Энергия газа Ван-дер-Ваальса

Энергия газа Ван-дер-Ваальса зависит от объема ди - др а. ...........2д [c.77]

Энергия газа Ван-дер-Ваальса в предположении, что Су постоянная величина, составляет [c.77]

Внутренняя энергия — функция состояния, определяемая с помощью первого начала термодинамики с точностью до неопределенной постоянной. Имеет физический смысл суммарной энергии частиц системы без учета движения системы как целого. Термодинамическое уравнение баланса внутренней энергии лежит в основе всего математического аппарата термодинамики. Зависимость внутренней энергии от объема (59), способы вычисления (61). статистический расчет (207, 220), внутренняя энергия идеального газа (75, 83), внутренняя энергия газа Ван-дер-Ваальса (77). [c.309]

Рассмотрим выражения для внутренней энергии и энтропии одного моля реального газа, подчиняющегося уравнению Ван-дер-Ваальса. [c.130]

Внутренняя энергия реального газа, подчиняющегося уравнению Ван-дер-Ваальса, меньше энергии идеального газа, занимающего тот же объем, на величину a/V. Величина —a/V является энергией взаимного притяжения молекул газа, она меньше нуля. Внутреннее давление реального газа (/—р) в данном случае равно alV. [c.130]

Молекулы веществ, находящиеся в твердом, жидком и газообразном состоянии, взаимодействуют друг с другом с разными по энергии силами — силы Ван-дер-Ваальса, водородная связь, химическая связь и др. Такое взаимодействие определяет конденсированное состояние вещества. Эти силы приводят к появлению в жидкостях и газах сольватов и ассоциатов, обусловливают диссоциацию молекул и других частиц в любых агрегатных состояниях вещества, они же характеризуют появление структуры (полиэдры, ансамбли полиэдров или кластеры) в веществе в разных его агрегатных состояниях, определяя аморфную или кристаллическую структуру. Межмолекулярное взаимодействие частиц в системе приводит к отклонению их свойств от идеальных. Такие системы называют неидеальными или реальными. Свойства индивидуальных реальных систем (веществ в чистом виде) могут быть рассчитаны с помощью уравнений состояния вещества. Этих уравнений в литературе приведено несколько сотен. Свойства же смесей расчету пй уравнениям состоянию не поддаются. Это определяется сложностью изменения свойств смесей с изменением их состава. [c.220]

Предположим теперь, что в активированном комплексе связь между атомами галогена и инертного газа является ван-дер-ваальсо-вой и энергия этой связи аппроксимируется потенциалом Ленарда-Джонса (11.5). Для оценки и Оц атомов галогенов брали значения, полученные из данных о вязкости ближайшего к галогену в таблице Менделеева инертного газа (например, а, ) = а параметры взаимодействия вычисляли по (11.6). Вычисление расстояний /-ДМ в активированном комплексе производили в предположении, что АМ возникает вблизи состояний, соответствующих в этом случае Лдм можно найти из условия де(г)/дг = О, откуда Лдм = 2 /вОо. Исходя из модели жесткого активированного комплекса, примем Лдв всего на 5% большим, чем равновесное в молекуле Аз- Отношение электронных статистических весов переходного и исходного состояний во всех реакциях взято равным 1/6, = 2. Частоты деформационных колебаний активированного комплекса принимали одинаковыми и были вычислены в гармоническом приближении по формуле [c.121]

При адсорбции газов н паров на поверхности адсорбентов образуется не только мономолекулярный, но и полимолекулярный адсорбционный слой. Такая адсорбция возможна, если адсорбционные силы действуют на расстояниях, превышающих размеры молекул. Этим свойством обладают силы Ван-дер-Ваальса. Энергия молекулярного притяжения U пары молекул убывает, как известно, ио закону U=—Л/г , где г — расстояние между центрами молекул и А — константа, зависящая от природы молекул. [c.40]

Внутренняя энергия реальных газов зависит от объема. В этом легко убедиться на примере газа Ван-дер-Ваальса. Для [c.86]

