Ə. A.ƏLBƏndov

2.5. KOVALENT RADĐUSLAR 

 

 Kimyəvi rabitənin tərtibinə görə kovalent radiusları birqat, 

ikiqat  və  üçqat  rabitəli  kovalent  radiuslara  ayırmaq  olar.  Mə-

sələn,  Cl–Cl  rabitəsinin uzunluğu  1,988A

0_ 

dır. Deməli,  xlorun 

birqat rabitəli kovalent radiusu 1,988 : 2 = 0,99A

0

 -ə bərabərdir. 

Uyğun olaraq almazda C – C  rabitəsinin uzunluğu (1,54A

0

) əsa-

sında karbonun birqat rabitəli kovalent radiusunu (0,77A

0

) asan-

lıqla tapmaq olar. 

Aşağıda bir sıra element atomlarının birqat rabitəli kovalent 

radiusları verilmişdir: 

 

 

102

   Element:                  H       C        N       O        F         Si         P       S        Cl 

 

  Kov. radiusu, A

0

:   0,28    0,77   0,70   0, 66   0,64   1,17    1,10    1,04   0,99   

  

Göstərilən rəqəmlərdən istifadə edərək kifayət qədər dəqiq-

liklə heteroatomlu rabitənin uzunluğunu nəzəri hesablamaq olar. 

Məsələn: 

             

Rabitə:      C – Si                                                      P – Cl 

 

 Kov. radius.   A

0

:   0,77 + 1,17 = 1,94 (1,87);           1,10 + 0,99 = 2,09 (2,04) 

 

                            C – Cl                         

            0,77 + 0,99 = 1,76 (1,77) 

 

Mötərizədə rabitələrin uzunluğunun təcrübi qiymətləri veril-

mişdir. 

Đki və üçqat rabitələrin uzunluğu məlumdur ki, birqat rabitə-

lərin uzunluğundan həmişə kiçik olur. Bunu aşağıdakı misaldan 

aydın görmək olar: 

 

  d

N

≡

N 

 = 1,10A

0

;      d

N = N  

= 1,25A

0

;       d

N – N  

= 1,45A

0

 

 

Bu  rəqəmləri  ikiyə  bölməklə  uyğun  olaraq  azotun  üçqat, 

ikiqat  və  birqat  rabitəli kovalent  radiuslarını  (0,55A

0

,  0,625A

0

; 

0,725A

0

) müəyyən etmək olar. 

Hibridləşmə atomların kovalent radiusuna təsir göstərir. Be-

lə ki, s-orbital p-orbitala nisbətən daha sıxılmış vəziyyətdə oldu-

ğundan  hibridləşmədə  s-  elektron  payının  artması  radiusun  ki-

çilməsinə səbəb olur. Məsələn, sp

3

, sp

2

 və sp-hibridləşmiş hallar 

üçün karbonun kovalent radiusları uyğun olaraq 0,77A

0

, 0,75A

0

 

və 0,70A

0

-dır. 

Heteroatomlu  rabitədə  atomların  elektromənfilikləri  arasın-

dakı fərq böyük olarsa rabitənin uzunluğu bu atomların kovalent 

radiusları cəmindən bir o qədər kiçik olar. Məsələn, CF

4

-də C – 

F  rabitəsinin  uzunluğu  1,32A

0

  olduğu  halda  bu  elementlərin 

kovalent radiusları cəmi 0,77 + 0,64 = 1,41A

0

-dır.    

 

103

2.6. VALENT RABĐTƏLƏR METODU ĐLƏ MOLEKULYAR 

ORBĐTALLAR METODUNUN MÜQAYĐSƏSĐ 

 

VR və MO metodlarının hər ikisi təqribi metod olub kova-

lent  rabitənin  şərhində  ümumi  və  fərqli  cəhətlərə  malikdirlər. 

Ümumi cəhətlərə aşağıdakılar daxildir: 

1. Hər iki metod rabitənin əmələ gəlməsini qarşılıqlı təsirdə 

olan atomların rabitələndirici elektronlarının dalğa funksiyaları-

nın  toplanması,  yəni  orbitalların  qapanması  hesabına  nüvələr-

arası oblastda elektron sıxlığının mərkəzləşməsi ilə izah edir. 

2.  Hər  iki  metoda  görə

σ

  və

π

-rabitələr  bir-birindən  həm 

orbitalların  qapanma  xarakterinə  və  həm  də  simmetriyalarına 

görə fərqlənir. 

