Уравнение Ван-дер-Ваальса идеального газа

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]

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]

Рассмотрим изменения на изотермах, обусловленных поправками а и 6. При температуре выше критической изотермы, построенные по уравнению Ван-дер-Ваальса, представляют собой плавные кривые, отличные от равнобоких гипербол, которые бы дало уравнение состояния идеального газа. Последние в верхней части на рис. 9.2 показаны пунктиром. При температуре ниже критической [c.104]

Внутренняя энергия газа, удовлетворяющего уравнению Ван дер-Ваальса, отличается от внутренней энергии идеального газа на величину потенциальной энергии притяжения молекул, т. е. [c.38]

Уравнение состояния. Отклонения от основных законов идеального газа и возможность сжижения реальных газов обнаруживают чрезвычайно сложную природу реального газа. Классической попыткой охватить уравнением состояния свойства реального газа является уравнение Ван-дер-Ваальса (отнесено к молю газа) [c.467]

Согласно уравнению Клапейрона, прир -> со и при постоянной температуре удельный объем идеального газа стремится к нулю. Из уравнения Ван-дер-Ваальса следует, что при р оо v- b. Следовательно, величину Ь можно интерпретировать как объем, занимаемый собственно молекулами. Величина Ь считается постоянной, не зависящей от внешнего давления, а изменяющаяся часть удельного объема равна и—Ь). [c.177]

Методами статистической физики можно показать, что соотношение типа уравнения Ван-дер-Ваальса может быть получено лишь в случае, если ограничиться рассмотрением только парных взаимодействий между молекулами (и не учитывать тройных, четверных и т. д. взаимодействий), считая при этом энергии этого взаимодействия достаточно малыми. Очевидно, что уравнение, полученное при этих исходных условиях, не будет учитывать наличия молекулярных ассоциаций, так как ассоциации могут образовываться в результате взаимодействия не менее чем трех молекул. Следовательно, это уравнение применимо лишь в области малых плотностей газов (т. е. в области низких давлений и высоких температур), где число ассоциаций весьма мало. Таким образом, ван-дер-ваальсовский газ можно вслед за идеальным газом рассматривать как второе приближение к реальному газу . [c.180]

ТО идеальный газ дросселируется без изменения температуры. Это один из характерных признаков идеального газа. Таким образом, эффект Джоуля—Томсона имеет место только для реальных газов и жидкостей. Как показывают расчеты, для газа, подчиняющегося уравнению Ван-дер-Ваальса, эффект Джоуля—Томсона не равен нулю. [c.243]

Тождество шкалы идеального газа и газа, подчиняющегося уравнению Ван-дер-Ваальса, с термодинамической шкалой [c.79]

Итак, мы доказали, что температурные шкалы идеального газа и газа, подчиняющегося уравнению Ван-дер-Ваальса, тождественны с абсолютной шкалой температур. Сравнивая уравнения (14,3) и (14,4), получаем [c.81]

Структура уравнения Ван-дер-Ваальса показывает, что за основу его было взято уравнение состояния идеальных газов pv = RT, а затем в него были внесены поправки на объем и давление, которые должны быть приняты во внимание при изучении реальных газов. [c.92]

Уравнение Ван-дер-Ваальса может быть использовано для расчета термодинамических свойств веществ, если известны только критические давления, температура и удельный объем. Уравнение Ван-дер-Ваальса — одна из первых попыток отойти от уравнения состояния идеального газа. Оно неприменимо к областям, где вещество обладает резко выраженными свойствами реального газа (область вблизи линии насыщения, около-критическая область, область жидкости). [c.124]

Используя уравнение идеального газа и уравнение Ван-дер-Ваальса, определить давление водяного пара при следующих данных [c.9]

Экспериментально определены параметры углекислоты р=100 ат, /=258°С и у = 0,00932 м 1кг. Зная экспериментальное значение температуры и удельного объема, определить давление по уравнению идеального газа и уравнению Ван-дер-Ваальса. [c.9]

В отличие от идеальных газов реальные газы при дросселировании изменяют свою температуру. Для процесса дросселирования реальных газов, подчиняющихся уравнению Ван-дер-Ваальса, существует следующая зависимость, справедливая для малых давлений [c.258]

В первой части сочинения Планка говорится о температуре, основных законах идеальных газов, уравнении состояния, абсолютной температуре, коэффициентах расширения и сжатия и соотношениях между ними. После этого рассматриваются уравнение Ван-дер-Ваальса, диаграмма Эндрюса и закон соответственных состояний. [c.244]

Применяя ко всем этим реакциям закон действующих масс, можно найти концентрации каждого из этих газов. Подобный. метод расчета, основывающийся на теории химического равновесия, и используется в излагаемой теории 7.. . . газы I, II, III и т. д. рассматриваются не как идеальные газы, а как вандерваальсовские, т. е. подчиняющиеся уравнению Ван-дер-Ваальса. . . . [c.481]

В отличие от идеального для реального газа силы межмолекулярного взаимодействия существенны. Для описания свойств реального газа применяют различные уравнения состояния, отличающиеся от уравнения Клапейрона-Менделеева. Одним из таких уравнений является уравнение Ван-дер-Ваальса [c.11]

