范德华力公式

专题4.范德华力Van der Waals' force一、次级键secondary bond1.concept次级键，除了典型的强化学键(共价键、离子键和金属键)等，依靠氢键以及弱的共价键和范德华 作用力相结合的各种分子内和分子间作用力的总称；2.次级键可根据原子间的距离、核磁共振谱和光谱等实验数据来确定；化学反应过程中形成的过渡态正是以次级键为特征的中间体或活化络合体； 次级键在物质的结构和性质的研究以及生物体系和超分子化学中起重大作用；3.反映在分子结构上，当原子间距离小于或接近相应的离子半径、共价半径或金属半径之和时， 可以认为原子间形成了化学键；当不同分子中的原子间距离范德华半径之和时，可以认为分子间存在着范德华力； 当原子间距离介于化学键与范德华力范围之间时，可以认为原子间生成次级键；4.次级键普遍客观存在，且化学键、次级键和范德华力三者之间的界限是很难明确划分；5.次级键中有相当一部分是有氢原子参与的；氢键(hydrogen bond )是次级键的一个典型，也是最早发现和研究的次级键；二、范德华半径V an der Waals radius1.concept:非金属元素有一种半径，叫范德华半径；原子的范德华半径是指当分子中两个相邻但不成键的原子靠近至一定距离时，可设想原子本身 的排斥力范围为一刚性球体，这一球体的半径称为范德华半径；2.如图表示出2个Cl 2，在同一个Cl 2里，2个Cl 核间距的一半是共价半径共r ； 在不同的2个Cl 2间，2个Cl 的核间距的一半是范氏半径范r ，显而易见共r <范r ；3.区别与联系①一般来说，对于金属元素，只有共价半径和金属半径； ②非金属元素(稀有气体除外)有共价半径和范德华半径； ③稀有气体元素只有范德华半径；④高中教材上原子半径全部用的是共价半径，所以稀有气体元素与同周期其它元素没有可比性；三、偶极dipole1.concept ：偶极---表示分子的极性；2.偶极可以分为三类：①固有偶极：极性分子中由于组成元素不同，其吸引电子的能力各有差异(元素周期律)，这就使 得分子中有电子偏移的现象，这样就产生了极性，并且偶极持续存在，称为固有偶极；-+δδCl H —②诱导偶极：是指非极性分子在电场中或者有其他极性分子在较近距离的情况下，由于电子带 负电，核带正电，它们会发生偏移，这种现象称为诱导偶极；③瞬时偶极：一切分子中，不管是极性分子还是非极性分子，原子核时刻在震动，电子时刻在 运动、跃迁，在它们运动的时候，偶尔离开平衡位置而产生极性，只不过这个过程持续时间 很短，故称瞬时偶极；四、偶极矩dipole moment1.concept正、负电荷中心间的距离和电荷中心所带电量的乘积，它是一个矢量，方向规定为从正电中心 指向负电中心，用符号μ表示，单位为库伦·米(C·m )； ①当一个电量(C e 19106022.1-⨯=)的正、负电荷相距m 1010-，则其偶极矩为： m C ⋅⨯=-29106022.1μ；②在静电制中，上述偶极矩为deb esu cm 8.4108.418=⋅⨯=-μ；③德拜是偶极矩的另一种单位，两者之间的换算为：m C deb ⋅⨯=-3010336.31； 2.偶极矩的数学表达式为μ=qd ；3.应用：①衡量键的极性强弱⎪⎩⎪⎨⎧≠=越大，键的极性越强，极性共价键，非极性共价键μμμ00【键的偶极矩简称键矩】A -B 键矩/deb A -B 键矩/debA -B 键矩/deb H -C 0.4 C -C 0 N -F 0.17 H -N 1.31 C -N 0.22 C =C 0 H -O 1.51 C -O 0.74 C =N 0.9 H -S 0.68 C -S 0.9 C =O 2.3 H -Cl 1.08 C -F 1.41 C =S 2.6 H -Br 0.78 C -Cl 1.46 N =O 2.0 H -I 0.38 C -Br 1.38 P =O 2.7 H -P 0.36 N -O 0.3 S =O 3.0②判断多原子分子极性强弱⎪⎩⎪⎨⎧≠=越大，分子的极性越强，分子是极性分子，分子是非极性分子μμμ00分子 μ/(m C ⋅-3010))10/(10m r - )10/(30m C er ⋅- er /μ CO 0.39 1.1283 18.08 0.02 HF 6.37 0.9168 14.69 0.43 HCl 3.50 1.2744 20.42 0.18 HBr 2.64 1.4145 22.66 0.12 HI1.271.6090 25.780.05五、范德华力V an der Waals' force1.concept范德华力(又称分子作用力)产生于分子或原子之间的静电相互作用；范德华力偶极子电荷位移近邻原子相互作用电偶极矩的感应作用−−−−−→−→→)(dipoles 2.