Pokud otevřete kohout v trubce spojující dva válce nahoře, z nichž jeden je naplněný plynem a druhý je prázdný, pak část plynu z prvního okamžitě poteče do druhého. Látka v plynném stavu vždy zcela zabírá objem, který je jí poskytnut. Pokud je první válec naplněný (prázdný), válec se nestane. Zanedbáme-li drobné odpařování, pak na svých místech zůstane kapalina i pevná látka.
Co vysvětluje tento rozdíl mezi chováním plynů a kapalin? Když je látka v kapalném skupenství, působí mezi jejími molekulami síly, které brání molekulám látky odlétat od sebe do všech stran. Tyto síly budeme nazývat molekulární síly nebo kohezní síly. Projev adhezních sil je velmi dobře patrný, když kapky deště visí na drátech nebo listech a nějakou dobu nespadnou dolů (obr. 372). V tomto případě adhezní síly nejen brání molekulám v rozptylu do všech směrů, ale také vyrovnávají gravitační sílu působící na kapku.
Rýže. 372. Visící kapka vody je chráněna před pádem adhezními silami. Kapka padá příliš těžce
V pevných látkách samozřejmě také působí kohezní síly, které drží molekuly blízko sebe.
Proč se kohezní síly neprojevují v plynech a parách? Víme, že v plynech a parách jsou molekuly od sebe odděleny, obecně řečeno, na mnohem větší vzdálenost než molekuly v kapalinách a pevných látkách. Je přirozené předpokládat, že kohezní síly se vzdáleností rychle klesají, a proto působí znatelně pouze v malých vzdálenostech mezi molekulami; To vysvětluje, že se v plynech téměř neprojevují.
Tento předpoklad lze podpořit následujícími pozorováními. Části skleněného skla jsou navzájem pevně spojeny a k jejich oddělení, tj. zničení skla, je zapotřebí značné síly. „Jakmile se však rozbije sklenice, rozbité části již spolu vzájemně nereagují, pokud jsou k sobě přiloženy. Faktem je, že vzájemným přikládáním částí rozbitého skla k sobě dáváme dohromady jen nepatrný počet molekul. Zbývající molekuly zůstávají ve vzdálenosti, i když malé, ale dostatečné k tomu, aby interakce molekul byla zanedbatelná. Ale zahřáté a v důsledku toho změklé kousky skla se při kontaktu slepí. V tomto případě se velké množství molekul přiblíží na dostatečně malou vzdálenost a interakční síly se ukáží jako velké.
V případě měkkých materiálů se při použití dostatečné síly může dostat do kontaktu velké množství molekul i na povrchu, který není zcela hladký. To lze provést například olovem. Přitisknou-li se k sobě dvě čerstvě uříznuté olověné tyče, slepí se tak, že unesou váhu velkého závaží (obr. 373).
Rýže. 373. Olověné tyče se k sobě lepí tak pevně, že unesou váhu velkého závaží.
Došli jsme k závěru, že molekuly kapalin a pevných látek se navzájem přitahují. To nám však nevysvětluje všechny vlastnosti kapalin a plynů. Kapaliny a pevné látky se ve skutečnosti stlačují mnohem obtížněji než plyny. Aby se jejich objem zmenšil např. o 1 %, musí být kapaliny (i pevné látky) vystaveny nesrovnatelně většímu tlaku než plyny.
Jak můžeme vysvětlit, že při stlačování kapalin (a pevných látek) vzniká obrovský tlak, který tomuto stlačení brání? Pro vysvětlení této skutečnosti musíme předpokládat, že když se vzdálenost mezi molekulami kapalného nebo pevného tělesa zmenšuje, vznikají mezi nimi velké odpudivé síly. Na Obr. Obrázek 374 ukazuje přibližnou závislost síly interakce na vzdálenosti mezi molekulami. Kladná síla odpovídá odpuzování molekul, záporná síla přitahování molekul k sobě. Vzdálenost odpovídá stabilnímu rovnovážnému (nezatíženému) stavu těla. V tomto stavu. Při odchýlení se od hodnoty vznikají síly, které usilují o obnovení rovnovážného stavu. Z obrázku je vidět, že při posunu z hodnoty směrem k větším vzniká mezi molekulami přitažlivá síla, která nejprve prudce naroste na hodnotu , a poté postupně klesá jako . Při posunu z hodnoty k menším vzniká odpudivá síla, která se velmi rychle zvětšuje jako .