Взаимодействие между частицами, приводящее к образованию полимерных молекул и структур. Так, в результате действия сил Ван-дер-Ваальса между атомами благородных газов или между молекулами О2, N2, СЬ и другими эти вещества могут существовать в жидком состоянии. Энергия этих взаимодействий может достигать 20 кДж/моль. [c.120]

Межмолекулярное взаимодействие отличается от химического небольшими энергиями (от долей кДж/моль до 15—20 кДж/моль, тогда как энергии химических связей, например ковалентной связи, 150—400 кДж/моль), отсутствием специфичности и насыщаемости, проявляется на сравнительно больших расстояниях (порядка 0,4—0,7 нм). Силы Ван-дер-Ваальса действуют при сжижении газов, их кристаллизации, физической адсорбции (поглощение газов и жидкостей поверхностями раздела без образования химических поверхностных соединений) и т. д. [c.125]

Анализ формулы (49.17) для U показывает, что ориентационная энергия значительна только для сильно полярных молекул, индукционная энергия обычно очень мала, и наиболее важным слагаемым в (49.17) является дисперсионная энергия (табл. 29). Особая важность дисперсионного взаимодействия в том, что нет веществ, в которых оно не проявлялось бы, и в аддитивности дисперсионных сил. Так как силы Ван-дер-Ваальса вызывают отклонение состояния газов от идеальности, то константы уравнения Ван-дер-Ваальса [c.262]

Внутренняя энергия и энтальпия идеального газа не зависят от давления. Для реального газа повышение давления, вызывающее сближение молекул, приводит к уменьшению потенциальной составляющей внутренней энергии. Зависимость энтальпии и внутренней энергии при постоянной температуре можно представить с помощью уравнения Ван-дер-Ваальса. Это уравнение (1.26) для 1 моль реального газа можно переписать в виде [c.54]

Равенства (2.16) и (2Л8) показывают индивидуальную взаимосвязь внутренней энергии и энтальпии от давления через постоянную а уравнения Ван-дер-Ваальса, зависимость V от Р и коэффициенты сжимаемости г. На диаграмме Т — 5 для азота (рис. 2.3) видно, что молярная энтальпия при 250 К и Р = 0,1 МПа равна 14 100 кДж/кмоль. Увеличение давления до 30 МПа сопровождается снижением энтальпии до 12 500 кДж/кмоль. Дальнейшее увеличение давления до 180 МПа обусловливает уже повышение энтальпии до 15 ООО кДж/кмоль. В области очень высоких давлений значение энтальпии возрастает еш,е больше, например, при 1000 МПа оно достигает 32 000 кДж/кмоль. Такая инверсия энтальпии характерна для всех реальных газов. [c.55]

Сжиженные инертные газы неон, аргон, криптон и ксенон являются простейшими по своим свойствам и типу межатомного взаимодействия жидкостями. Интерес к изучению их структуры связан с необходимостью дальнейшего развития теории жидкого состояния. Для этих веществ теоретические расчеты физических величин можно сделать более количественными, чем для других жидкостей. Притяжение атомов у сжиженных инертных газов описывается дисперсионными силами Ван-дер-Ваальса. Эти силы имеют квантовую природу. Своим существованием они обязаны нулевой колебательной энергии атомов. Не будь ее, нельзя было бы осуществить сжижение инертных газов, не существовало бы в природе парафинов, полимеров и многих других веществ с неполярными молекулами. Предпосылкой для появления дисперсионных сил является динамическая поляризуемость атомов и молекул, возникновение у них мгновенных диполей благодаря вращению электронов вокруг ядра. Электрическое поле такого диполя одной молекулы индуцирует дипольный момент в окружающих молекулах, что и приводит к появлению сил притяжения. [c.152]