范德华力又可以分为三种作用力：诱导力、色散力和取向力；①色散力dispersion force 【非极性分子间形成】※色散力(也称“伦敦力”，London force )是指非极性分子相互靠拢时，它们的瞬时偶极矩之间 产生的很弱的吸引力，所有分子或原子间都存在；※是分子的瞬时偶极间的作用力，即由于电子的运动，瞬间电子的位置对原子核是不对称的， 也就是说正电荷重心和负电荷重心发生瞬时的不重合，从而产生瞬时偶极；※色散力和相互作用分子的变形性有关，变形性越大(分子量愈大，变形性愈大)色散力越大； ※色散力和相互作用分子的电离势(即为电离能)有关，分子的电离势越低(分子内所含的电子数 愈多)，色散力越大；※色散力的相互作用随着61r 而变化；其公式为：I 1和I 2 分别是两个相互作用分子的电离能，α1和α2 是它们的极化率；206212121d )4(123E πεααr I I I I +-= ※色散力是菲列兹·伦敦(Fritz London )于1930年根据近代量子力学方法证明的，由于从量子 力学导出的理论公式与光色散公式相似，因此把这种作用称为色散力，又叫做伦敦力； ②诱导力induction force 【极性与非极性分子间或极性分子间形成】※诱导力在极性分子和非极性分子之间或极性分子和极性分子之间都存在诱导力； ※由于极性分子偶极所产生的电场对非极性分子发生影响，使非极性分子电子云变形(即电子云 被吸向极性分子偶极的正电的一极)，结果使非极性分子的电子云与原子核发生相对位移，本 来非极性分子中的正、负电荷重心是重合的，相对位移后就不再重合，使非极性分子产生了 偶极；※这种电荷重心的相对位移叫做“变形”，因变形而产生的偶极，叫做诱导偶极，以区别于极 性分子中原有的固有偶极；※诱导偶极和固有偶极就相互吸引，这种由于诱导偶极而产生的作用力，叫做诱导力；※在极性分子和极性分子之间，除了取向力外，由于极性分子的相互影响，每个分子也会发生 变形，产生诱导偶极；其结果使分子的偶极距增大，既具有取向力又具有诱导力； ※在阳离子和阴离子之间也会出现诱导力； ※诱导力与极性分子偶极矩的平方成正比；※诱导力与被诱导分子的变形性成正比，通常分子中各原子核的外层电子壳越大(含重原子越多)它在外来静电力作用下越容易变形；相互作用随着61r而变化，诱导力与温度无关；其公式：α为极化率；620212)4(rE πεμα-=诱 ③取向力dipole-dipole force 【极性分子间形成】 ※取向力发生在极性分子与极性分子之间；※由于极性分子的电性分布不均匀，一端带正电，一端带负电，形成偶极；因此，当两个极性 分子相互接近时，由于它们偶极的同极相斥，异极相吸，两个分子必将发生相对转动；这种 偶极子的互相转动，就使偶极子的相反的极相对，叫做“取向”；这时由于相反的极相距较 近，同极相距较远，结果引力大于斥力，两个分子靠近，当接近到一定距离之后，斥力与引 力达到相对平衡；这种由于极性分子的取向而产生的分子间的作用力，叫做取向力； ※取向力与分子的偶极矩平方(μ)成正比，即分子的极性越大，取向力越大； ※温度越高，极性分子运动越活跃，越不容易取向，取向力越弱；其公式为：0622214132E πεμμkTr -=取 μ1，μ2为两个分子的偶极矩；r 为分子质心间的距离，k 为Boltzmann 常数，T 为热力学温度， 负值表示能量降低； ④三种力的关系※极性分子与极性分子之间，取向力、诱导力、色散力都存在； ※极性分子与非极性分子之间，则存在诱导力和色散力； ※非极性分子与非极性分子之间，则只存在色散力；※这三种类型的力的比例大小，决定于相互作用分子的极性和变形性； ※极性越大，取向力的作用越重要；变形性越大，色散力就越重要；※诱导力则与这两种因素都有关；但对大多数分子来说，色散力是主要的； ※只有偶极矩很大的分子(如水)，取向力才是主要的；而诱导力通常是很小的； ※极化率α反映分子中的电子云是否容易变形；※虽然范德华力只有0.4~4.0kJ/mol ，但是在大量大分子间的相互作用则会变得十分稳固；。