Yuxarıda  göstərilən  ümumi  cəhətlər  ikimərkəzli  ikielek-

tronlu  rabitələrə  aiddir.  Çünki  VR  metodunu  çoxmərkəzli  və 

çoxelektronlu  rabitələrə  prinsipcə  aid  etmək  olmur.  Hər  iki 

metodun ayrı-ayrılıqda üstün və çatışmayan cəhətləri vardır. Bu 

metodlar  içərisində  MO  metodu  daha    ümumi  və  universaldır. 

MO  metodu  molekulda  bütün  nüvələri  əhatə  edən  tamamilə 

delokallaşmış 

π

-rabitənin, 

σ

-tipli çoxmərkəzli rabitələrin, tək-

elektronlu rabitənin, molekulların maqnit və s. xassələrinin iza-

hında müasir nəzəriyyə hesab olunur. Bu metod kimyəvi rabitə-

nin təsvirində molekullara vahid hissəcik kimi baxır. MO meto-

du molekulların quruluşunu nüvələrarası məsafənin, rabitə buca-

ğının  və  s.  dəyişməsi  zamanı  sistemin  enerjisinə  uyğun  gələn 

qiymətlərin dəyişmə vəziyyəti ilə müəyyən edir. 

Lakin qeyd etmək lazımdır ki, atomların müəyyən sayda ra-

bitələr əmələ gətirməsinin, rabitənin istiqamətliliyinin, maddələ-

rin  kimyəvi və kristallokimyəvi quruluşlarının, onların ayrı-ayrı 

hissələrində-fraqmentlərində  rabitənin  təbiətini,  bu  hissələrin 

reaksiyaya girmə qabiliyyətlərinin izahında və s. VR metodu ol-

duqca yüksək əyaniliyə malikdir. Odur ki, hazırda kimya prak-

tikasının nəzəri əsasını praktiki olaraq BR metodu təşkil edir. 

 

 

104

2.7. ĐON  RABĐTƏSĐ 

 

Đon  rabitəsı  müxtəlif  işarəli  ionlar  arasında  elektrostatik 

cazibə qüvvəsi hesabına yaranan rabitədir. Bəsit ionlar atomların 

elektron verməsi və qəbul etməsi hesabına əmələ gəlir. Müsbət 

yüklü ionları hər şeydən əvvəl aşağı ionlaşma potensialına malik 

elementlər,  xüsusi ilə IA və IIA qrup elementləri, mənfi yüklü 

ionları  isə  tipik  qeyri-metallar,  məsələn,  F,  Cl,  Br  və  I  əmələ 

qətirir. Odur ki, xarakterik ion birləşmələrə  göstərdiyimiz tipik 

metal və qeyri-metalların əmələ gətirdiyi birləşmələri misal gös-

tərə  bilərik.  Bu  elementlər  arasında  ion  rabitəsinin  əmələ  gəl-

məsini metalın elektron verərək müsbət  yüklü iona, qeyri-meta-

lın elektron qəbul edərək mənfi yüklu iona çevrilməsindən əmə-

lə gələn ionların elektrostatik cazibə qüvvəsi nəticəsi kimi hesab 

etmək olar. Oksigen, kükürd, karbon və bəzi digər elementlərə 

bir elektronun birləşməsi enerji ayrılması ilə baş verdiyi halda, 

növbəti  elektronun  birləşməsi  isə  mənfi  elektrona  qohumluqla 

xarakterizə olunduğundan çoxyüklü bəsit anionların əmələ  gəl-

məsi mümkün deyildir (bax 1.6). Odur ki, bəsit ionlardan əmələ 

gəlmiş birləşmələrin sayı o qədər də çox deyildir. Hətta tipik ion 

birləşmələr  olan  qələvi  metalların  hallogenidlərində  belə  ionlar 

arasında elektron sıxlığı sıfıra bərabər deyildir. 

Đon rabitəsinin istiqamətsizliyi və doymamışlığı. 

Müxtəlif 

adlı ionların bir-birini cəzb, eyni adlı ionların icə dəf etməsi ion 

birləşməsinin  stexiometrik  (miqdari)  tərkibini  müəyyən  edir. 

