės sąveikauja viena su kita. Be šios sąveikos nebūtų nei kietų, nei skystų kūnų.

Nesunku įrodyti, kad egzistuoja reikšmingos atomų ar molekulių sąveikos jėgos. Pabandykite perlaužti storą lazdą! Bet jis sudarytas iš molekulių. Bet vienas patrauklias jėgas negali užtikrinti stabilių atomų ir molekulių darinių egzistavimo. Esant labai mažiems atstumams tarp molekulių, būtinai yra atstumiančios jėgos. Dėl šios priežasties molekulės neprasiskverbia viena į kitą ir medžiagos gabalėliai niekada nesuspaudžiami iki vienos molekulės dydžio.

Molekulė yra sudėtinga sistema, susidedanti iš atskirų įkrautų dalelių: elektronų ir atomų branduolių.

Apskritai molekulės yra elektriškai neutralios, tačiau tarp jų nedideliais atstumais veikia didelės elektrinės jėgos: vyksta elektronų ir kaimyninių molekulių atomų branduolių sąveika.

Jei molekulės yra kelis kartus didesniais atstumais, nei jų dydis, tai sąveikos jėgos praktiškai neturi jokios įtakos.

Atstumais, viršijančiais 2-3 molekulių skersmenis, veikia patrauklios jėgos. Mažėjant atstumui tarp molekulių, pirmiausia didėja jų tarpusavio traukos jėga, bet kartu didėja ir atstūmimo jėga. Tam tikru atstumu r 0 traukos jėga tampa lygi atstūmimo jėgai. Šis atstumas laikomas lygiu molekulės skersmeniui.

Toliau mažėjant atstumui, atomų elektronų apvalkalai pradeda persidengti, o atstūmimo jėga sparčiai didėja. 8.5 paveiksle pavaizduoti molekulių sąveikos potencinės energijos (8.5 pav., a) ir traukos (1) bei atstūmimo jėgų (2) (8.5 pav., b) priklausomybės nuo atstumo tarp molekulių grafikai. Esant r = r 0, potenciali energija yra minimali, traukos jėga lygi atstūmimo jėgai. Jei r > r 0, traukos jėga yra didesnė už atstūmimo jėgą; adresu r< r 0 сила притяжения меньше силы отталкивания.

Molekulinė-kinetinė teorija leidžia suprasti, kodėl medžiaga gali būti dujinės, skystos ir kietos būsenos.

Taigi tarp molekulių veikia patrauklios jėgos ir jos dalyvauja šiluminiame judėjime. Suminę medžiagos būseną lemia tai, kuri iš šių dviejų molekulių savybių yra pagrindinė.

Dujos.

Dujose atstumas tarp atomų ar molekulių yra vidutiniškai daug kartų didesnis nei pačių molekulių dydis. Pavyzdžiui, esant atmosferos slėgiui, indo tūris yra dešimtis tūkstančių kartų didesnis už jame esančių molekulių tūrį.

Dujos lengvai suspaudžiamos, tuo tarpu vidutinis atstumas tarp molekulių mažėja, tačiau molekulės forma nesikeičia.

Dujos gali plėstis neribotą laiką. Jie neišlaiko nei formos, nei tūrio. Daugybė molekulių poveikio indo sienelėms sukuria dujų slėgį.

Erdvėje juda milžiniško greičio – šimtų metrų per sekundę – dujų molekulės. Susidūrę jie atsimuša vienas į kitą įvairiomis kryptimis kaip biliardo kamuoliukai. Silpnos dujų molekulių traukos jėgos negali išlaikyti jų šalia viena kitos.

Dujose vidutinė molekulių šiluminio judėjimo kinetinė energija yra didesnė už vidutinę potencinę jų sąveikos energiją, todėl dažnai galime nepaisyti potencialios molekulių sąveikos energijos.

Skysčiai.

Skysčio molekulės yra beveik arti viena kitos, todėl skysčio molekulė elgiasi kitaip nei dujų molekulė.

Skysčiuose yra vadinamasis trumpo nuotolio užsakymas, t.y., tvarkingas molekulių išsidėstymas išlaikomas atstumais, lygiais keliems molekulių skersmenims.

Molekulė svyruoja aplink savo pusiausvyros padėtį, susidurdama su kaimyninėmis molekulėmis. Tik karts nuo karto tai padaro dar vieną „šuolį“, patenka į naują pusiausvyros padėtį.

Pusiausvyros padėtyje atstūmimo jėga lygi traukos jėgai, t.y., bendra molekulės sąveikos jėga lygi nuliui.

Molekulinio judėjimo skysčiuose prigimtis, kurią pirmą kartą nustatė sovietų fizikas Ya. I. Frenkelis, leidžia suprasti pagrindines skysčių savybes. Remiantis perkeltine mokslininko išraiška: „... skystos molekulės veda klajoklišką gyvenimo būdą...“ Tuo pačiu metu nusistovėjęs gyvenimas vandens molekulių, t.y., jo svyravimų aplink vieną konkrečią pusiausvyros padėtį kambario temperatūroje laikas yra vidutiniškai 10 -11 s. Vieno svyravimo laikas yra daug mažesnis (10 -12 - 10 -13 s). Kylant temperatūrai, mažėja molekulių nusistovėjusio gyvenimo laikas.

Skysčių molekulės yra tiesiai viena šalia kitos. Kai tūris mažėja, atstumiamos jėgos tampa labai didelės. Tai paaiškina mažas skysčių suspaudžiamumas.

Skysčiai: 1) mažas suspaudžiamumas;
2) skystis, t.y. neišlaiko savo formos.

Skysčių sklandumą galima paaiškinti taip. Išorinė jėga pastebimai nekeičia molekulinių šuolių skaičiaus per sekundę. Tačiau molekulių šuoliai iš vienos nusistovėjusios padėties į kitą dažniausiai vyksta išorinės jėgos veikimo kryptimi. Štai kodėl skystis teka ir įgauna indo formą.

Skysčiuose vidutinė molekulių šiluminio judėjimo kinetinė energija yra palyginama su vidutine potencialia jų sąveikos energija. Paviršiaus įtempimo buvimas įrodo, kad skysčių molekulių sąveikos jėgos yra reikšmingos ir negali būti ignoruojamos.

Tvirti kūnai.

Kietųjų medžiagų atomai arba molekulės, skirtingai nei skysčių atomai ir molekulės, svyruoja aplink tam tikras pusiausvyros padėtis. Dėl šios priežasties Tvirti kūnai išlaiko ne tik apimtį, bet ir formą.

Kietose medžiagose vidutinė molekulių sąveikos potenciali energija yra daug didesnė už vidutinę jų šiluminio judėjimo kinetinę energiją.

Jei sujungsime kieto kūno atomų ar jonų pusiausvyros padėčių centrus, tai gausime taisyklingą erdvinę gardelę, vadinamą kristalinis.

8.6 ir 8.7 paveiksluose pavaizduotos valgomosios druskos ir deimanto kristalinės gardelės. Vidinė kristalų atomų išdėstymo tvarka lemia taisyklingas išorines geometrines figūras.