Уравнения состояния реальных газов Уравнение Ван-дер-Ваальса. На практике мы всегда имеем дело с веществами, свойства которых более или менее отступают от свойств идеальных веществ. Такие вещества описываются более сложными уравнениями состояния. [c.16]

Если все нормальные валентности в молекуле насыщены, то все же остаются слабые силы притяжения между данной молекулой и другими подобными или отличными молекулами (или атомами). С этими силами связана конденсация газа, состоящего из молекул. Они фигурируют также во многих случаях при образовании димеров, полимеров или молекулярных комплексов. Не всегда существует резкое различие между этими слабыми силами взаимодействия и прочными валентными силами, поскольку, как мы видели, концепция насыщения валентностей не всегда оказывается достаточно точной. В действительности слабые силы притяжения отчасти можно рассматривать как силы, связанные с неполным насыщением валентностей или остаточными валентностями. В то же время существуют слабые силы притяжения другого типа, которые во всех практически важных случаях следует рассматривать как истинные силы, действующие между насыщенными молекулами и не связанные с неполным насыщением. Эти силы обычно называют силами Ван дер Ваальса они даже в отсутствие остаточных валентных сил приводят к отклонению поведения газа от предписываемого законами для идеального газа и вызывают появление дополнительных членов в уравнении Ван дер Ваальса для реального газа ). [c.435]

Использование уравнения Ван-дер-Ваальса для учета неидеальности газа приводит к очень малой поправке на энтропию А8 д1,д=Я 1п 2/3= — 0,8 кал/моль-град (при том же объеме, при котором вычисляется 1У идеальное). Эта поправка введена в значение р. [c.597]

Величины а и Ь — постоянные, определяются из эксперимента и зависят только от природы вещества. При уравнение Ван-дер-Ваальса превращается в уравнение Клапейрона для идеальных газов. [c.23]

Оказалось, что для большинства реальных газов, например СО2, N2, О2, уравнение состояния идеального газа хорошо описывало экспери.ментально наблюдаемые соотношения между р, V и Т лишь при давлениях до нескольких атмосфер. Газовые законы не претерпели сколько-нибудь существенных уточнений до тех пор, пока не была понята молекулярная природа газов. В 1873 г., более чем через двести лет после знаменитой публикации Бойля, Ван дер Ваальс (1837-1923) предложил уравнение состояния реального газа, учитывающее силы взаимодействия между молекулами и их размеры. Подробное обсуждение уравнения Ван дер Ваальса будет сделано в следующем разделе пока же познакомимся с этим уравнением и сопоставим его с уравнением состояния идеального газа [c.28]

В этом уравнении постоянная а характеризует силы притяжения между молекулами, а постоянная Ъ пропорциональна размеру молекул, т. е. а и Ь характерны для данного вещества. Например, для газа гелия а к Ъ меньше, чем для газа СО 2- Постоянные а и Ь для некоторых наиболее распространенных газов представлены в табл. 1.1. В отличие от уравнения состояния идеального газа уравнение Ван дер Ваальса содержит индивидуальные константы в явном виде, т. е. при расчетах с реальным газом давление и объем идеального газа необходимо корректировать. В следующем разделе мы увидим, каким образом Ван дер Ваальс вывел свое уравнение, а пока мы хотели бы, чтобы такую попытку вывода уравнения Ван дер Ваальса предприняли наши читатели самостоятельно. Потом уже мы перейдем к изучению следующего раздела. [c.29]

Уравнение Ван дер Ваальса стало значительным продвижением вперед по сравнению с уравнением состояния идеального газа, так как позволило объяснить сжижение газов, которое наблюдалось экспериментально, а также то, [c.29]

Об отклонении от поведения идеального газа можно судить по коэффициенту сжимаемости Z = (pVm/RT). Для идеального газа Z = 1. На рис. 1.6 приведена зависимость Z от приведенного давления рг для различных газов. Видно, что уравнение Ван дер Ваальса хорошо описывает экспериментальные данные. [c.35]

Пример 1.3. При Т = 300 К 1,00 моль СО2 занимает объем 1,50 л. Рассчитайте давление, используя уравнение состояния идеального газа и уравнение Ван дер Ваальса. (Значения постоянных Ван дер Ваальса а и Ь можно взять из табл. 1.1.) [c.39]

При постоянных Т и N в приближении идеального газа для газов ДЯ = 0. Объясняется это тем, что произведение рУ и энергия и — функции только температуры (гл. 1), они не зависят от давления, поэтому Я не зависит от давления. Изменение энтальпии Я вследствие изменения давления р обусловлено в основном межмолекулярными силами и становится существенным только при больших плотностях. Эти изменения энтальпии Я можно вычислить, например, с помощью уравнения Ван дер Ваальса. [c.67]

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]

В качестве дальнейшего уточнения можно при рассмотрении вопроса о скорости звука воспользоваться в качестве уравнения состояния не уравнением идеальных газов, а уравнением Ван-дер-Ваальса. [c.116]

