ВА́АЛЬС ((Waals) Ян Дыдэрык ван дэр) (23.11.1837, г. Лейдэн, Нідэрланды — 9.3.1923),
нідэрландскі фізік. Чл. Нідэрландскай, Парыжскай, Берлінскай АН, Нацыянальнай АН ЗША. У 1862—65 вольны слухач Лейдэнскага ун-та. Праф. Амстэрдамскага ун-та (1877—1907). Навук. працы па малекулярнай фізіцы і нізкатэмпературных з’явах. Вывеў Ван-дэр-Ваальса ўраўненне і ўстанавіў неперарыўнасць газападобнага і вадкага станаў рэчыва. Разгледзеў пытанне пра малекулярныя сілы ў газападобным і вадкім станах у сувязі з будовай рэчываў. Распрацаваў тэорыю бінарных сумесяў і тэрмадынамічную тэорыю капілярнасці. Нобелеўская прэмія 1910.
Беларуская Энцыклапедыя (1996—2004, правапіс да 2008 г., часткова)
Ван-дэр-Ваальс Я. Д. 2/590; 10/397
Беларуская Савецкая Энцыклапедыя (1969—76, паказальнікі; правапіс да 2008 г., часткова)
ВАН-ДЭР-ВА́АЛЬСА ЎРАЎНЕ́ННЕ,
адно з першых ураўненняў стану рэальнага газу. Прапанаваў Я.Д. ван дэр Ваальс (1873). Улічвае канечнасць аб’ёму малекул і сілы ўзаемадзеяння паміж імі.
Для моля газу аб’ёмам V пры т-ры T і ціску p мае выгляд (p + a / V2) (V-b) = RT, дзе R — універсальная газавая пастаянная, a і b — эксперыментальныя канстанты для кожнага асобнага газу, абумоўленыя адхіленнем уласцівасцей рэальнага газу ад ідэальнага (a улічвае прыцяжэнне малекул у выніку міжмалекулярнага ўзаемадзеяння, b — адштурхоўванне малекул на блізкіх адлегласцях). Пры вял. V (моцна разрэджаны газ) Ван-дэр-Ваальса ўраўненне пераходзіць ва ўраўненне стану ідэальнага газу (гл.Клапейрона—Мендзялеева ўраўненне).
Беларуская Энцыклапедыя (1996—2004, правапіс да 2008 г., часткова)
МІЖМАЛЕКУЛЯ́РНАЕ ЎЗАЕМАДЗЕ́ЯННЕ,
узаемадзеянне паміж малекуламі з насычанымі хім. сувязямі. Існаванне М.ў. ўпершыню ўлічыў Я.Д.Ван дэр Ваальс пры тлумачэнні ўласцівасцей рэальных газаў і вадкасцей (гл.Ван-дэр-Ваальса ўраўненне). Асобны выпадак М.ў. — вадародная сувязь.
Характар М.ў. залежыць ад адлегласці паміж малекуламі (r). Пры вялікіх r (r≫l, дзе l — лінейныя памеры малекул, што ўзаемадзейнічаюць) электронныя абалонкі малекул не перакрываюцца, паміж малекуламі пераважаюць сілы прыцягнення (далёкадзейныя сілы), якія маюць эл. прыроду. Далёкадзейныя сілы падзяляюць на арыентацыйныя (сілы ўзаемадзеяння паміж палярнымі малекуламі), індукцыйныя (паміж палярнымі і непалярнымі малекуламі), дысперсійныя (паміж любымі малекуламі). Пры малых r (r∼l), калі электронныя абалонкі малекул перакрываюцца, пераважаюць сілы адштурхоўвання, якія з’яўляюцца кароткадзейнымі сіламі. Энергія адштурхоўвання залежыць ад r так, як у выпадку абменнага ўзаемадзеяння, што прыводзіць да ўтварэння хім. сувязі. М.ў. звычайна апісваецца патэнцыяльнай энергіяй узаемадзеяння U(r) (патэнцыялам М.ў.), а сіла ўзаемадзеяння ƒ — функцыяй ƒ = −dU(r)/dr. Тэарэт. вызначэнне залежнасці U(r) ці эксперым. вымярэнне ƒ практычна немагчымыя з-за вельмі вял. колькасці малекул, што ўзаемадзейнічаюць, і малых значэнняў r. Звычайна залежнасць U(r) падбіраюць эмпірычна так, каб праведзеныя з яе дапамогай разлікі розных характарыстык рэчыва адпавядалі эксперым. даным. М.ў. вывучаюць рознымі фіз. метадамі, асн. з іх: метад малекулярных пучкоў і дыфракцыйныя метады. Пры даследаванні М.ў. усё часцей выкарыстоўваюць разліковыя метады квантавай хіміі.
Літ.:
Межмолекулярные взаимодействия: От двухатомных молекул до биополимеров: Пер. с англ.М., 1981.
Крывая залежнасці патэнцыяльнай энергіі U(r) міжмалекулярнага ўзаемадзеяння ад адлегласці r паміж малекуламі; r = σ — найменшая магчымая адлегласць паміж нерухомымі малекуламі; ε — глыбіня патэнцыяльнай ямы (вызначае энергію сувязі малекул).