Rýže. 374. Závislost síly interakce mezi molekulami na vzdálenosti mezi nimi
Vlivem tepelného pohybu dochází v molekulách k malým oscilacím kolem rovnovážných poloh, při kterých jsou přitažlivé síly nahrazeny silami odpudivými a naopak. Chcete-li stlačit kapalinu (například stlačit vodu ve válci s pístem), musíte snížit průměrné vzdálenosti mezi molekulami. V tomto případě vznikají stále větší odpudivé síly mezi molekulami, díky kterým se zvyšuje tlak kapaliny na stěny nádoby. Viděli jsme, že v kapalinách je nevýznamný pokles objemu spojen s velmi velkým zvýšením tlaku. Tyto úvahy lze také aplikovat na pevné látky.
Průměrné vzdálenosti mezi molekulami plynů za normálních podmínek (teplota místnosti, atmosférický tlak) jsou desítky rovnovážných vzdáleností, v důsledku čehož jsou přitažlivé síly mezi molekulami plynu extrémně malé. Proto se molekuly plynu díky molekulárnímu pohybu rozlétají všemi směry. Tyto argumenty však neplatí pro vysoce stlačené plyny: ve stlačených plynech má interakce molekul znatelný účinek.
« Fyzika - 10. třída"
Je možné vysvětlit vlastnosti látky ve všech jejích stavech agregace strukturou látky, pohybem a interakcí jejích částic?
Interakční síly mezi molekulami.
Molekuly se vzájemně ovlivňují. Bez této interakce by neexistovaly pevné látky ani kapaliny.
Není těžké prokázat existenci významných interakčních sil mezi atomy nebo molekulami. Zkuste zlomit tlustou hůl! Ale skládá se z molekul. Ale sám gravitace nemůže zajistit existenci stabilních formací atomů a molekul. Ve velmi malých vzdálenostech mezi molekulami nutně působí odpudivé síly. Díky tomu molekuly mezi sebou nepronikají a kusy hmoty se nikdy nestlačují na velikosti řádově velikosti jedné molekuly.
Molekula je složitý systém skládající se z jednotlivých nabitých částic: elektronů a atomových jader.
Obecně jsou molekuly elektricky neutrální, nicméně na krátké vzdálenosti mezi nimi působí významné elektrické síly: elektrony a atomová jádra sousedních molekul interagují.
Pokud jsou molekuly umístěny ve vzdálenostech několikanásobně větších, než je jejich velikost, pak interakční síly nemají prakticky žádný vliv.
Ve vzdálenostech přesahujících 2-3 průměry molekul působí přitažlivé síly. S klesající vzdáleností mezi molekulami se nejprve zvětšuje síla jejich vzájemné přitažlivosti, ale zároveň se zvyšuje i síla odpudivá. V určité vzdálenosti r 0 se přitažlivá síla rovná síle odpuzování. Tato vzdálenost se považuje za rovnou průměru molekuly.
Jak se vzdálenost dále zmenšuje, začnou se elektronové obaly atomů překrývat a odpudivá síla rychle narůstá. Obrázek 8.5 ukazuje grafy potenciální energie interakce mezi molekulami (obr. 8.5, a) a sil přitažlivosti (1) a odpuzování (2) (obr. 8.5, b) na vzdálenosti mezi molekulami. Při r = r 0 je potenciální energie minimální, přitažlivá síla se rovná síle odpudivé. Když r > r 0 je přitažlivá síla větší než odpudivá síla; v r< r 0 сила притяжения меньше силы отталкивания.
Molekulární kinetická teorie umožňuje pochopit, proč může být látka v plynném, kapalném a pevném stavu.
Mezi molekulami tedy působí přitažlivé síly a účastní se tepelného pohybu. Stav agregace látky je určen tím, která z těchto dvou vlastností molekul je hlavní.
Plyny.
V plynech je vzdálenost mezi atomy nebo molekulami v průměru mnohonásobně větší než velikost samotných molekul. Například při atmosférickém tlaku je objem nádoby desetitisíckrát větší než objem molekul v ní.
Plyny se snadno stlačují a průměrná vzdálenost mezi molekulami se zmenšuje, ale tvar molekuly se nemění.
Plyny se mohou neomezeně rozpínat. Nezachovávají si tvar ani objem. Četné dopady molekul na stěny nádoby vytvářejí tlak plynu.