Наличие ангармонизма сближает твердое тело с реальными Д газами, так как асимметричность колебаний атомов обусловливает некоторое кинетическое давление соседних атомов друг на друга. До приложения внешних сил это давление уравновешивается внутри тела (с участием сил поверхностного натяжения). Поэтому твердое тело ведет себя подобно реальному газу в соответствии с изотермой типа Ван-дер-Ваальса. Отличие состоит лишь в том, что коэффициент термического расширения полностью обусловлен ангармонизмом. Всестороннее растяжение уменьшает это кинетическое давление и потому в адиабатных условиях может вызвать охлаждение тела, как и в случае расширяющегося газа. Поскольку энергия, связанная с ангармонизмом, весьма мала (т. е. мал коэффициент термического расширения), обнаружить такое охлаждение можно только высокочувствительными приборами. [c.14]

Формулы (IX, 21) и (IX, 22) применимы и тогда, когда молекул много, но средние расстояния между ними велики по сравнению с их радиусами, как это, на-, пример, имеет место в газах. В таком случае полную энергию всех молекул можно найти, суммируя выражения (IX, 21) для всех пар молекул. Кроме того, зная поправку в уравнении Ван-дер-Ваальса, учитывающую взаимное притяжение молекул, можно найти и значение константы а. [c.270]

Активированная адсорбция, или хемосорбция, имеет большое значение при высоких температурах. В этом случае силы притяжения молекул газа к поверхности адсорбента являются силами химическими, аналогичными силам валентности. На это указывает высокое значение теплоты адсорбции—от 20 до 100 ккал/моль. Связи, возникающие между поверхностью и молекулами газа, столь же сильны, как связи в молекулах стойких химических соединений. Энергия активации имеет в этом случае значительно большую величину (5—20 ккал/моль), в связи с чем скорость хемосорбции в тех же самых условиях значительно меньше скорости адсорбции по Ван-дер-Ваальсу. Хемосорбция происходит только тогда, когда возможно химическое взаимодействие газа с поверхностью часто она бывает необратима. [c.49]

Видно, что внутренняя энергия газа Ван-дер-Ваальса увеличивается с ростом объема при постоянной температуре. Расширяющийся газ забирает от термостата энергию для преодоления сил притяжения между молекулами. Это соотношение поясняет физический смысл поправки в уравнении Ван-дер-Ва-альса. [c.86]

Ван-дер-ваальсовы молекулы. Поскольку энергия межмолекулярного взаимодействия во многих случаях не превышает 1000— 2000 Дж/моль, соединения за счет сил Ван-дер-Ваальса обычно не образуются. Этому препятствует тепловое движение 1/ . кТ). Однако при низких температурах, если /о кТ, удается обнаружить комплексы, такие, как гидраты благородных газов, частицы типа Аг2, Хез, АгНС1, АгЫг и др. Такие молекулы, образовавшиеся за счет ван-дер-ваальсового взаимодействия, называют ван-дер-вааль-совыми. Для них характерны большие равновесные расстояния и очень малые энергии связи. В принципе ван-дер-ваальсово соединение могут образовывать любые две молекулы, если Уд кТ. [c.136]

Между, молекулами как однородных, так и разнородных веществ существует взаимодействие. Это подтверждается существованием веществ в твердом, жидком и газообразном состоянии, изменением температуры газа при его расширении и сжатии, процессами конденсации и адсорбции, изменением объема при растворении твердых и жидких тел и т. п. Энергия межмолекулярного взаимодействия меньше энергии химического взаимодействия. Если при образовании моля жидкой воды из водорода и кислорода выделяется 286 кдж теплоты, то для перевода моля жидкой воды в парообразное состояние при 25° С требуется всего 44 кдж. Межмолекулярное взаимодействие называется ван-дер-ваальсовым взаимодействием, а силы межмолекулярного взаимодействия — силами Ван-дер-Ваальса, [c.75]