Đonlara  fəzada  bütün  istiqamətlərdə  qüvvə  sahəsi  bərabər  pay-

lanmış yüklü kürəcik kimi baxmaq olar (şək.2.24). Qdur ki, kim-

yəvi  rabitənin  əmələ  gəlməsində  ionlardan  heç  bir  istiqamət-

lənmə tələb olunmur. Bu baxımdan ion rabitəsi istiqamətlənmə-

miş  rabitədir. Bununla əlaqədar iki ionun qarşılıqlı təsiri onların 

qüvvə sahələrini tam kompensasiya edə bilmir. Buna görə də hər 

iki  işarədən  olan  ionlar  açıq  qalan  qüvvə  sahələrinin  hesabına 

bütün  istiqamətlər  üzrə  özlərinə  əks  işarəli  digər  ionları  cəzb-

etmə  qabiliyyətinə  malikdir.  Bu  baxımdan  da  ion  rabitəsi  doy-

mamış 

rabitədir. 

 

105

Đon birləşmələrinin quruluşu. 

Đon rabitəsinin istiqamətlən-

məmiş  və  doymamış  olması  nəticəsi  olaraq  ionun  öz  ətrafında 

mümkün qədər çox sayda əks işarəli ionları koordinasiya etdir-

məsi energetik cəhətdən daha əlverişli hesab edilir. Lakin  müx-

təlif  adlı  ionların  bir-birini  cəzb,  eyniadlı  ionların  isə  bir-birini 

dəf  etməsi  nəticəsi  olaraq  ionların  müəyyən  koordinasiyasında 

sistem  özunün  maksimum  davamlılığını  təmın  etmiş  olur.  Đon 

birləşmələrdə hər ionun öz  ətrafinda  birləşdirdiyi digər ionların 

sayı  verilmış  ionun  koordinasiya  ədədi  adlanır.  Kovalent  rabi-

tədən  fərqli  olaraq  tipik  ion  birləşmələrdə  koordinasiya  ədədi 

ionların  elektron  quruluşlarından  asılı  olmayıb,  rabitədə  iştirak 

edən  ionların  radiusları  nisbətindən  asılıdır.  Belə  ki,  ion  ra-

diuslarının  nısbəti  0,41-0,73  olduqda  ionlar  oktaedrik,  0,73  - 

1,37  olduqda  isə  kub  koordinasiyaya  malik  olurlar.  Məsələn,  

Na

+

  və  Cl

-

  ionlarının  radiusları:   

                

       

         

         

 

 

 

 

 

Səkil 2.24

. Đki müxtəlif adlı  ionların elektrik 

qüvvə 

sahələrinin paylanması 

 

r 

(Na

+

=0,96A

0

, r (Cl

-

) = 0,81A

0

) nisbətı 0,54 olduğundan NaCl-

də  ionlar  oktaedrik  koordinasiyaya  malik  olurlar  (şək.2.25a). 

Đonların belə qarşılıqlı koordinasiyası müvafiq kristal qəfəslərin 

meydana  çıxmasına  səbəb  olur.  Göstərdiyimiz  misalda  Na

+

  və 

Cl

-

  ionları  oktaedrik  koordinasiyaya  malik  olduqlarından  kub 

qəfəsli kristallar əmələ gətirirlər (şək.2.25b). Kub koordinasiyalı 

ionlar  isə  həcmi  mərkəzləşmiş  kristal  qəfəsə  (məsələn,  CsCl) 

malik olurlar.     

 

106

Çox  yüklü  bəsit  anionların  əmələ  gəlməsi  qeyd  etdiyimiz 

kimi energetik baxımdan qeyri-mümkün olduğundan metalların 

oksidlərində, sulfidlərində və s. rabitə “təmiz” ion rabitəsi olma-

yıb müəyyən dərəcə kovalent xarakter daşıyır. Ancaq çoxyüklü 

mənfi  ionlar:  SO

4

2-

,  CO

3

2-

,  PO

4

3-

  və  s.  energetik  cəhətdən  da-

vamlıdır, çünki bu ionlarda hər bir atoma düşən mənfi yük elek-

tronun  yükünü kecmir.  Hətta tipik ion birləşmələrdə belə elek-

tronun  bir  atomdan  digərinə  keçməsi  baş  vermir.  Məsələn,  

NaCl-də  natrium və  xlora düşən  effektiv yük elektronun müt-

ləq  yükünün  ± 0,94-nə  bərabərdir. Bu, o deməkdir ki, NCl-də 

rabitənin 94%-i ion, 6%-i isə kovalent rabitə payından ibarətdir. 

