Ван-дер-Ваальса газы

ТЕОРИЯ ван-дер-ваальса ГАЗЫ СО СЛОЖНЫМИ молекулами ТЕОРИЯ ДИССОЦИАЦИЙ газов [c.249]

При больших удельных объемах и сравнительно невысоких давлениях реального газа уравнение Ван-дер-Ваальса практически вырождается в уравнение состояния идеального газа Клапейрона, ибо величина a/v (по сравнению с р) и Ь (по сравнению с v) становятся пренебрежимо малыми. [c.10]

Уравнение Ван-дер-Ваальса с качественной стороны достаточно хорошо описывает свойства реального газа, но результаты численных расчетов не всегда согласуются с экспериментальными данными. В ряде случаев эти отклонения объясняются склонностью молекул реального газа к ассоциации в отдельные группы, состоящие из двух, трех и более молекул. Ассоциация происходит вследствие несимметричности внешнего электрического поля молекул. Образовавшиеся комплексы ведут себя как самостоятельные нестабильные частицы. При столкновениях они распадаются, затем вновь объединяются уже с другими молекулами и т. д. По мере повышения температуры концентрация комплексов с большим числом молекул быстро уменьшается, а доля одиночных молекул растет. Большую склонность к ассоциации проявляют полярные молекулы водяного пара. [c.10]

Ван-дер Ваальс один из первых сделал попытку видоизменить закон идеального газа с учетом отклонений на примере данных pvT для углекислого газа, полученных Эндрюсом. Он получил соотношение [c.165]

Несмотря на то что из уравнения состояния Ван-дер-Ваальса можно сразу предсказать, каково будет отклонение от поведения идеального газа, все же оно недостаточно для точной оценки количественных вычислений. Были получены развернутые урав- [c.166]

Термодина- мические величины Единица измерения i Идеальный газ i 1 Эксперимен- i 1 тальные дан- j ные. пример 7 Данные Ван-дер-Ваальса, пример 8 Фактор сжимаемости, пример 9 [c.177]

Следовательно, изменение теплоемкости углекислого газа при 100 °С между О и 184 аяш (р р = 2.52) составляет 6,63 кал/(л40 ь-°К) Повторяя вычисления для нескольких значений о, можно установить соотношение между Ср—С р и р р. Такое соотношение, основанное на уравнении Ван-дер-Ваальса, представлено на рис. 33 для сравнения с величинами, определенными по экспериментальным данным и обобщенного выражения фактора сжимаемости. По данным рис. 33, величина Ср— Ср при 1000 атм р р = = 13,7) равна 0,72 кал/ моль "К). [c.182]

Исходя из теоретических рассуждений, основанных на кинетической теории газов, Ван-дер-Ваальс предположил, что параметры в уравнении состояния для бинарной смеси могут быть выражены общим соотношением [c.223]

Явление сорбции [36, 61] возникает в результате действия сил притяжения между молекулами газа и атомами на поверхности твердого тела. Различают два вида адсорбции физическую и химическую. В первом случае силами сцепления являются только относительно слабые межмолекулярные силы типа сил Ван-дер-Ваальса, во втором происходит обмен электронами и формируются прочные химические связи между адсорбируемым веществом и твердым телом. Часто бывает так, что физическая адсорбция переходит в химическую, если температура возрастает достаточно для того чтобы обеспечить необходимую энергию активации процессу химической адсорбции. [c.89]

Молекулярная связь (или связь Ван-дер-Ваальса) возникает вследствие смещения электрических зарядов в молекулах и атомах и появления слабого электрического притяжения. Этот тип межатомной связи характерен для инертных газов с завершенными электронными оболочками. [c.6]

Наиболее простым и качественно верно отображающим поведение реального газа, является уравнение Ван-дер-Ваальса. [c.39]

Уравнение состояния Ван-дер Ваальса является одной из первых попыток аналитически описать свойства реальных газов. Это уравнение наглядно показывает качественные особенности реальных газов и их отличие от идеальных. [c.39]

В первом приближении Ван-дер-Ваальс ввел в свое уравнение две поправки, которые учитывают отклонение реального газа от идеального. [c.40]

Для 1 кмоль газа уравнение Ван-дер-Ваальса запишется [c.41]