Адсорбция многих газов на угле в большинстве случаев представляет собой пример процесса адсорбции, в котором участвуют только силы Ван-дер-Ваальса и силы отталкивания. Лондоном [26] было установлено, что если для расчета энергий адсорбции применить выведенные им уравнения (8) и (12), то получается хорошее соответствие между рассчитанными и экспериментальными значениями теплот адсорбции таких газов, как гелий, аргон, окись углерода, метан и углекислота, когда адсорбентом является уголь. К сожалению, этот автор допустил ошибку в расчетах, в результате чего полученные им численные величины оказались завышенными в 10 раз. Наблюдаемое расхождение можно было бы частично, но далеко не полностью, сократить путем замены операции интегрирования суммированием, как показано в разделе V, 1. В 1934 г. нам удалось показать, что адсорбция указанных газов на угле происходит в углублениях, каналах и пустотах, т. е. главным образом на активных участках [18а]. Эта точка зрения получила всеобщее признание и была развита далее Брунауэром [17], который высказал соображение, что все молекулы, адсорбированные в весьма узких капиллярах угля, должны находиться в контакте не с одним, а с двумя слоями углеродных атомов. Такая мысль совершенно правильна, но рассчитанные величины продолжали оставаться слишком низкими. С тедует иметь в виду, что в последних расчетах не были учтены силы отталкивания, которые, как было показано в разделе IV,4, могут играть большую роль. Проведенные недавно исследования [39] показали, что все упо мянутые выше газы пр И адсорбции на угле обладают большой подвижностью и ведут себя как двумерные газы. Входе этих же исследований [41 б, в] было обнаружено, что молекулы адсорбированных газов поляризуются под влиянием электрического поля угля (с.м. раздел V, 7) и что эта поляризация обусловливает суни ственное, возможно даже наиболее важное, слагаемое теплоты адсорбции. [c.70]

Адсорбции аргона, кислорода и азота на хлористом калии посвящено большое число теоретических и экснериментальных исследований [36, 105, 106], В книге Брунауэра по физической адсорбции [17] дан обзор соответствующих работ. Все исследователи, ио-видимому, согласны с тем, что для адсорбированного атома или молекулы наиболее благоприятным является расположение непосредственно над центром элементарной ячейки кристаллической решетки. В этом месте электростатическая поляризация минимальна, а неполярные силы Ваи-дер-Ваальса имеют максимальную величину и играют преобладающую роль [107]. Дрэйн [37а[ обратил внимание на то, что энергия адсорбции азота на ионных поверхностях обычно выше, чем аргона или кислорода, в то время как в случае ненонных поверхностей внергии адсорбции вссх трех газов практически одинаковы. Он приписал этот эффект влиянию квадрупольного момента азота и рассчитал слагаемое энергии адсорбции, появляющееся в результате притяжения квадруполя молекулы азота полем кубической грани кристалла хлористого калия. Согласно этим расчетам, участки поверхности кристалла, расположенные тюносредственно над центром элементарной ячейки, по-прежнему остаются наиболее благоприятными для адсорбции. Найденное значение слагаемого энергии адсорбции, обусловленного притяжением [c.71]

Свойства веществ обусловливаются не только внутримолекулярными, но и межмолекулярными взаимодействиями. Межмолекулярные взаимодействия проявляются в процессах конденсации, растворения, сжатия реальных газов и т. д. и называются силами Ван-дер-Ваальса. Они отличаются от химических сил взаимодействия тем, что имеют электрическую природу, проявляются на значительно больших расстояниях, характеризуются небольшими энергиями (10—20 Дж/моль), а также отсутствием насыщаемости и специфичности. Энергия химических сил в 7—10 раз больше межмолекулярных. Как показывают квантово-механические расчеты, энергия ван-дер-ваальсова взаимодействия слагается из электростатической, индукционной и дисперсионной энергией. [c.235]

Второй род сил, влияющих на устойчивость золя,— силы притяжения между частицами. Они имеют ту же природу, что и силы, действующие между нейтральными молекулами. Существованием этих сил Ван-дер-Ваальс объяснял свойства реальных газов и жидкостей. Возникновение межмолекулярных сил обусловлено взаимодействием диполей (эффект Кеезома), поляризацией одной молекулы другой (эффект Дебая) и особого рода взаимодействием, которое объяснимо в рамках квантовой механики. Последний тип сил, называемых дисперсионными силами Лондона, связан с наличием в нейтральных атомах и молекулах мгновенных диполей. Взаимодействие таких диполей, являющихся результатом движения электронов в атомах и молекулах, не зависит от постоянных диполей и служит причиной их взаимного притяжения. Ф. Лондон показал, что такой тип взаимодействия превосходит эффекты Кеезома и Дебая. Энергия лондонозского взаимодействия между двумя атомами, находящимися на расстоянии г, обратно пропорцио- [c.112]

