Ван дер Ваальса постоянные

Третий, четвертый и последующие вириальные коэффициенты, рассчитанные по уравнению Ван-дер-Ваальса, — постоянные и не зависящие от температуры величины. Эксперимент дает более сложную зависимость этих коэффициентов от температуры (рис. 1.18). [c.30]

Ван дер Ваальса постоянные 64 Ван дер Ваальса уравнение состояния 244 Вариационный принцип оценки времени релаксации 423 Взаимности соотношения Онсагера 200, 204 Видемана—Франца закон 340, 349, 378, 382, 384, 436 [c.446]

Пример 10. Определить изменение теплоемкости двуокиси углерода вследствие изменения давления от 1 атм до 1000 атм при постоянной температуре 100°С, учитывая экспериментальные данные по определению остаточного объёма, обобщенное выражение для фактора сжимаемости, уравнения состояния Ван-дер-Ваальса и Бенедикт — Вебб — Рубина. [c.178]

Выражение для парциального мольного объема можно получить, используя уравнение Ван-дер-Ваальса и уравнение (7-16). Дифференцируем уравнение (7-57) по при постоянных температуре и давлении [c.224]

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]

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]

Кроме того, опытами было доказано, что коэффициенты а я Ь, входящие в уравнение Ван-дер-Ваальса, не могут быть постоянными величинами, а должны зависеть от температуры и давления, причем зависимость эта очень сложная. [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]

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]

При некоторой температуре Т=Т и давлении р=р,р исчезает различие между удельными объемами К, и жидкости и газа (V =V, = V,p). Такое состояние вещества называется критическим, а параметры Г р, р,р, К р, при которых оно наступает,— критическими. Выразить критические параметры К,р, р,р, Т р газа Ван-дер-Ваальса через постоянные а ч h для этого газа и вычислить критический коэффициент s= RT pl p pV p). [c.34]

Граница фазовых превращений согласно уравнению Ван-дер-Ваальса находится, как это видно из рис. 6.10, в точках Ь и d. В действительности, однако, фазовые превращения начинаются раньше (в точках а и е), причем переход одной фазы в другую происходит в условиях постоянной температуры вдоль прямолинейного участка изотермы ае. [c.201]

Приведенное уравнение состояния. В уравнение состояния реального газа, в какой бы форме оно ни было взято, всегда входит несколько постоянных величин, характеризующих природу данного вещества. Эти постоянные называют индивидуальными константами в отличие от универсальных констант — постоянной Больцмана к, числа Авогадро Л/д универсальной газовой постоянной которые также содержатся в уравнении состояния. Например, в уравнении Ван-дер-Ваальса индивидуальными константами являются величины ав Ь, универсальной константой — в общее уравнение состояния (5.1) индивидуальные константы входят не непосредственно, а через потенциальную энергию взаимодействия двух молекул и (г), в аналитическое выражение которой они входят. [c.210]

Критические параметры и постоянные Ван-дер-Ваальса неорганических соединений [9]. В круглых скобках указана погрешность приведенного значения [c.318]

На рис. 1.1 изображены изотермы Ван-дер-Ваальса, выражающие зависимости удельного объема от давления Iv = f (р)) при различных постоянных температурах. Жидкому состоянию соответствует участок А В (показан для одной кривой), а газо- [c.12]

На рис. 3 изображены изотермы Ван-дер-Ваальса, выражающие зависимости удельного объема от давления (и = / (р)) при различных постоянных температурах. Жидкому состоянию на этих кривых соответствует участок АВ, а газообразному — участок СО. Как показывают кривые АВ и СО, с увеличением давления объем жидкостей и газов уменьшается. Разные наклон и кривизна этих участков свидетельствуют о разной степени сжимаемости рассматриваемых сред. [c.15]

Утверждение о том, что уравнение состояния, содержащее только две индивидуальные постоянные, возможно привести к безразмерному виду (7-17) или (7-17а), может быть доказано в общем случае исходя из теории размерностей. Действительно, если уравнение имеет две постоянные, то либо они сами по себе, либо их соответствующая комбинация должна иметь размерность величин, выбранных в качестве независимых переменных. Например, в вириаль-ном уравнении состояния (7-20), где в качестве независимых переменных приняты у и Г, константы Ь и e/k имеют размерности объема и температуры. В уравнении Ван-дер-Ваальса константа Ь имеет размерность объема, а величина с=а/(ЬЯ) имеет размерность температуры (/ —не индивидуальная, а универсальная константа). [c.130]

