Уравнение Ван-дер-Ваальса состояния реального газа

Известно много уравнений состояния реальных газов, предложенных разными исследователями. Уравнения эти либо имеют ограниченную область применения и недостаточно точны за ее пределами, либо сложны для практического использования. Наиболее простым уравнением состояния реального газа является уравнение Ван-дер-Ваальса [c.27]

Для дальнейшего разбора вопроса мы обратимся к одному из наиболее ранних и наиболее изученных уравнений состояния реальных газов — уравнению Ван-дер-Ваальса. [c.112]

Ван-дер-Ваальса уравнение состояния (21)—первое уравнение состояния реального газа, качественно объясняющее возникновение критических явлений и конденсацию газа в жидкость. Явилось прототипом множества других уравнений состояния с различным числом индивидуальных постоянных. [c.308]

Уравнения приведенного состояния реального газа содержат приведенные параметры и поэтому применимы для всех соединений. Приведенное уравнение Ван-дер-Ваальса (рис. П-1) [c.165]

Приближенная оценка величины поляризуемости ал молекул, не являющихся жесткими диполями (аат = 0 аор = 0), возможна вследствие того, что постоянная Ь в уравнении Ван-дер-Ваальса (состояния реального газа) равна учетверенному собственному объему молекул Ум, содержащихся в одном моле. Поэтому поляризация [c.38]

Из множества уравнений газового состояния реальных газов наибольшее распространение получило уравнение Ван-дер-Ваальса [c.55]

На рис. IV, 2 схематически изображены зависимости термодинамических потенциалов идеального газа от его объема. Уравнения для термодинамических потенциалов реального газа можно получить, используя уравнения состояния реального газа, например уравнение Ван-дер-Ваальса или другое. [c.130]

Приближенно можно найти точку инверсии путем использования урав нения состояния реального газа, например уравнения Ван-дер-Ваальса. /дУ [c.154]

ВАН ДЕР ВААЛЬСА УРАВНЕНИЕ — уравнение состояния реальных газов (и в некоторой степени жидкостей) [c.52]

Состояние реальных газов характеризуется уравнением Ван-дер-Ваальса [c.43]

Состояние термодинамической системы определяется физическими характеристиками — массой, объемом, давлением, составом, теплоемкостью и другими, которые называются параметрами состояния. Для такой простой системы как газ, параметрами состояния будут объем, температура, давление. Если параметры состояния системы со временем не изменяются, то такое состояние считается равновесным. В равновесной термодинамической системе параметры состояния связаны между собой определенными математическими уравнениями — уравнениями состояния. Например, уравнением состояния идеального газа является уравнение Клапейрона — Менделеева (1.1), уравнение Ван-дер-Ваальса (1.2) описывает состояния реальных газов. [c.34]

Кроме уравнения Ван-дер-Ваальса было предложено довольно много других форм уравнения состояния реальных газов. Некоторые из этих уравнений лучше выражают зависимость V от температуры и давления, но содержат большое число индивидуальных постоянных и рассчитывать по ним сложно. К тому же физический смысл этих постоянных и связи между ними не -всегда достаточно ясны. [c.113]

На свойстве реальных газов охлаждаться при их расширении без производства работы основана работа холодильных машин некоторых типов. Это свойство называется эффектом Томсона — Джоуля. Для реальных газов становятся неточными и ур. (VII, 48) —(VII,56). Для таких газов можно воспользоваться тем или другим уравнением состояния реальных газов, например уравнением Ван-дер-Ваальса (III, 28), и получить соответствующие выражения для термодинамических функций, аналогичные таковым для идеальных газов, но соответственно более сложные. [c.233]

Для расчета состояния реальных газов чаще всего используют уравнение Ван-дер-Ваальса [c.44]

Дросселирование идеального газа не приводит к изменению его температуры. Эффект дросселирования поэтому связывают с уравнением Ван-дер-Ваальса для реальных газов, выраженное через критические состояния [c.46]

Уравнение Ван-дер-Ваальса не дает удовлетворительной точности при вычислении параметров состояния реального газа. Уравнения состояния, предложенные многими другими исследователями, либо имеют ограниченную область применимости и недостаточно точны за ее пределами, либо сложны для практического использования. Уравнение состояния (1.6) выражает в простейшей форме зависимость между параметрами реального газа, а точность его определяется надежностью данных об избыточном объеме Ь. [c.10]

Уравнение Ван-дер-Ваальса значительно точнее отображает состояние реального газа, чем уравнение (1,17), которое было выведено для идеальных газов. [c.26]