分子间作用力分子间作用力分子间作用力又被称为范德华力，按其实质来说是一种电性的吸引力，因此考察分子间作用力的起源就得研究物质分子的电性及分子结构。

分子间作用力分类分子间作用力可以分为以下三种力：取向力取向力发生在极性分子与极性分子之间。

由于极性分子的电性分布不均匀，一端带正电，一端带负电，形成偶极。

因此，当两个极性分子相互接近时，由于它们偶极的同极相斥，异极相吸，两个分子必将发生相对转动。

这种偶极子的互相转动，就使偶极子的相反的极相对，叫做“取向”。

这时由于相反的极相距较近，同极相距较远，结果引力大于斥力，两个分子靠近，当接近到一定距离之后，斥力与引力达到相对平衡。

这种由于极性分子的取向而产生的分子间的作用力，叫做取向力。

取向力的大小与偶极距的平方成正比。

极性分子的偶极矩越大，取向力越大；温度越高，取向力越小．对大多数极性分子，取向力仅占其范德华力构成中的很小分额，只有少数强极性分子例外。

诱导力在极性分子的固有偶极诱导下，临近它的分子会产生诱导偶极，分子间的诱导偶极与固有偶极之间的电性引力，称为诱导力。

在极性分子和非极性分子之间以及极性分子和极性分子之间都存在诱导力。

在极性分子和非极性分子之间，由于极性分子偶极所产生的电场对非极性分子发生影响，使非极性分子电子云变形(即电子云被吸向极性分子偶极的正电的一极)，结果使非极性分子的电子云与原子核发生相对位移，本来非极性分子中的正、负电荷重心是重合的，相对位移后就不再重合，使非极性分子产生了偶极。

这种电荷重心的相对位移叫做“变形”，因变形而产生的偶极，叫做诱导偶极，以区别于极性分子中原有的固有偶极。

诱导偶极和固有偶极就相互吸引，这种由于诱导偶极而产生的作用力，叫做诱导力。

在极性分子和非极性分子之间，由于极性分子偶极所产生的电场对非极性分子发生影响，使非极性分子电子云变形(即电子云被吸向极性分子偶极的正电的一极)，结果使非极性分子的电子云与原子核发生相对位移，本来非极性分子中的正、负电荷重心是重合的，相对位移后就不再重合，使非极性分子产生了偶极。