Molekuly plynu se ve vesmíru pohybují obrovskou rychlostí – stovky metrů za sekundu. Když se srazí, odrážejí se od sebe různými směry jako kulečníkové koule. Slabé přitažlivé síly molekul plynu je nejsou schopny udržet blízko sebe.
V plynech je průměrná kinetická energie tepelného pohybu molekul větší než průměrná potenciální energie jejich interakce, takže často můžeme potenciální energii interakce mezi molekulami zanedbat.
Tekutiny.
Molekuly kapaliny jsou umístěny téměř blízko sebe, takže molekula kapaliny se chová jinak než molekula plynu.
V kapalinách se vyskytuje tzv uzavřít objednávku, tj. uspořádané uspořádání molekul je udržováno ve vzdálenostech rovných několika průměrům molekul.
Molekula kmitá kolem své rovnovážné polohy a sráží se se sousedními molekulami. Jen čas od času udělá další „skok“ a dostane se do nové rovnovážné polohy.
V rovnovážné poloze je odpudivá síla rovna přitažlivé síle, tj. celková interakční síla molekuly je nulová.
Povaha molekulárního pohybu v kapalinách, kterou poprvé stanovil sovětský fyzik Ya I. Frenkel, nám umožňuje pochopit základní vlastnosti kapalin. V obrazném vyjádření vědce: „...tekuté molekuly vedou kočovný životní styl...“ Přitom čas usedlý život molekul vody, tj. doba jejích kmitů kolem jedné konkrétní rovnovážné polohy při pokojové teplotě, je v průměru 10 -11 s. Doba jednoho kmitu je mnohem kratší (10 -12 - 10 -13 s). S rostoucí teplotou se doba zdržení molekul snižuje.
Molekuly kapaliny jsou umístěny přímo vedle sebe. Jak se objem zmenšuje, odpudivé síly jsou velmi velké. To vysvětluje nízká stlačitelnost kapalin.
Kapaliny: 1) nízká stlačitelnost;
2) tekuté, to znamená, že si neudrží svůj tvar.
Tekutost kapalin lze vysvětlit následovně. Vnější síla nijak výrazně nemění počet molekulárních skoků za sekundu. Ale skoky molekul z jedné stacionární polohy do druhé se vyskytují převážně ve směru působení vnější síly. To je důvod, proč kapalina teče a má tvar nádoby.
V kapalinách je průměrná kinetická energie tepelného pohybu molekul srovnatelná s průměrnou potenciální energií jejich interakce. Přítomnost povrchového napětí dokazuje, že interakční síly mezi molekulami kapaliny jsou značné a nelze je zanedbat.
Pevné látky.
Atomy nebo molekuly pevných látek, na rozdíl od atomů a molekul kapalin, vibrují kolem určitých rovnovážných poloh. Z tohoto důvodu Pevné látky si zachovávají nejen objem, ale i tvar.
U pevných látek je průměrná potenciální energie interakce mezi molekulami mnohem větší než průměrná kinetická energie jejich tepelného pohybu.
Propojíte-li středy rovnovážných poloh atomů nebo iontů pevného tělesa, získáte pravidelnou prostorovou mřížku tzv. krystalický.
Obrázky 8.6 a 8.7 ukazují krystalové mřížky kuchyňské soli a diamantu. Vnitřní řád v uspořádání atomů v krystalech vede k pravidelným vnějším geometrickým tvarům.
Mezi molekulami látky působí současně přitažlivá a odpudivá síla. Tyto síly do značné míry závisí na vzdálenostech mezi molekulami.
Podle experimentálních a teoretických studií jsou mezimolekulární interakční síly nepřímo úměrné n- stupeň vzdálenosti mezi molekulami:
\(~F_r \sim \pm \frac(1)(r^n),\)
kde pro přitažlivé síly n= 7, a pro odpudivé síly n= 9 ÷ 15.
Interakci dvou molekul lze popsat pomocí grafu projekce výslednice F r síly přitažlivosti a odpuzování molekul z dálky r mezi jejich středy. Nasměrujme osu r z molekuly 1 , jehož střed se shoduje s počátkem souřadnic, do vzdálenosti od něj r 1 do středu molekuly 2 (obr. 1, a).
Pak projekce odpudivé síly molekuly 2 z molekuly 1 na osu r bude pozitivní. Projekce přitažlivé síly molekuly 2 k molekule 1 bude negativní.
