Page 90 - 6375

Між молекулами дуже полярних парів води, спиртів діють специфічні сили притягання, які

−
пояснюються наявністю в складі цих молекул гідроксильних груп . Йдеться про так
званий водневий зв’язок. У молекулах води ( − − ) ковалентно зв’язані з киснем атоми
водню можуть взаємодіяти з атомами кисню сусідніх молекул за рахунок неподілених пар

електронів, утворюючи вторинний водневий зв’язок. Отже, поява водневого зв’язку
реалізується при втраті атомом водню електрона і притягуванні його дуже

електронегативним киснем. При цьому іон водню не відштовхується від електронної

оболонки кисню, а, навпаки, притягуючись нею, вступає в кулонівську взаємодію.

Рисунок 4 – Водневий зв’язок у молекулі води.

17.2. Рівняння Ван-Дер-Ваальса. Виходячи з уявлень про скінченність розмірів

молекул та взаємодію між ними, Ван-дер-Ваальс у 1873 р. запропонував рівняння стану
реального газу, яке в розрахунку на один мольмає вигляд

+ − = , (1)
2

де і – сталі, які характеризують індивідуальні властивості газу. З’ясуємо зміст сталих і

. Взагалі теоретичний розрахунок цих сталих досить складний. Візьмемо спрощену модель,
в якій молекули газу можна вважати твердими сферами радіуса . Між ними реалізуються

лише парні зіткнення. При взаємодії молекули можуть наблизитися одна до одної так, що
відстань між їх центрами дорівнюватиме 2. Це означає, що об’єм сфери радіуса 2 є

забороненим об’ємом для центрів всіх молекул, які стикаються з довільно даною. Цей об’єм

при парних зіткненнях двічі враховує кожну молекулу: один раз як ударну, другий – як таку,
1 4
3
що зазнає удару. Тому в розрахунку на одну молекулу заборонений об’єм = ∙ ∙ 8 =
з
2 3
4
3
4 ∙ .
3