如何理解范德华方程式的概念范德华方程式是描述系统间分子间作用力的一个数学公式，在化学和物理学领域有着广泛的应用。

它由荷兰物理学家约翰·范德华在1873年提出，至今已经发展成为一种强大的理论工具，成为了许多分子间作用力研究的基础。

在分子间相互作用力的研究中，范德华方程式是必须的一项工具。

这个方程式的特点是简单明了，容易使用。

通过范德华方程式，我们可以描述分子间的相互作用力，进而推导出各种物理性质。

这些物理性质包括分子之间的吸引和斥力，热力学性质和其他重要参数。

通过对范德华方程式的分析和研究，我们能够更好地理解分子的特性以及它们之间的相互作用。

在范德华方程式中，两个分子之间的相互作用能量取决于它们之间的距离和分子的极性。

具体来说，如果相互作用分子的极性不同，则相互作用能量为吸引作用；如果相互作用分子极性相同，则相互作用能量为斥力作用。

在范德华方程式中，分子之间的相互作用能够量化，表现为一个数值，拥有非常高的准确度。

范德华方程式在实践应用中经常遇到的问题是需要考虑分子间的相互作用力和吸附现象。

在工业生产和化学实验中，分子之间的相互作用力和吸附现象往往是必须考虑的重要因素。

通过范德华方程式的研究可以得出这些物理现象的量化数据，这些数据可以帮助科学家更好地理解分子间作用和现象，并为他们的实验和生产提供指导。

除了应用方面，范德华方程式在基础物理学的发展中也占据着重要的地位。

在试图理解分子间相互作用力和物理现象的基本特征、规律的过程中，范德华方程式提供了一个理论框架，使得物理学家能够将它们的观察结果跟理论分析相联系起来。

范德华方程式可以帮助我们更好地理解分子的物理性质，并为我们进一步探索微观世界的规律提供支持。

总之，范德华方程式是描述分子间相互作用力的重要数学公式，具有广泛的实际应用价值和理论价值。

范德华方程式不仅可以为我们理解分子间作用力以及各种物理现象提供指导，同时也对我们探索微观世界的规律具有重要的意义。

实际气体的范德华方程是如何推导出来的实际气体的范德华方程是描述气体行为的重要方程之一，它是由荷兰物理学家约翰·德·范德华于1873年提出的。

范德华方程是在理想气体状态方程的基础上进行修正和拓展的，可以更准确地描述实际气体的性质和行为。

在推导范德华方程之前，我们先简要回顾一下理想气体状态方程。

理想气体状态方程是描述气体行为的基本方程，它建立了气体的压力、体积和温度之间的关系。

根据理想气体状态方程，可以得到PV = nRT，其中P表示气体的压力，V表示气体的体积，n表示气体的物质量，R表示气体常数，T表示气体的温度。

然而，理想气体状态方程假设气体分子之间没有相互作用力，忽略了分子之间的吸引力和斥力，因此只适用于低密度和高温的气体。

为了更准确地描述实际气体的行为，范德华引入了修正因子和吸引力势能的概念，提出了范德华方程。

范德华方程的推导基于气体分子之间的范德华力。

范德华力是一种分子间的吸引力，它是由于分子之间的瞬时诱导极化而产生的。

范德华力的大小与分子的极化程度和距离的六次方成反比。

在气体的高温和低密度条件下，范德华力对气体性质的影响非常小，可以忽略不计。

但在低温和高密度条件下，范德华力成为主导因素，需要进行修正。

为了修正理想气体状态方程，范德华引入了修正因子b和吸引力势能项an^2/V^2。

修正因子b考虑了气体分子体积对气体压力的影响，它是一个与分子数密度有关的常数。

吸引力势能项an^2/V^2考虑了范德华力对气体压力的修正，其中a是与气体分子之间相互作用力有关的常数。

将修正因子b和吸引力势能项an^2/V^2加入理想气体状态方程中，得到修正后的范德华方程：(P + an^2/V^2)(V - nb) = nRT。

范德华方程在描述实际气体的压力、体积和温度之间的关系时，考虑了分子间的吸引力和体积效应，能够更准确地预测气体的性质和行为。

范德华方程的推导过程涉及了一些复杂的物理和数学知识，包括分子间力的作用机制、统计力学的基本原理等。

范德华力（vanderWaalsforce）中性原子之间通过瞬间静电相互作用产生的一种弱的分子之间的力。

当两个原子之间的距离为它们的范德华半径之和时，范德华引力最强。

强的范德华排斥作用可以防止原子相互靠近。

Van der Waals force又译：范德瓦耳斯力一范德华力是存在于分子间的一种吸引力，它比化学键弱得多。

一般来说，某物质的范德华力越大，则它的熔点、沸点就越高。

对于组成和结构相似的物质，范德华力一般随着相对分子质量的增大而增强。

氨气，氯气，二氧化碳等气体在降低温度、增大压强时能够凝结成液态或固态，就是由于存在分子间作用力。

二范德华力也叫分子间力。

分子型物质能由气态转变为液态，由液态转变为固态，这说明分子间存在着相互作用力，这种作用力称为分子间力或范德华力。

分子间力有三种来源，即色散力、诱导力和取向力。

色散力是分子的瞬时偶极间的作用力，它的大小与分子的变形性等因素有关。

一般分子量愈大，分子内所含的电子数愈多，分子的变形性愈大，色散力亦愈大。

诱导力是分子的固有偶极与诱导偶极间的作用力，它的大小与分子的极性和变形性等有关。

取向力是分子的固有偶极间的作用力，它的大小与分子的极性和温度有关。

极性分子的偶极矩愈大，取向力愈大；温度愈高，取向力愈小.在极性分子间有色散力，诱导力和取向力；在极性分子与非极性分子间有色散力和诱导力；在非极性分子间只有色散力。

实验证明，对大多数分子来说，色散力是主要的；只有偶极矩很大的分子(如水)，取向力才是主要的；而诱导力通常是很小的。

三在物质的聚集态中，分子间存在着一种较弱的吸引力，作用能的大小一般只有每摩尔几千焦至几十千焦，比化学键的键能小1～2个数量级，亦称范德华引力或范氏力。

它由三部分作用力组成：①当极性分子相互接近时，它们的固有偶极将同极相斥而异极相吸，定向排列，产生分子间的作用力，叫做取向力。

偶极矩越大，取向力越大。

②当极性分子与非极性分子相互接近时，非极性分子在极性分子的固有偶极的作用下，发生极化，产生诱导偶极，然后诱导偶极与固有偶极相互吸引而产生分子间的作用力，叫做诱导力。

