Ван-дер-Ваальса идеальный в МКТ

Задача 12. Показать, что удельная теплоемкость С1/(6, у) для газа Ван-дер-Ваальса ( идеального газа, как его частного случая) может зависеть только от температуры. [c.180]

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]

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]

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]

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]

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

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]

При температуре Бойля 5=0, поэтому для газа Ван-дер-Ваальса эта температура равна l = al Rb). При температуре выше Гб сжимаемость реального газа при всех давлениях меньше сжимаемости идеального газа. [c.296]

Отсюда видно, что если р линейно зависит от температуры Т, то (ЗСу/5К)т = 0, т. е. Су не зависит от объема. Такова Су идеального газа и газа Ван-дер-Ваальса, так как в обоих этих случаях давление является линейной функцией температуры. У газа Ван-дер-Ваальса Ср зависит от V. [c.309]

Широкое распространение в научных исследованиях получило уравнение Ван-дер-Ваальса, выведенное путем пересмотра некоторых допущений, лежащих в основе уравнения состояния идеального [c.104]

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]

Для идеального газа учитываются только силы отталкивания в виде размера жесткой молекулы, так что зависимость Нп(х) в этом случае можно представить так, как это показано на рис. 4.2, в. Если учесть и силы притяжения в соответствии с потенциалом на рис. 4.2,г, то получим газ Ван-дер-Ваальса (на рисунке d — расстояние между сталкивающимися молекулами, равное диаметру молекулы). Уравнение состояния для такого газа легко вывести из уравнения Клапейрона, если учесть силы отталкивания, обусловленные собственным объемом молекул, и силы притяжения, которые проявляются в виде некоторой добавки к давлению. Если рассматривать только парные взаимодействия, то, как видно из рис. 4.2, г, для каждой из двух соударяющихся молекул объем сферы радиусом d (пунктирная окружность) является недоступным этот объем равен учетверенному объему взаимодействующих молекул. Следовательно, вместо объема v для 1 кг реального газа имеем меньший объем (и—Ь), где Ь — учетверенный суммарный объем молекул. В отличие от сил отталкивания, которые проявляются лишь при взаимодействии, силы притяжения являются дальнодействующими и охватывают своим влиянием группу молекул. В целом это приводит к некоторому ослаблению воздействия газа на окружающую стенку [c.102]

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]

В результате можно сделать вывод, что теплоемкость газа ван-дер-Ваальса при постоянном объеме с , так же как и для идеального газа, есть функция только температуры. Величина же для реального газа зависит не только от температуры, но и от давления. Независимость j, от плотности с физической точки зрения объясняет совпадение шкалы газового термометра, термометрическим веществом которой является газ ван-дер-Ваальса, с абсолютной термодинамической шкалой (см. 8). [c.79]

Согласно этим исследованиям приближения к идеальному поведению встречаются часто, в особенности, если в реакции участвуют ионы одного типа с одинаковой валентностью и одинаковыми числами электронов внешних оболочек, что отвечает одному порядку величины как сил Ван-дер-Ваальса, так и поляризационных [c.139]

Первое — теоретическое обоснование модели на основе молекулярно-кинетической теории и статистической механики — уравнения идеального газа, Ван-дер-Ваальса, Боголюбова—Майера и др. В конечном счете это позволило качественно получить модель водяного пара и других газов, например для описания свойств пара в критической и околокритической области. Для количественного описания модели рабочего вещества этот подход применим в частных случаях. Для жидкости (воды) этот метод не дал положительного результата. [c.12]

В качестве примера в табл. 1-2 приведены константы уравнения Ван-дер-Ваальса для водяного пара, полученные при различном выборе определяющих параметров. При этом в первых трех случаях величина газовой постоянной R принята по идеальному тазу, а в четвертом она определена через критические параметры [c.28]

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]

Как показано в предыдущем параграфе, уравнение Ван-дер-Ваальса, записанное в безразмерном (приведенном) виде, не содержит каких-либо констант, характеризующих индивидуальные свойства того или иного вещества. Отсюда следует так называемый закон соответственных состояний если два вещества, подчиняющихся уравнению Ван-дер-Ваальса или какому-либо уравнению состояния в безразмерной форме, имеют одинаковые значения двух из трех приведенных параметров состояния (л, т или ш), то значение третьего приведенного параметра будет для них также одинаковым. Состояния двух веществ, в которых они имеют одинаковые значения я, т и <и, принято называть соответственными. Нетрудно показать, что закон соответственных состояний относится не только к р, v, Г-зависимости, но может быть распространен и на калорические величины (исключая величины в идеально-газовом состоянии). [c.190]

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]

Примерами У. с. для газов могут служить Клапейрона уравнение для идеального газа pv-RT, где о—объём одного моля газа Ван-дер-Ваальса уравнение [c.236]

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]

Если давление является линейной функцией температуры, что имеет место и для идеального газа Р = КТ V п для газа Ван-дер-Ваальса (см. [c.44]

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]

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]

Все реальные, осуществляемые человеком в его целях, процессы — суть процессы нестатические. Процессы ква-зистатические — суть абстрактные, идеальные процессы. Искусственно осуществить квазистатический процесс невозможно. Но, как было показано на примере, в условиях такого процесса величину внешнего воздействия (в данном случае — работу) в простой форме можно определить через параметры самой системы. Это открывает путь для количественного анализа. Поэтому понятие о квазистатическом процессе в термодинамике является понятием эталона, мерой сравнения и оценки реальных процессов. Весь аппарат-термодинамического метода исследования строится на основе понятия о квазистатическом процессе, позволяющем в наиболее простой и удобной для анализа форме записывать величину внешнего воздействия. Вот почему М. Ф. Окатов и И. Д. ван-дер-Ваальс цикл своих лекций назвали Курсом термостатики , подчеркивая тем самым квазистатический характер рассматриваемых процессов. Учитывая характер изучаемых процессов, можно было бы назвать эту науку и Термодинастатикой . [c.14]

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]

Формально на расхождении между изоэнтропийными процессами идеального газа и газа реального сказывается не столько различие в законах изменения характерных теплоемкостей этих веществ, сколько разное строение уравнений состояния. Например, у тел Ван-дер-Ваальса (изо-хорная теплоемкость последних, как и совершенных газов, [c.65]

Таким образом, отклонение адиабаты Ван-дер-Ваальса от адиабаты идеальных газов определяется главным образом величиной кохезионного давления. [c.66]

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]

Для идеального газа, подчиняющегося классич. статистике, В. D. зависит только от темп-ры и СуТ, где Су — теплоёмкость при пост, объёме. Для неидеаЛь-ного газа и жидкости В. э. зависит также от уд. объёма v= V/N. отиесёпиого к одной молекуле. Напр., для газа, подчиняющегося Ван-дер-Ваальса уравнению, В. э. имеет вид U y7 —a/v, где а — константа. [c.292]

Энциклопедия по машиностроению XXL

Оборудование, материаловедение, механика и ...