Это отношение, обозначаемое Кк, называют критическим коэффициентом. Он для всех термодинамически подобных веществ, подчиняющихся уравнению Ван-дер-Ваальса, должен иметь постоянное значение, но опытные данные показывают, что значения Кк для различных реальных газов весьма отличаются от постоянной величины (табл. 4-1). Это лишний раз подтверждает, что уравнение Ван-дер-Ваальса правильно описывает только качественные особенности свойств газообразных реальных тел. [c.46]

Уравнение Ван-дер-Ваальса при больших плотностях газа дает значительные ошибки, вызываемые тем, что при его выводе не учитывались некоторые добавочные физические явления, и прежде всего так называемая силовая ассоциация и диссоциация молекул. [c.47]

Следовательно, под ассоциацией молекул понимается простое механическое объединение двух, трех, четырех и более молекул в одну сложную частицу, которая в некоторых отношениях ведет себя как самостоятельная газовая частица. Совокупность однородных газовых частиц, образующихся в результате ассоциации молекул, можно рассматривать как обычный газ. А любой реальный газ рассматривать как смесь нескольких газов, частицами которых являются одиночные, двойные, тройные и т. д. группы молекул. Эти газы находятся в постоянном взаимодействии друг с другом, и каждый из них достаточно точно следует уравнению Ван-дер-Ваальса. [c.47]

Уравнение Ван-дер-Ваальса для массы в 1 кг газа. [c.50]

Температура инверсии реальных газов, подчиняющихся уравнению Ван-дер-Ваальса, при р = О в 6,75 раза выше критической температуры. [c.224]

Дифференциальный эффект Джоуля — Томсона для газов, подчиняющихся уравнению Ван-дер-Ваальса. [c.231]

Межмолекулярные связи действуют между любыми атомами и молекулами, но они очень малы (порядка Ю Дж/моль). Поэтому молекулярные кристаллы, обусловленные этими силами (твердые инертные газы, молекулы кислорода, азота и др.), отличаются весьма низкой температурой плавления (Не— 1,8 К, Аг — 40 К). Образование прочных структур обусловлено главным образом сильными типично химическими связями, например ковалентной, а силы Ван-дер-Ваальса служат лишь небольшой добавкой . Силами Ван-дер-Ваальса обусловлены обычно адгезионные связи при склеивании, смачивании твердых тел жидкостями и т. п. [c.10]

Мы получим поэтому выражение для энтропии равновесного состояния газа Ван-дер-Ваальса, заменив в формуле (3.8) V на ц - Ь и м на определяемое из формулы (3.9). Таким образом, для энтропии, приходящейся на одну частицу, получим [c.60]

Как и в случае газа Ван-дер-Ваальса, энтропию твердого тела можно выразить через полную среднюю энергию атома и = E/N, где —внутренняя энергия тела. Величина и складывается из рассмотренной средней энергии колебаний и энергии связи [c.63]

Для газа Ван-дер-Ваальса, используя формулу (3.10) и выражая в производной (д /дь) среднюю энергию частиц через температуру по формуле (4.6), получим [c.83]

Выражение (4.18) для равновесного давления твердого тела имеет тот же вид, что и формула (4.17) для газа Ван-дер-Ваальса, поскольку (1м /(1ч < 0 энергия связи уменьшается при увеличении [c.84]

С основными представлениями этой теории мы познакомились в 3.3, а в гл.4 установили, как связаны с температурой и объемом внутренняя энергия, энтропия и давление газа Ван-дер-Ваальса. С исследования этого последнего уравнения [c.137]

Эти числа определяют положение вершины кривой АКБ, т.е. положение критической точки К. В обычных единицах критические параметры газа Ван-дер-Ваальса выражаются через константы а и Ь следующим образом [c.140]

Чтобы выяснить, при каких условиях жидкая и газообразная фазы могут равновесно сосуществовать, рассмотрим поведение химического потенциала газа Ван-дер-Ваальса . Воспользовавшись найденными в гл.4 выражениями для его внутренней энергии и энтропии, по формуле (6.6) = и - Тз + Ре найдем [c.140]

Наличие сил Ван-дер-Ваальса отражает тот факт, что нейтральный изотропный атом (нейтральная молекула) может поляризоваться под влиянием электрического поля, причем даже два нейтральных изотропных атома индуцируют друг в друге малые дипольные электрические моменты. Происхождение сил Ван-дер-Ваальса можно объяснить исходя из следующих простых соображений. В атомах инертных газов внешние электроны образуют очень прочные устойчивые группировки из восьми электронов в состояниях вследствие чего на движение электронов слабо [c.65]