范德华力与氢键1. 介绍范德华力（van der Waals force）是指分子之间相互作用的力，具有引力和斥力两种形式。

而氢键是一种特殊的范德华力，它是由两个分子中的氢原子与一个较电负的原子之间的非共价相互作用所引起。

本文将详细介绍范德华力和氢键的定义、特点、形成机制以及在化学、生物学等领域的应用。

2. 范德华力的定义和特点范德华力是一种微弱但重要的相互作用力，它起源于分子之间的极化和诱导极化。

这种相互作用力对于形成分子间聚集、液态和固态的性质至关重要。

范德华力主要分为两种：引力和斥力。

引力是由于分子间的电子和原子核之间的吸引力造成的，而斥力则是由于两个分子中的电子云之间的排斥力造成的。

虽然单个范德华力很弱，但是当许多分子之间的范德华力相互叠加时，就能够产生显著的相互作用力。

3. 氢键的定义和特点氢键是一种特殊的范德华力，它在分子和分子之间形成，并且具有较大的方向性。

氢键通常是在一个分子中的氢原子与另一个分子中的较电负的原子（如氮、氧或氟）之间形成的。

氢键的特点包括：•方向性：氢键有一个明确的方向，其形成的角度、距离以及参与的原子之间的位置是非常规定的。

•强度：氢键通常比普通的范德华力要强，但比化学键要弱。

•形成机制：氢键的形成涉及到氢原子的部分正电荷与较电负的原子之间的相互作用。

4. 氢键的形成机制氢键的形成涉及到三个主要的因素：电荷分布、电负性和距离。

首先，氢键的形成需要一个带正电的氢原子。

在某些分子中，氢原子与较电负的原子之间的共价键被极化，导致氢原子带有部分正电荷。

其次，氢键的形成需要至少一个较电负的原子（如氮、氧或氟）。

这些原子具有部分负电荷，可以与氢原子的正电荷形成相互吸引的作用。

最后，氢键的形成还要考虑原子间的距离。

通常来说，氢键的形成需要两个原子之间的距离在0.2到0.5纳米之间。

5. 氢键在化学和生物学中的应用氢键在化学和生物学中具有广泛的应用。

以下是一些例子：•化学反应：氢键在化学反应中可以作为催化剂，在反应物分子之间提供稳定的相互作用力，促进反应的进行。

医用化学常见公式总结(实用5篇)医用化学常见公式总结第1篇计算电解质溶液依数性的校正因子 i 与解离度的关系: α = i -1 (适用于1-1AB型) 离子强度是溶液中所有离子产生的电场强度的量度: I= Σbi z i2298K时 I 与γ±的关系：lg γ± = – |z+ z–|(适用于I < • kg–1 的极稀水溶液)活度与理论浓度的关系a = γ•酸碱质子理论：酸碱的定义、共轭关系、反应实质、酸碱的强度。

质子酸、质子碱、两性物质的判断；共轭酸碱对。

H2PO4--的共轭酸：H3PO4 H2PO4-的共轭碱：HPO42-[Fe(H2O)6]3+的共轭碱：[Fe(OH)(H2O)5]2+酸解离常数Ka、碱解离常数Kb的影响因素：本性、温度。

影响酸碱平衡的因素：浓度（稀释定律）、同离子效应和盐效应。

弱酸、弱碱的解离平衡：部分解离；分步电离，以第一步为主。

解离度α的影响因素：本性、温度、浓度。

同离子效应的定性判断、定量计算。

有关离子浓度的计算（重点）一元酸碱: 近似式、最简式及使用条件。

多元酸碱: 按一元酸碱计算。

两性物质二元弱酸的酸根阴离子浓度近似等于Ka2难溶电解质的沉淀溶解平衡（重点）溶度积与溶解度的关系和换算溶度积规则沉淀溶解平衡的移动。

Ip = Ksp 饱和溶液平衡状态Ip < Ksp 不饱和溶液沉淀溶解Ip > Ksp 过饱和溶液沉淀析出开始沉淀： Ip = Ksp沉淀完全：剩余离子浓度c ≤×10-5 mol·L-1Ksp的表达式以及Ksp与溶解度的相互换算；有同离子效应存在时溶解度的计算.掌握AB型、A2B或AB2型和A3B或AB3型的计算公式。

