Уравнение состояния раствора

УРАВНЕНИЯ СОСТОЯНИЯ РАСТВОРОВ С СУЩЕСТВЕННО НЕУПОРЯДОЧЕННЫМ РАСПРЕДЕЛЕНИЕМ АТОМОВ [c.41]

При отсутствии экспериментальных данных о свойствах раствора парциальные мольные величины можно вычислить с помощью уравнения состояния смесей. Такое уравнение состояния должно содержать переменные состава, а также температуру, давление и объем. Так как риТ-свойства определенного состава могут быть выражены в той же форме, что и свойства чистого соединения, то переменные состава лучше всего ввести в уравнение состояния путем выражения каждого из параметров как функции концентрации. [c.223]

Объемы смеси для данного состава можно определить методом последовательных приближений из уравнения состояния Ван-дер-Ваальса при 400 °К и 20 атм, используя постоянные для смеси, вычисленные по уравнениям (7-58) и (7-59). Например в растворе, содержащем 20% (мол.) этана и 80% (мол.) гептана, [c.227]

Хотя уравнение состояния Ван-дер-Ваальса относительно просто в применении к вычислению свойств смеси, точность вычисленных результатов сомнительна. Для получения надежных результатов следует применять очень точное уравнение состояния. Известно, что по уравнению состояния Бенедикт — Вебб — Рубина риГ-свойства углеводородов и их смесей вычисляются с ошибкой только в несколько десятых процента. Для того чтобы показать влияние уравнения состояния на величину вычисленных свойств раствора, были определены парциальные мольные объемы смеси этан — гептан с помощью уравнения состояния Бенедикт—Вебб — Рубина и результаты сравнены с результатами, полученными по уравнению Ван-дер-Ваальса. [c.228]

Рис, 49. Зависимость мольного объема раствора этан— гептан, вычисленного по уравнению состояния Ван-дер-Ваальса, от концентрации этана х при 400 °К и 20 атм [c.228]

Из-за недостатка сведений об абсолютной величине внутренней энергии нет данных о свободной энергии раствора как функции числа молей компонента. Однако химический потенциал можно выразить через парциальный мольный объем, который можно вычислить поданным непосредственных экспериментальных наблюдений плотностей раствора или с помощью эмпирического уравнения состояния. [c.238]

В настоящее время в литературе есть немало данных по парциальному мольному объему для компонентов в жидкофазных растворах. Однако для непосредственного вычисления фугитивности компонента в жидкофазном растворе нужны не только данные о парциальном мольном объеме компонента в жидкой фазе и данные о парциальном мольном объеме газовой, фазы того же состава при малом давлении, но и данные во всей области от давления, при котором начинается конденсация, до давления, при котором происходит кипение. В этом случае система не может физически осуществляться одной фазой. Следовательно, фуги-тивность компонента в жидкофазном растворе нельзя определить только на основе экспериментальных данных о парциальном мольном объеме. С помощью уравнений состояния для смесей можно установить непрерывное математическое соотношение для двухфазной области и связать все парофазные и жидкофазные состояния. Однако вычисленные величины фугитивности для жидкой фазы весьма чувствительны к математической форме уравнения состояния для двухфазной области и рассчитывать их следует с особым вниманием. [c.246]

Пример 6. Определить фугитивность компонентов раствора, содержащего 20% (мол.) этана и 80% (мол.) гептана при 400 °К и 20 атм, используя уравнения состояния Ван-дер-Ваальса и Бенедикт — Вебб — Рубина. [c.255]

Для сравнения были вычислены фугитивности компонентов на основании уравнения состояния Бенедикт — Вебб — Рубина. Подставляя значения параметров компонентов из примера 2 (гл. VII) в уравнение (8-84), получаем выражение для фугитивности этана в функции плотности раствора [c.256]

Интеграл измеряет отклонение свойств раствора от идеального поведения. Хотя интеграл может быть вычислен посредством приближенного уравнения состояния, этот расчет эквивалентен вычислению фугитивности компонента в растворе и не имеет особых преимуществ перед методами, рассмотренными в п. 9. [c.257]

Термическое уравнение состояния идеального газового раствора [c.134]

Следует заметить, что идеальная фаза должна иметь определенный и фиксированный в некотором интервале изменения переменных химический состав. Например, идеальность газообразного водорода при нормальных условиях означает, что он состоит из двухатомных молекул, так как молекулярная масса однозначно следует из уравнения состояния (10.7). При низких давлениях и высоких температурах, когда нельзя пренебрегать диссоциацией молекул Нг, водород не является идеальным газом, хотя свойства и атомов Н и молекул Нг в отдельности, при отсутствии химической реакции между ними, должны, очевидно, хорошо описываться уравнениями для идеальных газов. Равновесная смесь химически реагирующих веществ не может, следовательно, быть идеальной, и расчет химических равновесий между составляющими — один из способов учета ее не-идеальности. Это видно также на примере соотношений (16.31) — (16.33), которые позволяют находить активности веществ в растворах по данным о молекулярном составе насыщенного пара, пользуясь уравнениями для идеальных растворов, хотя ассоциированный пар не является идеальной системой. [c.170]

Так как число независимых переменных, описывающих состояние раствора, равняется трем, а уравнений (14.17) для определения критической [c.508]

Соотношения (1.62) — (1.64) показывают, что если в качестве переменных, определяющих состояние раствора, выбраны Т, Р, п, Л2, (или Т, Р. х, X2,...,Xk), то каждому из уравнений, ус- [c.18]