Bunun  səbəbi ionların qarşılıqlı polyarlaşması ilə əlaqədardır. 

 

 

 

 

 

                   a                                                  b

      

Şəkil 2.25 

 

   a) NaCl-də ionların koordinasiyası              b) NaCl-ın kristal qəfəsi

 

                                 

Rabitə zamanı kationların nüvələri anionların nüvələrini dəf 

və  elektronlarını  cəzb  etdiyindən  və  anionlarda  həmin  təsiri 

kationlara  göstərdiyindən  onların  xarici  elektron  təbəqələri  de-

formasiyaya - dəyişikliyə uğrayır. Buna ionların qarşılıqlı defor-

masiyası  deyilir.  Kationların  radiusu  anionların  radiuslarından 

xeyli kiçik olduğundan  polyarlaşmaya məruz qalan əsasən ani-

onlar  olur.  Odur  ki,  kationların  polyarlaşması  praktiki  nəzərə 

alınmır.  Kationun  polyarlaşdırıcı  təsiri  nəticəsində  anionun  xa-

rici elektron buludu kationa doğru yer dəyişmiş olur. Bu prosesə 

 

107

anionun  elektron  yükünün  bir  hissəsinin  kationa  köçürülməsi 

kimi baxmaq olar. 

 Xarici elektron təbəqələrinin quruluşu oxşar olan eyni yük-

lü  ionların  polyarlaşma  qabiliyyəti  onların  ölçülərinin  artması 

üzrə artır. Məsələn: 

 

Li

+ 

< Na

+ 

< K< Rb

+ 

< Cs

+

;  F

-

< Cl

-

 < Br

-

< I

- 

       

Beləliklə,  polyarlaşma  nəticəsində  ionların  xarici  elektron  

buludları bir-birini müəyyən dərəcədə qapamış olur ki, bunun da 

nəticəsində  rabitə  müəyyən  dərəcə  kovalent  xarakter  daşımış 

olur. Odur ki, təmiz ion rabitəsi mövcud deyildir. 

Đon birləşmələr adi şəraitdə kristal maddələrdir, yüksək əri-

mə  və  qaynama  temperaturlarına  malik  olub,  polyar  həlledici-

lərdə, məsələn, suda həll olmağa meyl göstərirlər, ərimiş və sulu 

məhlulları elektrik cərəyanını keçirirlər. 

Đon birləşmələrə əksər duzları, əsasları, qələvı və qələvi-tor-

paq metallarının hidridlərini və s. misal göstərə bilərik. 

Đon  radiusları.

  Đon  radiuslarını  da  kovalent  radiusların  tə-

yinində olduğu kimi, ionlararası məsafənin–rabitənin uzunluğu-

nu ölçməklə hesablamaq olar. Đonlara sferik simmetriyaya malik 

sıxılmayan  kürəciklər  kimi  baxıldığından  kristalda  ionlararası  

məsafəyə onların radiusları cəmi kimi baxılır: 

 

d = r

+

 + r

 –

 

 

Müxtəlif birləşmələr üçün ionlararası məsafənin müqayisəsi 

göstərir ki, həqiqətən də ionların radiusları kifayət qədər dəqiq-

liklə sabit ədədlərlə xarakterizə olunur. Məsələn, bunu NaF, KF, 

NaCl,  KCl,  NaBr,  KBr,  NaI  və  KI-də  K

+

  və  Na

+

  -ionlarının 

radiusları fərqindən aydın görmək olar: 

       

F

Na

F

K

Na

K

d

d

r

r

−

−

−

=

−

+

+

 

 

= 0,35A

0 

 

                       

           

Cl

Na

Cl

K

Na

K

d

d

r

r

−

−

−

=

−

+

+

 = 0,33A

0 

 

 

108

            

Br

Na

Br

K

Na

K

d

d

r

r

−

−

−

=

−

+

+

  = 0,30A

0

 

         

            

I

Na

I

K

Na

K

d

d

r

r

−

−

−

=

−

+

+

  =  0,30A

0 

 

 