Ван-дер-Ваальс учел влияние этих факторов поправочными членами, которые следует ввести к давлению и объему в уравнении идеального газа. Уравнение Ван-дер-Ваальса имеет вид [c.181]

В 2 уже отмечалось, что пар прелс.тявляе.т- собой некоторое промежуточное агрегатное состояние между жидкостью и газом. т. е. является реальным газом со сравнительно высокой критической температурой, находящимся недалеко от состояния насыщения. Чем выше температура и чем ниже давление пара, тем более он по своим свойствам приближается к идеальным газам. Поэтому, если имеется в виду водяной пар при низких давлениях и высокой температуре, например пар в продуктах сгорания топлива, то его можно рассматривать как идеальный газ, так как в этом случае силы сцепления между молекулами незначительны, а объем молекул мал по сравнению с объемом газа. Наоборот, в паровых двигателях или в нагревательных устройствах пар применяется обычно при таких давлениях и температурах, что применять к нему в этих состояниях законы идеальных газов и, в частности характеристическое уравнение идеального газа pv = RT, являлось бы неправильным, особенно при повышенных давлениях пара. Такой пар рассматривают как реальный газ и применяют для него соответствующее характеристическое уравнение. Распространенным и достаточно простым характеристическим уравнением для реальных газов является уравнение Ван-дер-Ваальса [c.121]

Течения газа могут быть классифицированы по признаку сообщения или несообщения рассматриваемому потоку извне тепловой или механической энерпт. Различают адиабатические течения, при которых не происходит теплообмена или передачи механической энергии между потоком газа и внешней средой, и иеадиабатические течения, при которых потоку газа сообщается или отбирается от него энергия. Понятия адиабатического и неадиабатического процессов равно относятся к течению идеального и неидеального газа. Процессы изменения состояния идеального газа при адиабатическом его течении называются изэнтропическимн, В данной книге под течением идеального газа во всех случаях имеется в виду течение, для которого можно не учитывать действие сил вязкого трения (см, п. 2). Данное замечание связано с тем, что иногда идеальными газами называют газы, состояние которых точно подчиняется уравнению Клапейрона, отличая их от газов, близких к состоянию конденсации, для которых последнее уравнение заменяется другими уравнениями (например, уравнением Ван-дер-Ваальса). Во избежание недоразумений, имея в виду последнее отличие, лучше называть газы соответственно совершенными и реальными. В связи с определением течения неидеального газа заметим, что наряду с обычным действием си.л вязкого трения могут наблюдаться и другие необратимые потери механической энергии, связанные с ее переходом в тепловую энергию такие потери имеют место, например, в скачках уплотнения, появляющихся при торможении сверхзвуковые потоков (см. 22). [c.455]

Допустим, что на фиг. 2. 3 даны кривые какого-нибудь реального газа при Г=сопз1 (изотермы), построенные по уравнению Ван-дер-Ваальса. Изотермы идеального газа (фиг. 1. 3) являются гиперболами изотермы реального газа, изображенные на фиг. 2. 3, по форме являются различными. [c.34]

При очень больших давлениях (р > 1 атм) на переносе в газах сказывается силовое взаимодействие молекул. Особенности поведения молекул могут сказываться на переносе и при обычных давлениях, но при состояниях газов, близких к насьщенному пару, когда возможна ассоциация молекул. С понижением температуры и повышением давления по мере приближения состояния газа к насыщенному пару поведение газа все в большей мере отклоняется от свойств идеального газа. Характеристическое уравнение состояния идеального газа (уравнение Клапейрона — Менделеева) теряет силу, и для описания изменения состояния реального газа приходится привлекать иные уравнения (уравнение Ван дер Ваальса и др.). [c.109]

Гл. 1 этого сочинения посвящена термическому уравнению со-состояния. В этом большом разделе (86 страниц) расс.матриваются вопросы идеальные газы, газовые с.меси разбавленные растворы реальные газы (здесь дается уравнение Ван-дер-Ваальса, проводится очень подробное исследование его и приводится закон о соответственных состояниях). В этой главе дается также подробное изложение кинетической теории вещества. [c.256]

С появлением уравнения Ван дер Ваальса появилась возможность описывать поведение газов с гораздо лучщим приближением по сравнению с тем, что давало уравнение состояния идеального газа, однако применимость уравнения Ван дер Ваальса также ограничена. Сравните следующие экспериментальные данные со значениями, предсказываемыми на основе уравнения Ван дер Ваальса для 1 моля СО2 при Т = 40°С [c.41]

Соотношение (6.2.18) выполняется для всех газов. Для идеального газа а = (1/У)(аУ/5Т)р = 1/Т. Подставляя а в (6.2.16), получаем уже знакомое уравнение ТУ = onst. Если р —линейная функция от Т, как это след вт из уравнения Ван дер Ваальса, С .реал = Ск.ид (6.2.9), а с учетом (6.2.14) получаем [c.165]

Энциклопедия по машиностроению XXL

Оборудование, материаловедение, механика и ...