Уравнение состояния реального газа. Ван-дер-Ваальс (1879) высказал предположение, что при низких давлениях тенденция к увеличению сжимаемости обусловлена взаимным притяжением молекул газов, что дает как бы дополнительное давление р (внутреннее давление), пропорциональное плотности газа. Рассмотрим элемент объема. Давление р пропорционально плотности наружного притягиваемого слоя газа и внутреннего, притягивающего внешний слой, т. е. [c.14]

Пока еще не найдено достаточно хорошего уравнения состояния реального газа. Удовлетворительно характеризует поведение реальных газов при средних давлениях уравнение состояния, предложенное голландским ученым Ван-дер-Ваальсом (1873). В уравнение состояния для одного моля идеального газа рУ = ЯТ Ван-дер-Ваальс ввел две поправки р (величина, характеризующая силы межмолекулярного притяжения) и Ь (поправка на собственный объем молекул газа). [c.36]

Критические температуры и давления. Состояние реальных газов характеризуется уравнением Ван-дер-Ваальса [c.61]

Если вначале объектами исследований в химической термодинамике были только простейшие случаи (идеальные газы и идеальные растворы), то в дальнейшем достижения химической термодинамики удалось распространить на более сложные реальные системы. В этом направлении наибольшие заслуги принадлежат Я. Д. Ван-дер-Ваальсу, предложившему ныне широко известное уравнение состояния реального газа, и Дж. Льюису, разработавшему общее учение о неидеальных системах. [c.7]

Между молярным объемом, давлением и температурой существует определенная связь, описываемая уравнением состояния системы. Так, уравнение Клапейрона — Менделеева описывает состояние идеального газа, уравнение Ван-дер-Ваальса — взаимосвязь параметров состояния реального газа. Конечно, не для любой системы можно записать уравнение состояния в виде достаточно простой формулы. Но важно, что такая зависимость существует. Иными словами, молярный объем какого-либо вещества при определенном давлении и температуре — величина постоянная. Поэтому уравнение состояния может быть всегда найдено из эксперимента и представлено в виде таблицы значений V, соответствующих разным наборам значений р и Т. [c.152]

Впервые межмолекулярное взаимодействие принял во внимание Ван-дер-Ваальс (1873) для объяснения свойств реальных газов и жидкостей, (для них свойства существенно зависят от взаимодействия между молекулами). Учитывая это взаимодействие и поправку на собственный объем молекул, он предложил уравнение состояния реального газа [c.123]

Состояние системы определяется совокупностью всех ее физических и химических свойств. Изменение любого из этих свойств означает изменение состояния системы. Эти свойства называются термодинамическими параметрами состояния. К числу их относят температуру Т, давление р, мольный объем V, число молей п. Состояние системы аналитически представляют в виде уравнения состояния, связывающего между собой параметры системы. Примером такого уравнения может служить уравнение состояния реального газа Ван-дер-Ваальса (И.52). [c.148]

В литературе известно несколько уравнений состояния реального газа, однако наибольшее значение из них имеет уравнение, полученное Я- Ван-дер-Вааль-сом. При выводе его Ван-дер-Ваальс исходил из уравнения состояния идеального газа, в которое ввел две поправки на величину собственного объема молекул (в) и на силу притяжения межлу молекулами 11). Как показал Ван-дер-Ваальс, свободное про-странство, в котором могут двигаться молекулы, должно быть уменьшено на величину, пропорциональную несжимаемому объему молекул. Эта поправка (в) равна учетверенному собственному объему молекул. Вторая поправка (Я) на силы притяжения между молекулами должна быть прибавлена к давлению, так как эти силы действуют в том же направлении, что и внешнее давление, и могут рассматриваться как внутреннее давление, прибавляющееся к измеряемому внешнему давлению р. [c.45]

В принципе можно использовать любое уравнение состояния реального газа. Рассмотрим расчет на примере уравнения Ван-дер-Ваальса. Это уравнение имеет вид [c.71]

Следует отметить, что для жидких веществ отсутствует удовлетворительное общее уравнение состояния. Если для газов выведено несколько рабочих уравнений состояния (уравнение идеального газа, уравнение Ван-дер-Ваальса для реальных газов и т. д.), то для жидкостей аналогичных обобщений не существует. [c.36]

Для математического описания поведения реальных газов предложено много уравнений. Наиболее простым уравнением состояния реального газа, учитывающим отклонение его свойств от свойств идеального газа, является уравнение Ван-дер-Ваальса [c.15]

Более точно состояние реальных газов при различных давлениях и температурах описывается уравнением Ван-дер-Ваальса. [c.43]

ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА УРАВНЕНИЕ, ур-ние состояния реального газа. Для п молей газа, имеющего объем V при т-ре Т и давлении р, имеет вид [c.352]

Мы уже указывали, что наиболее распространенным уравнением состояния реальных газов, учитывающим наличие межмолекулярных сил притяжения и собственного объема молекул, является уравнение Ван-дер-Ваальса (9.21). Значе- [c.160]

