- •1) Основные понятия механики. Способы описания движения. Пространство и время .
- •2) Виды механических движений. Прямолинейное движение. Скорость и ускорение.
- •3) Виды механических движений. Криволинейное движение.Скорость и ускорение
- •4) Виды механических движений. Вращательное движение.
- •5) Инерциальные системы отсчета. Преобразования Галилея.
- •6)Динамика материальной точки. Сила. Законы ньютона.
- •7) Виды сил в механике.
- •8) Импульс. Законы сохранения импульса
- •9) Работа силы . Мощность . Кпд.
- •10) Кинетическая инергия. Теорема Кенинга.
- •Формулировка
- •11) Потенциальная инергия
- •12) Закон сохранения механической энергии
- •13) Столкновение двух тел
- •14) Динамика вращательного движения. Момент силы . Момент импульса. Закон сохранения момента импульса.
- •§2 Кинетическая энергия вращения
- •§3 Момент силы. Уравнение динамики вращательного движения твердого тела
- •Модуль момента силы:
- •§4 Момент импульса. Закон сохранения момента импульса
- •15) Динамика вращательного движения. Момент силы. Момент инерции.
- •16) Основы сто.
- •Постулаты сто
- •17) Предмет и задачи молекулярной физики и термодинамики.
- •18) Основные законы идеальных газов.
- •19) Основное уравнение молекулярно- кинетической теории идеальных газов.
- •20) Закон равномерного распределения энергии по степеням свободы молекул.
- •21) Распределение молекул идеального газа по скоростям (распределение Максвела)
- •22) Распределение молекул идеального газа во внешнем потенциальном поле.
- •23) Средняя длина свободного пробега молекул .
- •Формула
- •24) Явления переноса в газах.
- •25) Внутренняя энергия. Работа. Теплота.
- •26) Первое начало термодинамики
- •27) Применение первого начала термодинамики к изопроцессам идеальных газов.
- •28) Адиабатный и политропный процессы идеальных газов.
- •29) Теория теплоемкостей идеальных газов
- •30) Тепловые двигатели. Холодильная машина.
- •31) Цикл карно .Обратимые и необратимые процессы.
- •32) Второе начало термодинамики. Энтропия.
- •33) Межмолекулярное взаимодействие.
- •34) Уравнение Ван-дер-Ваальс.
- •Критические параметры
- •Приведённые параметры
- •Недостатки уравнения Ван-дер-Ваальса[2]
- •35) Экспериментальные изотермы
- •36) Фазовые переходы 1 и 2 рода
- •Изменение симметрии
- •Флуктуационная теория
- •Примеры фазовых переходов второго рода
- •37) Особенности жидкого состояния в-ва.
- •38) Поверхностное натяжение. Поверхностное давление
- •39) Каппилярные явления
- •40) Диаграмма состояния. Тройная точка
33) Межмолекулярное взаимодействие.
Межмолекулярное взаимодействие — взаимодействие между молекулами и/или атомами, не приводящее к образованию ковалентных (химических) связей.
Межмолекулярное взаимодействие имеет электростатическую природу. Предположение о его существовании было впервые использовано Я. Д. Ван-дер-Ваальсом в 1873 году для объяснения свойств реальных газов и жидкостей. В наиболее широком смысле под ним можно понимать такие взаимодействия между любыми частицами (молекулами, атомами, ионами), при которых не происходит образования химических, то есть ионных, ковалентных или металлических связей. Иными словами, эти взаимодействия существенно слабее ковалентных и не приводят к существенной перестройке электронного строения взаимодействующих частиц.
На больших расстояниях преобладают силы притяжения, которые могут иметь ориентационную, поляризационную (индукционную) и дисперсионную природу (см. подробнее в статьях Силы Ван-дер-Ваальса и Дисперсионные силы). При усреднении по вращению частиц, происходящему вследствие теплового движения, потенциал межмолекулярных сил обратно пропорционален шестой степени расстояния, а ион-дипольных (как с постоянным, так и с наведенным диполем) — четвёртой степени. На малых расстояниях начинают преобладать силы отталкивания электронных оболочек частиц. Особым случаем является водородная связь — возникающее на малом расстоянии взаимодействие между атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой, когда эти атомы несут достаточно большой эффективный заряд.
Упаковку частиц и расстояние между ними в конденсированной фазе, определяющиеся равновесием между притяжением и отталкиванием, можно предсказать, исходя из ван-дер-ваальсовых радиусов составляющих молекулы атомов (ионных в случае ионов): расстояния между атомами разных молекул не должны превышать суммы радиусов этих атомов. Для моделирования межмолекулярных взаимодействий используют эмпирические потенциалы, среди которых наиболее известны потенциалы Леннард-Джонса (отталкивание описывается двенадцатой степенью обратного расстояния, притяжение — шестой) и Бакингема (с более физически обоснованным экспоненциальным отталкиванием), из которых первый более удобен для расчетов. В конденсированной фазе, где мультипольное разложение для молекул плохо применимо из-за близости молекул друг к другу, может применяться метод атом-атомных потенциалов, основанный на тех же потенциалах, но уже для парных взаимодействий атомов и с добавкой кулоновских членов, описывающих взаимодействие их эффективных зарядов.
Ван-дер-ваальсова связь (межмолекулярное взаимодействие). Все вещества в зависимости от внешних условий (температуры и давления) могут существовать в различных агрегатных состояниях. Так, при низких температурах оказывается возможным «согласованное» движение электронов, при котором у молекулы могут возникать наведенные диполи без передачи атомами электронов, и между ними возникают так называемые индукционные силы притяжения. Такой вид взаимодействия называется ван-дер-ваальсовой связью. Энергия такой связи намного (в сотни раз) меньше энергий ковалентных, ионных или металлических. Вандерваальсовы силы обусловливают притяжение молекул и агрегацию вещества, превращение газообразного вещества в жидкое и далее в твердое состояние.
Связь между молекулами может осуществляться как электростатическим, так и донорно-акцепторным взаимодействием, что обусловливает разнообразие сложных соединений и их характерных свойств – так образуются комплексные соединения, рассматриваемые в отдельной главе.