Рассмотрим теперь растворы газов. Уравнение состояния идеальной газовой смеси имеет вид [c.21]

Формула Вант-Гоффа (2.92) имеет такой же вид, как и уравнение состояния идеальных газов. Однако следует подчеркнуть, что аналогия между соотношением (2.93) и уравнением состояния идеальных газов не является глубокой. Представление об осмотическом давлении как итоге ударов молекул растворенного вещества о полупроницаемую перегородку неверно. Формула Вант-Гоффа Показывает лишь то, что избыточное давление, которое нужно создать над раствором, чтобы выровнять химические Потенциалы растворителя, для разбавленных идеальных растворов вычисляется по такому же уравнению, как и давление иде- [c.50]

Возможно, что и третьи производные также обращаются в ноль. Тогда в критической точке равны нулю все четыре производные от ф по с, а пятая производная положительна. Однако при этом возникают трудности, связанные с тем, что для определения значений / , Г и с в критическом состоянии оказываются более чем три уравнения. Так как число независимых переменных, описывающих состояние раствора, равно трем, а уравнений в выражении (7.32) [c.496]

В общем случае система может иметь любое число независимых переменных (например, сложный раствор и уравнение состояния записывается в форме [c.10]

УРАВНЕНИЯ СОСТОЯНИЯ НЕУПОРЯДОЧЕННЫХ РАСТВОРОВ [c.42]

УРАВНЕНИЯ СОСТОЯНИЯ УПОРЯДОЧЕННЫХ РАСТВОРОВ [c.68]

Уравнения состояния для неупорядоченных твердых и жидких растворов 41 [c.174]

При высоких давлениях реальные растворы конечных составов в равновесных состояниях могут быть описаны уравнениями идеальных растворов при замене концентраций активностью [Л. 20 и 21]. [c.20]

Управляющее напряжение 774, XI. Упругая линия 155, XIII. Упругость тела объемная 396, XIII. Уравнение Аллена 694, XIV. Уравнение состояния раствора 260, [c.493]

Так как мольный объем чистого компонента — функция только температуры и давления, то коэффициент распределения каждого компонента в идеальном растворе является функцией только температуры и давления и не зависит от состава. Его можно рассматривать как свойство чистого вещества, не зависящее от вида и качества других компонентов в растворе. Однако при вычислении К из сотношения /f//f возникают трудности из-за того, что для чистого компонента только одна фаза может существовать физически при данной температуре и давлении. Поэтому либо ff, либо ff должна представлять собой фугитивность гипотетического состояния в зависимости от того, является ли равновесное давление смеси большим или меньшим, чем давление пара чистого компонента при температуре равновесия. Уравнение состояния для чистого компонента снов,а можно использовать для экстраполяции рс Т-свойств в нестабильную область для того, чтобы облегчить вычисление ff при давлении меньшем, чем давление пара, и ff при давлении большем, чем давление пара. [c.278]

Выбранное стандартное состояние системы или составляющих может оказаться не реализуемым а действительности, гипотетическим состоянием, что, однако, не существенно, если свойства веществ в этом состоянии могут рассчитываться из имеющихся данных (ср. (6.32),. (6.33) и пояснения к ним). О выборе стандартных состояний существуют соглашения, использующиеся обязательно при составлении таблиц термодинамических свойсив индивидуальных веществ и растворов. Для индивидуальных жидких и кристаллических веществ в качестве стандартного состояния принимается их реальное состояние при заданной температуре и давлении 1 атм, для индивидуальных газов — гипотетическое состояние, возникающее при изотермическом расширении газа до бесконечно малого давления и последующем сжатии до 1 атм, но уже по изотерме идеального газа. Стандартным состоянием компонентов раствора выбирается обычно состояние каждого из соответствующих индивидуальных веществ при той же температуре и давлении и в той же фазе, что и раствор (симметричный способ выбора стандартного состояния), либо такое состояние выбирается только для одного из компонентов, растворителя, а для остальных, растворенных веществ, — состояние, которое они имеют в бесконечно разбавленном растворе (асимметричный выбор). В соответствии с этим стандартизируются и термодинамические процессы. Так, стандартная химическая реакция — это реакция, происходящая в условиях, при 1К0Т0рых каждый из реагентов находится в стандартном состоянии. Если, например, реагируют газообразные неш ества, которые можно считать идеальными газами, то в соответствии с (10.17) и уравнением состояния идеально-газовой смеси (3.17) химический потенциал /-ГО вещества в смеси [c.100]

Несложно убедиться в том, что если в качестве переменных,, определяющих состояние раствора, выбраны Т, Р, х, , то каждому из уравнений, устанавливаюшему связь между какими-либо термодинамическими свойствами раствора, соответствует уравнение, связывающее между собой избыточные термодинамические функции. Для избыточной энтальпии раствора имеем [c.118]

Равновесия жидких сплавов с твердыми растворами. Применяя уравнение состояния Ван-дер-Ваальса, Ван-Лаар [374—376] сделал вычисления для систем Ag—Aii, Си—Ni, Au—Pt и аналогичных систем с широкой областью существования твердых растворов. Зельтц [340, 341 ] вычислил кривые солидуса и ликвидуса в системах Ag—Pt и Au—Pt в предположении, что как жидкая, так и твердая фазы являются идеальными растворами, в соответствии с определением в гл. I, п. 6. Как показывает расхождение [c.85]

Энциклопедия по машиностроению XXL

Оборудование, материаловедение, механика и ...