Экспериментально установленное давление моля азота при указанных условиях оказывается равным 30,78 атм. Таким образом, мы убеждаемся, что уравнение Ван-дер-Ваальса, учитывающее межмолекулярное взаимодействие и собственный объем молекул азота, правильнее предсказывает давление этого газа при указанных условиях, чем уравнение состояния идеального газа. Однако ни уравнение Ван-дер-Ваальса, ни другие уравнения состояния реальных газов, выведенные с целью учета отклонений свойств газов от идеальных, не позволяют сделать это достаточно точно при любых давлениях. [c.161]

В большинстве случаев межмолекулярные взаимодействия могут быть описаны при помощи потенциала Леннарда-Джонса (сила Р = = — ЕпотМг рис. 5.2). Этот потенциал характеризуется диаметром молекулы а и глубиной межмолекулярного потенциала е. Параметры потенциала для ряда молекул и атомов приведены в табл. 5.1. Они применяются для определения приведенных интегралов столкновений, которые необходимы для вычисления факторов, учитывающих отклонения от идеальной модели взаимодействия жестких сфер (т.е. для описания поведения реального газа). Например, две константы аиб, используемые в уравнении Ван-дер-Ваальса состояния реального газа а/У )(У -Ь) = КТ, [c.66]

Не всегда вычисления значений конститутивных величин настолько просты. Для достижения большей точносги расчетов необходимо принимать во внимание, с каким атомом или с какой группой связан элемент молекулы, какими связями он соединен и т. д. Нередко это становится причиной использования усложненных аддитивных методов расчета. Например, Тодос и его сотрудники заметили, что можно рассчитать аддитивным методом постоянные а и 6 в уравнении состояния реального газа (в уравнении Ван-дер-Ваальса) [c.82]

Это уравнение представляет собой обычную изотерму состояния адсорбционного слоя, связывающую давление А = я с площадью 1/Г, приходящейся на одну молекулу. Поскольку здесь участвует 1/Гоо, это уравнение аналогично уравнению состояния реального газа, в котором учтен собственный объем молекул, но пренебре-гается взаимодействием между ними (1/Г — аналог молекулярного объема, а 1/Гоо — аналог собственного объема молекулы). Фрумкин ввел в (4.45) поправочный член — а (Г/Гоо) , который соответствует поправке на силы притяжения в уравнении Ван-дер-Ваальса [c.112]

Уравнение Ван-дер-Ваальса достаточно точно (точнее, чем уравнение состояния идеального газа) характеризует состояния реальных газов при температурах вынш критических и объемах одного киломоля не менее 0,3 м . В области температур ниже критических и при объемах одного киломоля менее 0,3 уравнение (1.20) неприменимо. В этих условиях пользуются уравнением Менделеева— Клапейрона (1.14) с введением поправочного коэффициента 2с, называемого коэффициентом (или фактором) сжимаемости газа [c.15]

При использовании вириальных уравнений состояния удается достичь очень хорошего согласия с опытом. Еще более важно то, что разложение по степеням 1/1/ в уравнении состояния имеет теоретическое обоснование. Методами статистической термодинамики уравнение состояния реальных газов получено не в форме уравнения Ван-дер-Ваальса (его вывод был наглядным, но не статистическим), а в форме разложения в ряд по степег5ям l/V. Коэффициенты S,(7 ) удается вычислять теоретически, если известен вид межмолекулярного потенциала. [c.22]

При ударе молекулы о стенку (сосуд, манометр) сила, действуюш ая на эту стенку, в случае реального газа меньше, чем для идеального. Действительно, на молекулы, стал-киваюш,иеся со стенкой, со стороны других молекул реального газа действуют силы притяжения их результирующая перпендикулярна стенке, но направлена в сторону, противоположную силам давления газа на стенку (рис. 52). Давление реальных газов ниже, чем давление идеального газа Ван-дер-Ваальс предложил уравнение состояния реальных газов, похожее на уравнение идеальных газов, в которое введены два поправочных члена, учитывающих свойства молекул реального газа [c.100]

Полученное уравнение называется уравнением Ван-дер-Ваальса. При надлежащих значениях постоянных аиЬ оно позволяет дать более правильное описание зависимости между объемом и давлением газа. При использовании простого уравнения состояния (9.10), не учитывающего этих поправок, при высоких давлениях наблюдаются серьезные отклонения от реального поведения газов. Существуют и другие уравнения состояния реальных газов, предложенные для учета их отклонений от свойств реальных газов (например, уравнения Диетеричи, Бертло, Бриджмена), однако наибольшее распространение получило уравнение Ван-дер-Ваальса. [c.160]