医用化学常见公式总结第2篇适用于微量及痕量组分的测定。

标准曲线法：配制一个溶液作吸收曲线获得λmax；配制一系列溶液作标准工作曲线；测定未知溶液Ax获得Cx 。

吸收光谱（吸收曲线）：以波长λ为横坐标，吸光度A为纵坐标所得的曲线。

化学键氢键范德华力
化学键是分子间相互作用的强力连接,是构成化合物的基本结构单位。

常见的化学键包括离子键、共价键和范德华力。

氢键是一种特殊的化学键,由两个原子之间共享一对电子,形成一个共享电子对的分子。

这种特殊的化学键可以在某些情况下比其他的化学键产生更强的相互作用力。

范德华力是分子间相互作用力的一种,是分子间的相互作用力中最强的一种。

范德华力通常被定义为单位面积上作用力的大小,其大小取决于分子的形状、电荷分布和距离。

范德华力是描述分子间相互作用力的一个常用公式,可以将分子间的相互作用力转化为力臂的长度。

氢键和范德华力都是分子间相互作用力的一种,它们对于理解分子的结构和性质具有重要意义。

在分子中,氢键和范德华力通常会相互作用以创建一个稳定的化学结构,例如离子化合物、共价化合物和分子晶体等。

范德华力范德华是一种化学名词，是指存在于分子间的一种吸引力。

对于组成和结构相似的物质，范德华力一般随着相对分子质量的增大而增强。

Van Der Waals Force一分子间作用力又被称为范德华力，按其实质来说是一种电性的吸引力，因此考察分子间作用力的起源就得研究物质分子的电性及分子结构。

分子间作用力示意图二分子间作用力分类定义：范德华力（又称分子作用力）产生于2 分子或原子之间的静电相互作用。

其能量计算的经验方程为:U =B/r 12- A/r 6 (对于2 个碳原子间,其参数值为B =11.5 ×10-6 kJnm12/ mol ；A=5.96 × 10-3 kJnm6/mol；不同原子间A、B 有不同取值 12和6为公式的上角标，百度词条无法区别上下脚标）当两原子彼此紧密靠近电子云相互重叠时，发生强烈排斥，排斥力与距离12 次方成反比。

图中低点是范德华力维持的距离作用力最大，称范德华半径。

[1]范德华力又可以分为三种作用力：诱导力、色散力和取向力。

诱导力诱导力（induction force）在极性分子和非极性分子之间以及极性分子和极性分子之间都存在诱导力。

由于极性分子偶极所产生的电场对非极性分子发生影响，使非极性分子电子云变形(即电子云被吸向极性分子偶极的正电的一极)，结果使非极性分子的电子云与原子核发生相对位移，本来非极性分子中的正、负电荷重心是重合的，相对位移后就不再重合，使非极性分子产生了偶极。