Это уравнение является приближенным в силу приближенного характера положенных в его основу допущений. Последнее можно видеть, если связать параметры а и h в уравнении Ван-дер-Ваальса с реальными силами притяжения и отталкивания, действующими между молекулами (см. гл. 7). Ясно, что представление об объеме молекулы как о некоторой постоянной величине приближенно. Существует область расстояний, соответствующая отталкиванию >лектронных оболочек, однако по мере увеличения энергии молекул повышается вероятность проникновения одной молекулы при оударении в сферу отталкивания другой, что эквивалентно неко-1 орому уменьшению размера молекулы. Ван-дер-ваальсовы силы убывают обратно пропорционально седьмой степени расстояния. Между тем в уравнении Ван-дер-Ваальса предполагается, что они убывают обратно пропорционально шестой степени (изменение объ- ма происходит пропорционально третьей степени изменения линейных размеров системы, следовательно, квадрат объема изменяется пропорционально шестой степени изменения линейных размеров, в частности расстояний между частицами). Однако как полуколичест-венное уравнение оно позволяет не только правильно учесть многие свойства реального газа, по даже качественно описать переход газа н жидкое состояние. Соответствующее рассмотрение можно найти i курсах молекулярной физики. [c.124]

Энтропия (37, 38)—термодинамическая координата состояния, отвечающая теплообмену. Неизмеряемая функция состояния системы, определяемая вторым началом термодинамики. Мате.матичсский аппарат термодинамики фактически построен на использовании свойсти внутренней энергии и энтропии. Особое значение в химии имеет в связи с вычислением химических потенциалов и констант равновесия химических реакций. Вычисление (62) идеального газа (75, 83) газа Ван-дер-Ваальса (77) статистические расчеты (207, 220, 221). Возрастание энтропии при необратимых процессах связано с дополнительным источником теплоты — некомпенсированной теплоты Клаузиуса (284) — переходом в теплоту потерянной части работы. Важным разделом линейной термодинамики необратимых процессов является вычисление скорости возрастания энтропии (источник энтропии). [c.317]

Силы Ван-дер-Ваальса (ориентационный, индукционный и дисперсионный эффекты). Очень слабые силы притяжения между нейтральными атомами или молекулами, проявляющиеся на расстояниях, превосходящих размеры частиц, называют межмолеку лярным притяжением или силами Ван-дер-Ваальса . Они действуют в веществах, находящихся в газообразном или жидком состоянии, а также между молекулами в молекулярных кристаллах. Своа название они получили по имени голландского исследователя Ван-дер-Ваальса, постулировавшего их существование введением поправочного члена в уравнение состояния идеального газа. Эти силы обусловливают отступление реальных газов от идеального состояния. Кроме того, межмолекулярное притяжение определяет возможность агрегации вещества, сопровождающейся выделением энергии. Оно играет важную роль в процессах адсорбции, катали- [c.133]

Физическая адсорбция, или адсорбция Ван-дёр-Ваальса, характеризуется сравнительно малым тепловым эффектом (около 5 ккал1моль), т. е. величиной того же порядка, что и теплота испарения, а также высокой скоростью установления равновесия. Это указывает на то, что энергия активации процесса очень мала (около I ккал1моль). Адсорбция такого рода обусловлена межмолекулярными силами Ван-дер-Ваальса, действующими между молекулами газа и поверхностью адсорбента. [c.49]