Первые измерения постоянной Авогадро. В 1873 г. нидерландский физик и. Ван-дер-Ваальс проводит оценку постоянной Авогадро, используя предложенное им же уравнение состояния идеального газа [c.70]

Кривая инверсии. Если известно уравнение состояния рассматриваемого газа, то но (13.7) можно вычислить температуру инверсии и выяснить характер перехода ад от положительных значений к отрицательным при изменении параметров р и Т. В качестве первого приближения используем для определения состояния газа уравнение Ван-дер-Ваальса [c.45]

Вагнера — Энгельгардта элемент 249 ван дер Ваальса газа внутренняя энергия 129 [c.299]

Согласно уравнению (5-71), величина 2кр вандерваальсов-ского газа постоянна и равна 0,375. Все газы Ван-дер-Ваальса имеют одинаковый фактор сжимаемости при данных приведенных температуре и давлении. Действительно, величина Z p для большинства веществ падает в узком пределе с 0,25 до 0,30. Следовательно, в первом приближении фактор сжимаемости может быть выражен как функция только приведенной температуры и приведенного давления [c.170]

Советс1<ие ученые М. П. Вукалович и И. И. Новиков в 1939 г. предложили новое универсальное уравнение состояния реальных газов, качественно отличное от уравнения Ван-дер-Ваальса. При выводе своего уравнения авторы учитывали указанное выше явление силовой ассоциации молекул под влиянием межмолекулярных сил взаимодействия. [c.47]

Считая молекулы жесткими шарами диаметром вычислить. константу Ван-дер-Ваальса Ь. Газ считать достаточно разреженным и учитьтать только парные столкновения молекул. [c.68]

Для газа Ван-дер-Ваальса формула (3.10) дает для энтропии на одну частицу s = n(v - Ь) + А In (и + a/v) л- onst. Отсюда [c.76]

То, с чем мы до сих пор имели дело в настоящей главе — это экспериментальные факты и их феноменологическое описание, т.е. такое описание, при котором сам факт наличия разных фаз и фазовых превращений не следует автоматически из теории, а принимается как данный. Теория Ван-дер-Ваальса является простейшей микроскопичежой теорией, которая в известном смысле предсказывает существование этих явлений в системе газ—жидкость. Ее успех случаен причиной любых фазовых переходов является взаимодействие между частицами. [c.137]

На рис.б.1б на плоскости (тссо) показано несколько изотерм, описьшаемых уравнением (6.20). Здесь же для сравнения в том же масштабе показана изотерма идеального газа л = т ш, соответствующая температуре т = 0,35. Видно, что при высоких температурах поведение газа Ван-дер-Ваальса качественно не отличается от поведения идеального газа, хотя равновесное давление в нем при том же [c.138]

Это уравнение также справедливо только при высоких значениях i-, когда 1—>1, то зависимость значительно усложняется. Однако (14.3) и (14.4) показывают, что состояния газа, представленные на (jO — Г)-диаграмме точками с нулевым эффектом Джоуля — Томсона, лежат на кривой, близкой к параболе. Такая кривая приведена на фиг. 32, где пунктиром показано геометрическое место точек с ан = О для газа, подчиняющегося уравнению Ван-дер-Ваальса. Каждая точка иод кривой соответствует состоянию газа, в котором эффект Джоуля — Томсона положителен (происходит охлаждение газа), тогда как все точки над кривой отвечают нагреву газа при дросселировании ад < 0). Пересечение кривой с осью при тс = 0 в области высоких температур дает значение температуры инверсии. Приведенная температура инверсии для вандерваальсовского газа Хинв. = 18/г такое же значение вытекает из уравнения (14.4). Это иллюстрируют кривые на фиг. 31, согласно которым при температурах, превышающих температуру инверсии, коэффициент ая отрицателен нри всех значениях р. На фиг. 32 видно, что для вандерваальсовского газа существует и другая, более низкая температура инверсии при т 2,2/г, но этого результата нельзя получить из уравнения (14.4) вследствие весьма приближенного характера последнего при малых значениях -с. Таким образом, в газах, подчиняющихся уравнению Ван-дер-Ваальса, при любых [c.45]

Энциклопедия по машиностроению XXL

Оборудование, материаловедение, механика и ...