这种电荷重心的相对位移叫做“变形”，因变形而产生的偶极，叫做诱导偶极，以区别于极性分子中原有的固有偶极。

诱导偶极和固有偶极就相互吸引，这种由于诱导偶极而产生的作用力，叫做诱导力。

在极性分子和极性分子之间，除了取向力外，由于极性分子的相互影响，每个分子也会发生变形，产生诱导偶极。

其结果使分子的偶极距增大，既具有取向力又具有诱导力。

在阳离子和阴离子之间也会出现诱导力。

诱导力与极性分子偶极矩的平方成正比。

氯化氢的范德华常数1.引言1.1 概述氯化氢（HCl）是一种常见的无机化合物，由氢原子和氯原子组成。

在化学中，范德华力是分子间相互作用的一种力量。

范德华力是由分子之间的电荷分布引起的。

当分子靠近时，它们的电子云会发生相互吸引，这种相互吸引的力量就是范德华力。

氯化氢的分子结构简单，由一氢原子和一氯原子组成。

氯原子比氢原子具有更高的电负性，因此，氯原子对电子云的吸引力更强。

这导致氯化氢分子中氢原子的电子云部分偏向氯原子，形成了偶极矩。

这种偶极矩使得氯化氢分子可以和其他分子之间形成范德华力相互作用。

在研究氯化氢的范德华常数时，我们需要考虑其分子结构以及范德华力的特性。

了解氯化氢分子的结构和范德华力的作用机制可以帮助我们更好地理解其范德华常数的计算和应用。

通过研究氯化氢的范德华常数，我们可以更深入地了解分子间相互作用力的性质和重要性。

总之，本文将重点探讨氯化氢的范德华常数。

通过理解范德华力的性质以及氯化氢分子的结构，我们可以更好地计算和理解氯化氢的范德华常数，并对其在化学领域中的应用进行探讨。

1.2文章结构文章结构部分的内容可以包括以下内容：文章结构部分的目的是介绍文章的整体结构和各个部分的内容安排，以帮助读者了解文章的整体构架和逻辑。

首先，本文共分为三个大部分：引言、正文和结论。

每个大部分下面分别有若干小节，用于详细叙述相关的内容。

引言部分主要包括三个子节：概述、文章结构和目的。

概述部分对氯化氢的范德华常数进行简要介绍，引起读者的兴趣。

在文章结构部分，将介绍本文的整体结构以及各个部分的内容安排，让读者对整篇文章有个整体的认识。

目的部分则明确说明文章的目标和意义，即通过对氯化氢的范德华常数的计算和分析，探讨其分子结构和性质。

正文部分包括两个子节：理解范德华力和氯化氢的分子结构。

理解范德华力一节将介绍范德华力的概念、特点和作用，以便理解后文对氯化氢的范德华常数的讨论。

氯化氢的分子结构一节将详细描述氯化氢分子的组成、结构和性质，为后文的范德华常数的计算提供必要的背景知识。

范德华(J.D.vanderwaals1837—1923)荷兰物理学家。

青年时代家境贫寒，无力入学读书。

在工作之余，刻若钻研，自学成才，1874年他的论文“论液态和气态的连续性”引起了学术界的关注。

并获得了莱顿大学的博士学位。

经过研究，他认识到如果假定气体分子不占有体积，而且分子之间不存在引力，则可从气体分子运动论得出理想气体的状态方程，但是，这两项假定不符合事实。

1881年，他给这个方程引入两个参量，分别表示分子的大小和引力，得出一个更准确的方程即范德华方程。

他还研究了毛细作用，对附着力进行了计算。

他在研究物质三态(气、液、固)相互转化的条件时，推导出临界点的计算公式，计算结果与实验结果相符。

1877—1910年任阿姆斯特丹大学教授。

1910年因研究气态和液态方程获诺贝尔物理学奖。

原子间和分子间的吸引力被命名为范德华力。

1873年他最先假设了这种力，以研究关于真实气体的理论范德华方程范德华方程是范德瓦耳斯方程的另一种翻译，简称范氏方程，是荷兰物理学家范德瓦耳斯（van der Waals，又译“范德华”、“凡德瓦耳”）于1873年提出的一种实际气体状态方程。

范氏方程是对理想气体状态方程的一种改进，特点在于将被理想气体模型所忽略的的气体分子自身大小和分子之间的相互作用力考虑进来，以便更好地描述气体的宏观物理性质。

范德华方程式具体形式为更常用的形式为(N=摩尔数)式中p为气体的压强a'为度量分子间重力的唯象参数b'为单个分子本身包含的体积v为每个分子平均占有的空间大小（即气体的体积除以总分子数量）; k为波兹曼常数T绝对温度在第二个方程式里V为总体积a为度量分子间重力的参数b为1摩尔分子本身包含的体积之和b= NAb', R为普适气体常数NA为阿伏加德罗常数. 下表列出了部分气体的a，b的值范德华方程常用的形式(N=摩尔数)在一般形式的范氏方程中，常数a和b 因气体/流体种类而异，但我们可以通过改变方程的形式，得到一种适用于所有气体/流体的普适形式。

真实气体范德华状态方程及其修正式的改写式以《真实气体范德华状态方程及其修正式的改写式》为标题，本文首先将介绍范德华状态方程及其修正式，其次指出修正式的改写式对真实气体的重要性，最后介绍修正式改写式被应用于真实气体的运用。

范德华状态方程是一种描述气体力学性质的数学工具，于1873年由范德华首次提出，其方程式可记作：PV=RT，其中P为压力，V为体积，R为常数，T为温度。

范德华方程反映了气体之间压力、体积、温度以及分子组成之间密切的关系，被广泛应用于化学及物理学工作中。

虽然范德华方程最初只适用于理想气体，但最终也被拓展用于真实气体。

针对真实气体，开发者们发现范德华方程的计算结果高出实际测量数值。

为此，他们做出了范德华状态方程的改进，即修正式。

修正式对范德华方程进行了补充，修正式的公式可记作：PVn=RTRT，其中，n是真实气体的比体积压缩系数，RT是真实气体的体积系数。

修正式的改写式扩展了范德华方程的应用，使得它能够被用在真实气体上，从而更准确地表示气体力学性质。

修正式采用了比体积压缩系数（n）及体积系数（RT）来反映真实气体的体积压缩及温度变化特性，能够更准确地反映出气体力学性质及变化规律，是真实气体的重要表达方式。

修正式改写式在真实气体的应用上广泛引用。

它可以用来计算温度、压力等物理参数的变化，并可以帮助我们准确预测气体的性能、反应，甚至可以作为更复杂的数值分析的基础。

例如，范德华方程及其改写式被用于预测气体的活化能、流量、压缩数及热力学性质等，并被应用于内燃机、气体分析及气体混合物等领域。

综上所述，范德华方程及其修正式改写式对真实气体的重要性不言而喻，它们能够准确地预测气体的性能及运行规律，并深入到气体的物理表达上，相当于对气体一种精准的描述。

因此，从实际应用的角度来看，修正式改写式是极其重要的，它使得范德华方程不仅仅可以应用在理想气体上，也可以应用在真实气体中，从而有效提升气体力学性质的精确性及标准化。