Odpudivé síly (obr. 3, b) jsou mnohem větší než přitažlivé síly na krátké vzdálenosti ( r < r 0), ale s rostoucím se snižují mnohem rychleji r. S rostoucími přitažlivými silami také rychle klesá r, takže začíná z určité vzdálenosti r m, interakci molekul lze zanedbat. Nejdelší vzdálenost r m, na kterém molekuly stále interagují, se nazývá poloměr molekulárního působení (r m~ 1,57 · 10-9 m).
Na r = r 0 odpudivé síly jsou stejné velikosti jako přitažlivé síly.
Vzdálenost r 0 odpovídá stabilní rovnovážné relativní poloze molekul.
V různých stavech agregace látky je vzdálenost mezi jejími molekulami různá. Odtud rozdíl v silové interakci molekul a významný rozdíl v charakteru pohybu molekul plynů, kapalin a pevných látek.
V plyny vzdálenosti mezi molekulami jsou několikanásobně větší než rozměry molekul samotných. V důsledku toho jsou interakční síly mezi molekulami plynu malé a kinetická energie tepelného pohybu molekul daleko převyšuje potenciální energii jejich interakce. Každá molekula se volně pohybuje od ostatních molekul obrovskou rychlostí (stovky metrů za sekundu), přičemž při srážce s jinými molekulami mění směr a modul rychlosti. Volná délka cesty λ molekul plynu závisí na tlaku a teplotě plynu. Za normálních podmínek λ ~ 10-7 m.
V kapaliny vzdálenost mezi molekulami je mnohem menší než u plynů. Síly interakce mezi molekulami jsou velké a kinetická energie pohybu molekul je úměrná potenciální energii jejich interakce, v důsledku čehož molekuly kapaliny oscilují kolem určité rovnovážné polohy a poté prudce přeskakují do nových rovnovážných poloh. po velmi krátkých časových intervalech (10–8 s), což vede k tekutosti kapaliny. V kapalině tedy molekuly vykonávají především vibrační a translační pohyby. V pevné látky síly vzájemného působení mezi molekulami jsou tak velké, že kinetická energie pohybu molekul je mnohem menší než potenciální energie jejich interakce. Molekuly provádějí pouze vibrace s malou amplitudou kolem určité konstantní rovnovážné polohy - uzlu krystalové mřížky.
Literatura
Aksenovich L. A. Fyzika na střední škole: Teorie. Úkoly. Testy: Učebnice. výhody pro instituce poskytující všeobecné vzdělávání. prostředí, výchova / L. A. Aksenovič, N. N. Rakina, K. S. Farino; Ed. K. S. Farino. - Mn.: Adukatsiya i vyakhavanne, 2004. - P. .
>>Fyzika: Interakční síly mezi molekulami
Obsah lekce poznámky k lekci podpůrná rámcová lekce prezentace akcelerační metody interaktivní technologie Praxe úkoly a cvičení autotest workshopy, školení, případy, questy domácí úkoly diskuze otázky řečnické otázky studentů Ilustrace audio, videoklipy a multimédia fotografie, obrázky, grafika, tabulky, diagramy, humor, anekdoty, vtipy, komiksy, podobenství, rčení, křížovky, citáty Doplňky abstraktyčlánky triky pro zvídavé jesličky učebnice základní a doplňkový slovník pojmů ostatní Zkvalitnění učebnic a lekcíopravovat chyby v učebnici aktualizace fragmentu v učebnici, prvky inovace v lekci, nahrazení zastaralých znalostí novými Pouze pro učitele perfektní lekce kalendářní plán na rok; Integrované lekcePokud máte opravy nebo návrhy k této lekci,
Při uvažování skutečných plynů - plynů, jejichž vlastnosti závisí na interakci molekul, je nutné vzít v úvahu síly mezimolekulární interakce. Objevují se na dálku< 10-9 м и быстро убывают при увеличении расстояния между молекулами. Такие силы называются короткодействующими.
Ve 20. století, jak se vyvíjely představy o struktuře atomu a kvantové mechanice, bylo zjištěno, že mezi molekulami látky působí současně přitažlivé a odpudivé síly. Na Obr. 88, a ukazuje kvalitativní závislost sil intermolekulární interakce na vzdálenosti r mezi molekulami, kde F0 a Fп jsou odpudivé a přitažlivé síly a F je jejich výslednice. Odpudivé síly jsou považovány za pozitivní a vzájemné přitažlivé síly za negativní.