Если в качестве опорной точки подобия выбрать критическую точку с параметрами ркр, кр и 7 кр и выразить индивидуальные постоянные а и Ь через эти параметры, используя условия в критической точке (др/ди)т Р=0 и d p/dv ) т =0, то приведенное уравнение состояния Ван-дер-Ваальса выразится следующим образом [c.131]

Эти постоянные называют индивидуальными константами в отличие от универсальных констант (постоянной Больцмана, числа Авогадро, универсальной газовой постоянной), которые также содержатся в уравнении состояния. Например, в уравнении Ван-дер-Ваальса (р -Ь -f a/v ) (v — b) = R Tl i индивидуальными константами являются величины а и Ь, универсальной константой — В общее выражение уравнения состояния индивидуальные константы входят не непосредственно, а через потенциальную энергию взаимодействия двух молекул Ua r)- [c.403]

Индивидуальные постоянные а, Ь, уравнения Ван дер-Ваальса, вообще говоря, нетрудно определить, если для данного вещества экспериментально измерены давление, температура и удельный объем хотя бы для трех состояний. Однако часто эти постоянные связываются с критическими параметрами вещества. Установить такую связь на первый взгляд нетрудно. [c.24]

В качестве примера в табл. 1.2 приведены значения постоянных уравнения Ван-дер-Ваальса для водяного пара, полученные при различном выборе определяющих па- [c.25]

Таблица 1.2. Значения постоянных уравнения Ван-дер-Ваальса для ВОДЯНОГО пара

Рис. 1.16. Критическая изотерма для водяного пара, рассчитанная по уравнению Ван-дер-Ваальса (цифры у кривых соответствуют способу вычисления постоянных уравнения в табл. 1.2)

Если вещества подчиняются закону соответственных состояний, то их поведение описывается единым приведенным уравнением состояния, т. е. для них существует одинаковая зависимость вида <р=/(я, т). Такое уравнение не содержит каких-либо постоянных, зависящих от природы вещества. Например, уравнение Ван-дер-Ваальса (1.16) можно, используя связь его постоянных с критическими параметрами, привести к безразмерному виду [c.33]

Значения постоянных а и Ь в уравнении Ван-дер-Ваальса, вычисленные иэ критических данных [c.468]

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]

Совпадение критических коэффициентов и то обстоятельство, что отношение pv к Т зависит только от приведенных параметров, составляет содержание теоретического закона соответственных состояний. Закон этот первоначально был выведен из уравнения Ван-дер-Ваальса, хотя независимо от вида характеристического уравнения критические коэффициенты равны и соотношение (2-1) обязательно соблюдается у всех тел, уравнения состояния которых содержат не более трех постоянных. [c.52]

Индивидуальные константы а, Ь и R уравнения Ван-дер-Ваальса, вообще Говоря, нетрудно определить, если для данного вещества экспериментально измерены давление, температура и удельный объем хотя бы для трех состояний. Однако часто эти постоянные связываются [c.27]

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]

Если в уравнении Ван-дер-Ваальса постоянные а, Ь и Н заменить по отмеченным выше формулам через критические параметры и обозначить полученные при этом отношения р1рь и Т /Т соответственно через ф, я и т, то уравнение примет вид [c.478]

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]

Однако, как известно, уравнение Ван-дер-Ваальса (15.31> описывает свойства газов не только малой, но большой плотности и даже жидкостей. В этом случае оно представляет собой чисто эмпирическое уравнение состояиия, и его следует рассматривать как удачную экстраполяцию уравнения (15.31) на область больших плотностей. При этом постоянные а и Ь не имеют уже определенного смысла, так как для получения количественного совпадения уравнения состояния (15.31) с эксперименталынымн данными их приходится считать функциями температуры. Поэтому вместо уравнения Ван-дер-Ваальса было предложено более ста других эмпирических уравнений состояния. Тем не менее большим достоинством уравнения Ва н-дер-Ваальса является то, что оно, будучи аналитически простым, качественно правильно передает по1вед0ние плотных газов, их переход в жидкость и приводит к существованию критического состояния. [c.274]

