Ван-дер-Ваальса газы уравнение

В случае газа Ван-дер-Ваальса, дифференцируя уравнение [c.184]

Вторая поправка к уравнению Клапейрона учитывает внутреннее давление газа, являющееся следствием взаимного притяжения молекул, Уравнение Ван-дер-Ваальса является уравнением кривой 4-го порядка оно является кубическим уравнением относительное [c.467]

Для реальных газов Ван-дер-Ваальс ввел уравнение, учитывающее поправку на молекулярный объем и взаимное притяжение молекул газа [c.40]

В 1873 г. Ван-дер-Ваальс вывел уравнение состояния реальных газов с поправкой на объем и давление в виде [c.29]

В 1873 г. голландский физик Ван-дер-Ваальс вывел уравнение состояния для реальных газов. Полученное теоретически уравнение хорошо отражает физические особенности газов. Уравнение Ван-дер-Ваальса имеет следующий вид [c.18]

Клаузиус, работая над вопросом об уравнении состояния реальных газов, предложил в 1880 г. уравнение, которое развивало уравнение состояния Ван-дер-Ваальса. Это уравнение Клаузиуса имело вид [c.556]

Вторая поправка к этому же уравнению учитывает внутреннее давление газа, являющееся следствием взаимного притяжения молекул. Уравнение Ван-дер-Ваальса является уравнением кривой 4-го порядка оно является кубическим уравнением относительно у и, как таковое, имеет для изотерм при данном р или три действительных корня или два мнимых и один действительный. [c.545]

Равенство (3.5.2) представляет собой уравнение состояния решеточного газа в модели среднего поля. Сравнивая его с (1.9.31) и учитывая, что V = мы видим, что оно очень похоже на уравнение ван дер Ваальса. Оба уравнения приводятся к виду [c.54]

Законы Чарльза и Гей-Люссака, объединенные с гипотезой Авогадро, дали газовый закон = ЫКТ, который явился, возможно, первой важной корреляцией свойств. Отклонения от закона идеального газа, часто очень малые, были связаны с природой молекул. Уравнение Ван-дер-Ваальса, вириальное уравнение, а также другие уравнения состояния, которые количественно выражают эти отклонения, сильно повлияли на прогресс в развитии фундаментальной молекулярной теории. [c.12]

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]

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]

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]

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]

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]

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]

Пользуясь уравнением газа Ван-дер-Ваальса, найти значения второго и третьего вириальных коэффициентов и температуру Бойля для этого газа. [c.35]

Применим уравнение (3.27) для определения внутренней энергии идеального газа, газа Ван-дер-Ваальса и для вычисления разности теплоемкостей различных систем. [c.65]

Вычислить энтропию газа Ван-дер-Ваальса и найти уравнение его адиабаты. [c.86]

Критический коэффициент s= RT pl p,pV p) для уравнения Ван-дер-Ваальса, таким образом, равен л = 8/3 = 2,67, т. е. имеет одно и то же значение для всех веществ (не зависит от а и h). В действительности для разных газов S имеет различные значения, причем оно всегда больше 2,67 и имеет в среднем значение, а 3,7. [c.293]

Приведенное уравнение позволяет более точно указать критерии, при которых уравнение состояния идеального газа может быть хорошим приближением к действительности. Покажем, например, что во всех случаях, когда объем газа велик по сравнению с его критическим объемом, уравнение Ван-дер-Ваальса переходит в уравнение Клапейрона — Менделеева и, следовательно, в этих случаях приближение идеального газа хорошо соответствует действительности. Приведенное уравнение Ван-дер-Ваальса [c.294]

Модель межмолекулярного взаимодействия твердых непроницаемых сфер часто используется в вычислениях благодаря ее простоте, но она дает лишь грубое представление о больших короткодействующих силах отталкивания. Эта моде.ть хорошо оправдывается при высокой температуре, когда взаимное притяжение молекул становится несущественным (например, в случае горячих пороховых газов). Величина а определяется методом приравнивания объема сферы объему молекулы по уравнению Ван-дер-Ваальса. [c.296]

Из (10.8) в случае газа Ван-дер-Ваальса для температуры инверсии получаем уравнение [c.350]

Для реальных газов эмпирически установлено более, 150 термических уравнений состояния. Наиболее простым из них и качественно правильно передающим поведение реальных газов даже при переходе их в жидкость является уравнение Ван-дер-Ваальса [c.28]

Из физики известно, что реальные газы при определенных условиях могут быть сжижены или превращены в твёрдое состояние. Иначе говоря, реальные газы являются перегретыми парами определенных жидкостей. В технике широко применяют пары различных веществ воды, аммиака, хлористого метила и др. Наибольшее применение находит водяной пар, который является рабочим телом паровых машин, отопительных и других устройств. Чем ближе газ к переходу в жидкое состояние, тем больше он отклоняется от свойств идеального газа. Уравнение состояния реальных газов, в основу которого были положены представления о молекулярнокинетических свойствах и строении этих газов, было получено в 1873 г. Ван-дер-Ваальсом. Это уравнение имеет вид [c.13]

Для получения концентрационной зависимости термодинамических характеристик сплавов можно также применить уравнение состояния Ван-дер-Ваальса. Это уравнение было получено для объяснения поведения реальных газов однако его можно распространить и на жидкие фазы. Соответствующие уравнения были выведены Ван-Лааром и Лоренцом [373, 377, 379, 381, 218]. Применяя другое приближение Гильдебранд получил практически тот же результат [123]. [c.48]

Уравнение (27,10) не может быть проинтегрировано, если не известна зависимость теплоемкости от температуры v = v(T). Допустим, что газ идеален в смысле С = onst и подчиняется уравнению Ван-дер-Ваальса. Интегрируя уравнение (27,10), в предположении, что Су = onst, и переходя от логарифмов к показательным функциям, получаем уравнение адиабаты в переменных Т и V для газа, подчиняющегося уравнению Ван-дер-Ваальса. [c.114]

Кривая 1 соответствует уравнению состояния Ван-дер-Ваальса, 2 — уравнению Дитеричи, 3 — уравнению состояния идеального газа. Давление пара найдено по правилу равных площадей см. задачу 7.5, п. б , и фиг. И.14.1. [c.178]

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]

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]

Если критические параметры использовать как единицы давления, объема и температуры, то получаем приведенные переменные n=pjp p, <р=К/ х=Т/Т р. Уравнение состояния в этих переменных называется приведенным уравнением состояния. Получить приведенное уравнение Ван-дер-Ваальса и приведенное уравнение для первого уравнения Дитеричи. Всегда ли можно получить приведенное уравнение состояния по данному уравнению состояния Показать, что во всех случаях, когда объем газа велик по сравнению с его критическим объемом, уравнение Ван-дер-Ваальса переходит в уравнение Клапейрона — Менделеева. [c.34]

Энциклопедия по машиностроению XXL

Оборудование, материаловедение, механика и ...