Ve vzdálenosti r = r0 je výsledná síla F = 0, tj. síly přitažlivosti a odpuzování se vzájemně vyrovnávají. Vzdálenost r0 tedy odpovídá rovnovážné vzdálenosti mezi molekulami, ve které by se nacházely bez tepelného pohybu. V g< г0 преобладают силы отталкивания (F >0), pro r > r0-přitahovací síla (F< 0). На расстояниях г >10-9 m prakticky žádné intermolekulární interakční síly (F = 0).
Elementární práce A síly F se zvětšením vzdálenosti mezi molekulami o dr je vykonána v důsledku snížení vzájemné potenciální energie molekul, tzn.
Z rozboru kvalitativní závislosti potenciální energie interakce molekul na vzdálenosti mezi nimi (obr. 88, b) vyplývá, že pokud jsou molekuly umístěny od sebe ve vzdálenosti, ve které nepůsobí mezimolekulární interakční síly ( r ), pak P = 0. Když Jak se molekuly postupně k sobě přibližují, objevují se mezi nimi přitažlivé síly (F< 0), которые совершают положительную работу (A = Fdr >0). Pak podle (60.1) potenciální interakční energie klesá a dosahuje minima při r = r0. V g< г0 с уменьшением г силы отталкивания (F >0) prudce rostou a práce proti nim je negativní (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. Van der Waalsova rovnice reálného plynu
Nizozemský fyzik I. Van der Waals (1837-1923) odvodil stavovou rovnici skutečného plynu s přihlédnutím k vnitřnímu objemu molekul a silám mezimolekulární interakce. Podle Van der Waalsových výpočtů je vnitřní tlak nepřímo úměrný druhé mocnině molárního objemu, tzn.
kde a je van der Waalsova konstanta, charakterizující síly intermolekulární přitažlivosti, Vm je molární objem.
Zavedením těchto korekcí získáme van der Waalsovu rovnici pro mol plynu (stavová rovnice reálných plynů):
Pro libovolné množství látky v plyn (v = m/M), vezmeme-li v úvahu skutečnost, že V = vVm, má van der Waalsova rovnice tvar
kde korekce a a b jsou konstantní veličiny pro každý plyn, určené experimentálně (van der Waalsovy rovnice jsou napsány pro dva ze zkušenosti známé stavy plynu a řešené pro a a b).
Při odvozování van der Waalsovy rovnice byla provedena řada zjednodušení, je tedy také velmi přibližná, i když lépe (zejména pro mírně stlačené plyny) souhlasí se zkušenostmi než stavová rovnice ideálního plynu.
3.Přechod z plynného skupenství do kapalného a pevného
Kondenzace je přechod vody z plynného do kapalného skupenství. Při kondenzaci v atmosféře se tvoří drobné kapičky o průměru v řádu několika mikrometrů. Větší kapky vznikají slučováním menších kapiček nebo táním ledových krystalků.
Kondenzace začíná, když vzduch dosáhne nasycení, k čemuž nejčastěji dochází v atmosféře při poklesu teploty. Když teplota klesne k rosnému bodu, vodní pára dosáhne stavu nasycení. S dalším poklesem teploty se přebytečná vodní pára nad to, co je potřeba k nasycení, změní na kapalný stav.
K ochlazování vzduchu dochází nejčastěji adiabaticky díky jeho rozpínání bez předávání tepla okolnímu vzduchu. K této expanzi dochází především při stoupání vzduchu.
Je známo, že zatímco vzduch není nasycený, ochlazuje se adiabaticky o 1C na každých 100 m stoupání. V modré barvě pro vzduch, který není příliš daleko od nasycení, stačí stoupnout o několik set metrů, v extrémních případech o jeden nebo dva tisíce metrů, aby v něm začala kondenzace.
Při vzniku mlh už není hlavním důvodem ochlazování vzduchu adiabatický vzestup, ale přenos tepla ze vzduchu na zemský povrch.
Za atmosférických podmínek dochází nejen ke kondenzaci, ale také k sublimaci - tvorbě krystalů, přechodu vodní páry do pevného skupenství. K tomuto procesu dochází při velmi nízkých teplotách – pod -40°C. Pevné srážky padající z mraků mají obvykle dobře definovanou krystalickou strukturu; Každý zná složité tvary sněhových vloček - šesticípé hvězdy s četnými větvemi. Jednodušší formy krystalů, stejně jako zmrzlé kapičky, se také nacházejí v mracích a srážkách. Krystaly se na zemském povrchu objevují i při teplotách pod nulou (mráz, jinovatka atd.).