1 范德华力的计算模型1.1 Lennard-Jones 理论范德华力由三个部分组成：取向力、诱导力和色散力。

取向力，即极性分子晶体的结合力，是由于极性分子在永久点偶极矩而产生的。

诱导力是诱导偶极矩于极性分子偶极矩之间的作用力。

非极性分子之间存在着瞬间、周期变化的偶极矩，这种瞬间偶极矩间的相互作用产生了非极性分子晶体的结合力，即色散力。

一般情况下，对于非极性分子，或惰性元素的单原子分子来说，只存在色散力。

而对于极性分子来说，则上述三种力都存在。

但是不管哪一种力，引起的吸引能均与分子间距r 的6次方成反比，即：6rAU att -= (1) 当两分子靠得很近时，同样也会参数排斥力，排斥能与分子间距r 的12次方成反比，即：12r BU rep =(2) 因此，两分子间的吸引力和排斥力产生的能力可表示为：126rB r A U +-= (3) 而常用的表示方式为：⎥⎥⎦⎤⎢⎢⎣⎡⎪⎭⎫ ⎝⎛-⎪⎭⎫ ⎝⎛=6124r r U σσε (5)式中，61⎪⎭⎫⎝⎛=A B σ，B A 42=ε 式(5)就是Lennard-Jones 势能。

忽略高阶项，分子间的相互作用势能可表示为：6z U Λ-= (6) 其中，Λ为常数，z 为分子间的距离。

如图1，范德华力的总势能表示为：()[]()[]⎰⎰+-+-''---'-Λ-=2211522222122r R r R r R r R vdwr drd r r R r r r r R n E π (7)图1 两个粒子间的相互作用示意图其中，n 表示单位体积中包含的分子数。

上式可进一步表示为：()()()()⎥⎦⎤⎢⎣⎡--+-+--++--=22122212221*********ln 226r r R r r R r r R r r r r R r r H E vdw(8) 式中，Λ=22πn H 是Hamaker 。

上式中，假设∞→2r ，如图2，就能得到粒子和平面之间相互作用的势能和范德华力：()⎥⎦⎤⎢⎣⎡++++-=d z d d z d z d HE vdw ln 226(9) ()⎥⎦⎤⎢⎣⎡++-++=d z d z d z d zd HF vdw ln 122622 (10) 式中，d=2r 。

范德华力温度范德华力是一种重要的物理力学概念，是描述物质状态的一个重要参数，往往用于表征溶液混合物中分子间作用力强弱的程度。

本文将详细介绍范德华力的概念、类型、计算方法以及温度对范德华力的影响等内容。

一、范德华力的概念范德华力是指作用于分子之间的吸引力和斥力的总和，这些力是由分子间的瞬时偶极、润湿和分散力等引起的，并且它们随着分子间距离的改变而变化。

范德华力是导致分子间相互作用的主要力之一，它对溶液及其它混合物的性质具有很大的影响，从而影响着化学反应的进行和反应速率的快慢。

范德华力主要有三种类型：1. 瞬时偶极力：由于分子中电子的热运动引起的不对称性导致电子云的分布不均匀，从而产生不稳定的偶极矩。

这种偶极矩在与邻近分子接触时，会引起相邻分子中电子云的结构发生变化，从而产生吸引力和斥力。

2. 润湿力：是指溶液和固体之间的相互作用力，它是由于分子表面的摩擦力或表面张力引起的。

对于液体，润湿力主要是由于分子间作用力、表面张力和形态的相互作用力。

而对于固体表面，润湿力主要是由于表面活性剂或润滑膜的存在引起的。

3. 分散力：是指分子间的范德华力，通过分散力可以推断出溶液的热力学势能，它主要由于分子之间的电子云相互作用而产生，是一种引力作用。

分散力的大小是由于分子之间的距离和分子极性不对称性导致的。

三、范德华力的计算方法范德华力的计算可通过稳态和非稳态方法来进行。

其中，基于稳态方法可以运用蒙特卡罗模拟、分子轨迹法、分子动力学、量子化学等方法进行。

而基于非稳态方法可利用虚拟能级耗散过程、分子激光等方法。

此外，还可以通过求解溶液混合物中分子的具体位置和能量等基本参数，进而计算出范德华力的值。

温度对范德华力有着很大的影响，随着温度增加，分子的热运动增强，这种热运动引起的分子间距离的变化会导致分子间的相互作用力的变化。

因此，范德华力的大小随着温度的升高而减小。

结论：范德华力是液态物质混合物中分子间作用力的重要参数，它涉及到瞬时偶极、润湿和分散等力。