Polinq ionlararası məsafə əsasında ionların radiuslarını mü-

əyyən etmək üçün ümumi metod təklif etmişdir. O, müəyyən et-

mişdir  ki,  eyni  təsirsiz  qazın  quruluşuna  malik  iki  ionun, 

məsələn,  Na

+   

və  F

-

  -  ionlarının  radiusları  nisbəti  xarici  elek-

tronlara  təsir  edən  nüvələrin  effektiv  yüklərinin  nisbəti  ilə  tərs 

mütənasibdir. Nüvələrin effektiv yüklərini isə Sleytor tərəfindən 

irəli sürülmüş emprik ekranlaşma sabitləri əsasında hesablamaq 

olar.  Sleytor  qaydasına  görə  ikinci  elektron  təbəqəsində  olan 

elektronun digər elektronlar tərəfindən ekranlaşması nəticəsində 

nüvənin faktiki yükü 4,15 vahid azalmış olur. Deməli, Na

+

 və  F

-

 

-ionları üçün nüvələrin effektiv yükləri 11-4,15 = 6,85; 9-4,15 = 

4,85 olacaqdır. Onda Polinq qaydasına əsasən yaza bilərik: 

 

                      

+

+

K

Na

r

r

 =  

85

,

6

85

,

4

 = 0,71 

 

NaF-də 

=

+

−

+

F

Na

r

r

 2,31 olduğundan bu radiusların nisbə-

tindən istifadə edərək 

+

Na

r

 və 

−

F

r

 hesablaya bilərik: 

                           

                        

+

Na

r

 = 0,96A

0

 

                         

−

F

r

 = 1,35A

0

 

                          

                                

 

109

2.8. METAL RABĐTƏSĐ 

 

Metalları  digər  maddələrdən  kəskin  fərqləndirən  aşağıdakı 

xassələr onlarda rabitənin mahiyyətini izah etməyə imkan verir. 

1. Đstiliyi və elektriki yaxşı keçirməsi. 

2. Bütün metalların adi şəraitdə kristal halda (civədən başqa) 

olmaqla yanaşı kristalda atomların yüksək koordinasiyaya malik 

olması. 

Birinci xassə göstərir ki, metalı təşkil edən atomların elek-

tronlarının bir hissəsi “sərbəst” olub metalın həcmi boyu hərəkət 

etmək  imkanına  malikdir.  Metalın  kristal  qəfəsində  atomların  

yüksək koordinasiyaya malik olması isə göstərir ki, onlarda va-

lentlik  elektronları  ikielektronlu  rabitə  yaratmaq  üçün  kifayət 

deyildir. Məsələn, Li həcmi mərkəzləşmiş kub kristal qəfəsə ma-

likdir və qəfəsdə hər Li atomu 8 digər litium atomları ilə koor-

dinasiya  etmış  vəziyyətdədir  (şək.2.26).  Đkielektronlu  rabitənin 

əmələ gəlməsi üçün isə Li atomunun qonşu 8 litium atomları ilə 

əlaqələnmə imkanı 1s

1 

valentlik elektronundan ibarətdir. Göstə-

rilənlərdən aydın olur  ki, kovalent və  ion rabitədən fərqli  ola-

raq  metallarda  valentlik  elektronları  ikielektronlu  rabitə  yarat-

maq  üçün  azlıq  təşkil  etdiyindən  bu  elektronlar  bütün  atomlar  

üçün ümumi olub, atomlar arasında sərbəst hərəkət edərək onları 

bir-biri ilə əlaqələndirir. Kovalent rabitə ilə metal rabitəsi arasında 

 

                                      

    

                                                    

Şəkil 2.26. Li kristalında 

  

                                        

atomların yerləşməsi

 

                               

                                      

     

                                                                                                  

 

 

110

çox oxşarlıq vardır, çünki hər iki rabitə valentlik elektronlarının 

ümumiləşməsinə əsaslanır. Lakin metallarda ümumiləşmiş elek-

tronlar kristalı təşkil edən bütün atomlara xidmət etdiyindən ta-

mamilə delokallaşmışdır. Odur ki, kovalent rabitədən fərqli ola-

raq metal rabitəsi istiqamətliliyə və doymuşluğa malik deyildir. 

Metallarda  valent  elektronlarının  delokallığı  metal  rabitəsinin 

çoxmərkəzli  olmasının  nəticəsidir.  Rabitənin  belə  çoxmərkəz-

liliyi metalların istiliyi və elektriki yaxşı keçirməsini təmin egir. 

Beləliklə, metal rabitəsi valent elektronlarının ümumiləşmə-

sinə əsaslanan elektron defisitliyinə(azlığına) malik çoxmərkəzli 

rabitədir. 