Точность аппроксимации эмпирическими уравнениями состояния индивидуальна по отношению к исследуемому газу и зависит от размера области изменения переменных, достигая в отдельных случаях нескольких долей процента. Среди двухпараметрических уравнений состояния наиболее точным часто оказывается уравнение Редлиха—Квонга. В табл. 13.4—13.6 приведены значения постоянных Ван-дер-Ваальса для некоторых простых веществ, неорганических и органических соединений. Постоянные Оав, 6а в химического соединения АВ можно приближенно вычислить через постоянные ад, и ав, Ьв компонентов А и В этого соединения [c.317]

Уравнение Ван-дер-Ваальса характеризует действительные свойства сжатых газов и даже жидкостей. Однако в количественном отношении оно дает не вполне удовлетворительные результаты. Поэтому это уравнение неоднократно модифицировалось наиболее известны модификации Бертло, Дитеричи, Редлина—Кванга. Имеются также уравнения, содержащие большее число членов и постоян- [c.429]

Уравнение Ван-дер-Ваальса непосредственно не описывает фазовый переход при температурах ниже критической. Однако вид изотерм, соответствующих уравнению при этих температурах, косвенным образом указывает на существование такого перехода. Действительно, в этом случае на всех изотермах имеется участок, где ( р/бо)т> >0 (участок ВО, рис. 1.15). Но такие состояния являются термодинамически неустойчивыми, так как это озна--чает, что при постоянной температуре с ростом давления увеличивается и объем вещества. Поэтому по достижении крайних точек этого участка вещество должно перейти в двухфазное состояние. Полученные таким образом границы двухфазной области, проходящие по максимумам и минимумам волнообразных участков изотерм, все же значительно отличаются от действительных. [c.24]

Таким образом, для линий с квадратичным эффектом Штарка должен наблюдаться значительный сдвиг, приблизительно равный самому расширению линии для линий, расширенных возмущающим действием ван-дер-ваальсов-ских сил, сдвиг меньше. И ширина и сдвиг линии во всех случаях растут линейно с концентрацией атомов Nq, т. е. с давлением (при постоянной температуре). Как мы указывали в предыдущем параграфе, это подтверждается опытами. Сдвиг, вообще говоря, может происходить в разные стороны, поскольку константы могут отличаться по знаку для различных частиц в большинстве случаев он происходит в красную сторону. [c.499]

Отношения AV4/8V4 и Avg/3vg могут быть положены равными 1,16 и 2,8 (в соответствии с теорией Линдхольма) или вычислены по нестационарной теории. Тогда получаются два уравнения, позволяющие по известным значениям Av и 8v найти раздельно значения AV4 и Svg, связанные соответственно с квадратичным эффектом Штарка и с силами Ван-дер-Ваальса. По определенным таким образом величинам Av4 и Avg были получены соответственно концентрации электронов Nq и постоянные ван-дер-ваальсовского взаимодействия g. Их значения, вычисленные по разным линиям кальция, достаточно хорошо сошлись между собой. [c.514]

Газ К се V а я II ei> g S s Й s 3 1 X L S o < X к rt яЦ n n o Температура в°С Теплота в ккал/кГ Критическ не параметры а >- Постоянные Ван-дер- Ваальса [c.73]

Для объяснения концентрационной зависимости коэффициентов активности в металлических и солевых фазах, было применено уравнение Ван-дер-Ваальса (см. гл. II, п. 4). Необходимые уравнения были выведены и обсуждены Ван-Лааром и Лорен-цом [380]. Были также рассмотрены системы с добавками других веществ [382, 378]. Концентрационные функции коэффициентов активности как металлической, так и солевой фазы содержат неизвестную постоянную Да. Необходимо определить эти константы, так же как и постоянную для закона действующих масс. Для их определения должны быть известны три пары молярных долей сосуществующих фаз Хд и Если эти константы известны, иногда может быть получено удовлетворительное аналитическое выражение для серии измерений в широкой области концентраций. Однако исследования Лоренца и его сотрудников часто подвергались критике. Кербер и Эльсен [164, 168, 176] оспаривали его экспериментальную методику. Вагнер и Энгельгардт [394] показали, что некоторые величины, приводимые Лоренцом и сотрудниками, находятся в полном противоречии с теплотами смешения, определенными Каваками [157, 158]. [c.150]

Энциклопедия по машиностроению XXL

Оборудование, материаловедение, механика и ...