ГЕЛИЙ (от греч. helios-солнце лат. Helium) Не, хим элемент Vni гр. периодич. системы, ат. и. 2, ат. м. 4,002602 относится к благородным газам Атмосферный Г. состоит из изотопов Не (0,00013% по объему) и Не. Поперечное сечение захвата тепловых нейтронов для Не 68-10" м для Не-54-10" м Конфигурация электронной оболочки Is энергия ионизации Не -> Не - Не соотв. 2372 и 5250 кДж/моль ван-дер-ваальсов радиус 0,122 нм, ковалентный радиус 0,04-0,06 нм. [c.513]

VIII гр. периодич. системы относится к благородным газам ат.н, 10, ат.м. 20,179. Природный Н. состоит из изотопов °Ne (90,92% по объему), Ne (0,257%), Ne (8,82%). Поперечное сечение захвата тепловых нейтронов для прир, смеси изотопов не более 2,8-10 м . Известны короткоживущие (T /j<200 ) изотопы Н. Конфигурация внеш. электронной оболочки атома Is lp энергия ионизации Ne ->Ne - Ne соотв. 2080,66 и 3963,52 кДж/моль радиусы ван-дер-ваальсов 0,160 нм, ковалентный 0,070 нм. [c.209]

Теоретические исследования жидкого состояния посвящены в основном различным проявлениям межмолекулярных сил к сожалению, существующие теории жидкого состояния настолько сложны, что из них нельзя извлечь модельного представления о структуре жидкостей. Одним из немногих эффективных представлений о жидком состоянии, позволяющим объяснить различные его свойства, является так называемый свободный объем. Это представление может быть использовано также и для рассмотрения структурных особенностей других агрегатных состояний вещества. Например, в применении к газам свободный объем может рассматриваться как объем, не занятый молекулами, что соответствует члену V— Ь в уравнении Ван-дер-Ваальса. При сжатии газа его свободный объем уменьшается в соответствии с законом Бойля — Мариотта. Хотя плотность жидкости намного больше плотности газа, в ней сохраняется предположительно 3% свободного объема. При повьш1ении температуры жидкости кинетическая энергия ее молекул увеличивается, и это приводит к ее расширению в результате возрастания свободного объема. Увеличение объема сопровождается увеличением среднего расстояния между молекулами и, следовательно, уменьшением сил межмолекулярного взаимодействия. Подвергая жидкость постепенно увеличивающемуся сжатию, можно уменьшить ее первоначальный объем до 97%. Для дальнейшего уменьшения объема жидкости требуются гораздо большие давления (рис. 11.2). [c.188]

Как показал Борн, это предположение подтверждается совпадением результатов расчета с опытными данными (см. гл. ХИ1). Более трудным оказалось сделать правильные предположения относительно величины т для газов п жидкостей. Успех Ван-дер-Ваальса нри выводе уравнения состояния реальных газов нриве.и многих исследователей к решению без дальнейших проверок использовать значение т=3. Это же допущение принял и Ми [4] при рассмотрении вопроса о свойствах жидкостей, хотя в других отношениях его метод является общим. Однако в дальнейшем Тирер [7 показал, что если энергия притяжения двух молекул выражается уравнением вида Ва где т — целое число, то т не может быть меньше 4 и вероятнее [c.288]

При подходящих условиях температуры и давления в жидкое и твердое состояние можно перевести все элементы, включая инертные газы, и все соединения, в том числе и состоящие из неполярных молекул (СН4, ССЦ и т.д.). Существование универсального притяжения между всеми атомами и молекулами привело Ван-дер-Ваальса к включению в свое уравнение состояния величины а/У2. Кисом (Кеезот) вычислил среднюю энергию взаимодействия молекул с постоянным днпольным моментом ( л), находящихся на расстоянии г друг от друга [c.362]

Энергия решетки кристалла с Ван-дер-Ваальсовой связью. В теории реальных газов Ван-дер-Ваальса выражение для энергии взаимодействия содержит два члена. Один из них соответствует притяжению между молекулами, а другой отталкиванию. В случае кристаллов с Ван-дер-Ваальсовой связью вклад от энергии [c.206]