Başqa  sözlə,  metala  bir-birilə  valentlik  elektronların-

dan ibarət kollektivləşmiş elektronlarla (elektron qazı) rabitələn-

miş  kationların  sıx  yerləşməsındən  alınan  kristal  sistem  kimi 

baxmaq olar. 

Metal rabitəsinin delokallıği ilə əlaqədar olaraq onun molekul-

yar orbitallar metodu ilə şərhi daha müasir hesab edilir (bax. 4.5).  

   

 

                            

                               

 

111

Üçüncü fəsil 

 

 

 

MOLEKULLARIN QARŞILIQLI TƏSĐR NÖVLƏRĐ. 

KOMPLEKS BĐRLƏŞMƏLƏR 

 

 

Valentdoymuş  elektroneytral  atomlar  və  molekullar  əlavə 

olaraq  bir-biri  ilə  qarşılıqlı  təsirdə  olmaq  qabiliyyətinə  malik-

dirlər.  Bu zaman molekulların qarşılıqlı təsir mexanizmi özünü 

geniş intervalda büruzə verə bilər. Məsələn, kompleksəmələgəl-

mədə orbitalların qapanması ilə baş verən molekullarin qarşılıqlı 

təsiri davamlı birləşmələrin əmələ gəlməsi ilə nəticələndiyi hal-

da  qarşılıqlı  təsirdə  olan  atom  orbitallarının  zəif  qapanması  ilə 

xarakterizə  olunan  hidrogen  rabitəsi  isə  az  enerji  effektinə  və 

gavamlılığa  malik  sistemlərin  meydana  çıxmasına  səbəb  olur. 

Orbitalların  qapanması  baş  verməyən,  molekullarin  məxsusi 

ölçülərindən böyük, başqa sözlə, bir neçə nanometr tərtibli mə-

safələrdə təsir göstərən molekullararası cazibə qüvvələri isə  çox 

zəif qüvvələr olub, olduqca az enerji effekti ilə xarakterizə olu-

nurlar.  Molekullararası  sonuncu  bu  qüvvələr  vandervaals  qüv-

vələri 

 adlanır. 

Molekullararası qüvvələri mahiyyət etibarilə elektrostatik və 

donor-akseptor

 qarşılıqlı təsir qüvvələrinə  ayırmaq olar. 

 

 

                      3.1 VANDERVAALS  QÜVVƏLƏRĐ 

              

Atom və molekullardan təşkil olunmuş elə sistemlər vardır 

ki,  onlarda  atomlararası  və  ya  molekullararası  qarşılıqlı  cazibə 

qüvvələrini kovalent, ion və metal rabitəsi anlayışları ilə izah et-

mək mümkün deyildir. Məsələn, təsirsiz qazların atomları sferik 

simmetriyalı  olub,  öz  aralarında  göstərilən  rabitə  tipindən  heç 

birini əmələ gətirə bilməz. Buna baxmayaraq mütləq sıfır tempe-

 

112

raturu  yaxınlığında  bu  qazların  atomları  arasında  ilişmə  qüv-

vələri təsir göstərir ki, bu da onların mayeləşməsinə və bərk hala 

keçməsinə səbəb olur. H

2

, O

2

, N

2

, Cl

2

, CH

4

 və s. bu kimi valent-

doymuş birləşmələrin aşağı temperaturlarda maye və bərk halı-

nın mövcudluğu xüsusi təbiətli molekullararası qüvvələrin varlı-

ğı  ilə  müəyyən  olunur.  Valentdoymuş  atom  və  molekullar  ara-

sında təsir göstərən belə qüvvələr əsas rabitə qüvvələri ilə mü-

qayisədə olduqca zəifdirlər. Məsələn, bərk xlorun süblimə ener-

jisi  5  kkal/mol  olduğu  halda,  Cl-Cl  kovalent  rabitə  enerjisi  57 

kkal/mol  təşkil  edir.  Yuxarıda  göstərilən  qüvvələrin  varlığı  ilk 

dəfə Vander-Vaals (Hollandiya, 1873) tərəfindən irəli sürülmüş 

və real qazların hal tənliyinə bu qüvvələri nəzərə alan əmsal da-

xil etmişdir. Odur ki, bu qüvvələr vandervaals qüvvələri adlanır-

lar.  Vandervaals  qüvvələri  elektrostatik  təbiətli  qüvvələr  olub 

oriyentasiya,  induksiya

  və  dispersiya  qüvvələri  adlanan  üç 

tərkib hissələrinə təsnif olunur.