Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Статьи Рисунки Таблицы О сайте English

Постоянные а и 6 в уравнении состояния реального газа

    Постоянные уравнений состояния реального газа [c.112]

    Когда известны значения постоянных сил е и а для молекул какого-нибудь вещества, можно рассчитать некоторые величины (например, постоянные в уравнении состояния реального газа, коэффициенты вязкости, теплопроводности, диффузии), характеризующие физико-химические свойства этого вещества. [c.71]

    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]


    Для расчета 5°2эв обычно пользуются (11.22). Это уравнение позволяет вычислить энтропию реального газа 5т при температуре Т и давлении 1 атм, если испарение производилось при нормальной температуре кипения. А чтобы получить абсолютное значение стандартной энтропии S°T(T) (в том числе и 5°2Э8(г)), необходимо ввести поправку, учитывающую отклонение реального состояния газа от идеального. Уравнение для расчета этой поправки получают, сочетая уравнение состояния реального газа с уравнением, дающим зависимость энтропии от давления при постоянной температуре [c.115]

    Принципиальная возможность теоретически вычислить вириальные коэффициенты по известному выражению для энергии взаимодействия пары молекул и г) позволяет сделать некоторые общие выводы. Все вириальные коэффициенты зависят от параметров функции и г), а таких параметров четыре Оа, Го (или а), пит. Поэтому в общем случае вириальные коэффициенты должны зависеть по крайней мере от четырех индивидуальных постоянных. В ряде случаев показатели степени пят примерно одинаковы для широкого круга веществ. Это позволяет сохранить только две индивидуальные постоянные в уравнении для межмолекулярного потенциала и в уравнении состояния реального газа. [c.257]

    Для несферических молекул энергия межмолекулярного взаимодействия описывается более сложными выражениями, благодаря чему в каждый вириальный коэффициент в уравнении состояния в общем случае входит на меньше четырех индивидуальных постоянных. Каждый из неприводимых интегралов р,- различным образом зависит от индивидуальных постоянных функции и г). Благодаря этому в общем уравнении состояния реального газа приходиться вводить большое число индивидуальных постоянных, что и сделало проблему уравнения состояния такой сложной, даже с точки зрения подбора эмпирических уравнений состояния. [c.257]

    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]

    Постоянные а н Ь в уравнении состояния реального газа 75 [c.49]

    ПОСТОЯННЫЕ а и 6 В УРАВНЕНИИ СОСТОЯНИЯ РЕАЛЬНОГО ГАЗА [c.75]

    Следует отметить, что самое первое из уравнений состояния реального газа — уравнение Ван-дер-Ваальса — до настоящего времени не потеряло своей актуальности и широко используется для создания хотя и приближенного, но простого аналитического представления о поведении реального газа [1.3]. Постоянные Ван-дер-Ваальса а и Ь приводятся в табл. 3.25. [c.114]


    Сначала произведем расчет второго вириального коэффициента по уравнениям состояния реального газа. Из табл, 3.25 находим постоянные Ван-дер-Ваальса ЫгО а = = 3,85-10 см -кПа моль и й = 44,4 см /моль. Приняв Л = 8314,4 см кПа/(моль-К), по уравнению (3,67) получаем  [c.118]

    Расхождения между теорией и опытом надо в данном случае отнести зг счет того, что кубическая форма уравнения состояния реальных газов с тремя постоянными вообще недостаточно точна. Повидимому эта неточность зависит прежде всего от непринятия во внимание сил отталкивания между молекулами газа (см. ниже). [c.174]

    На основании теоретических соображений он принял, что я пропорциональна квадрату плотности газа или обратно пропорциональна квадрату объема я = а/У (где а —постоянная, значение которой зависит от рода газа). Таким образом, уравнение состояния реальных газов Ван-дер-Ваальса может быть записано [c.34]

    Кроме уравнений Ван-дер-Ваальса и Бертло было предложено довольно много других форм уравнения состояния реальных газов. Однако все уравнения состояния с двумя или тремя индивидуальными постоянными не удовлетворяют возросшим требованиям к точности результатов, в особенности при сильном расширении диапазона температур и давлений, используемых в настоящее время. К тому же физический смысл этих постоянных и связи между ними не всегда достаточно обоснованы. [c.151]

    Если р взято в Па V — в м /кмоль, Т — в К, то значенне К — универсальной газовой постоянной — равно 8314,3 Дж/кмоль.) При более высоких давлениях или при температурах, меньших температуры конденсации, уравнение состояния идеального газа не применимо. Однако поведение реальных газов и паров может быть соотнесено с поведением газов идеальных с помощью фактора сжимаемости [c.150]

    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]

    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]

    При исследовании газовых законов оказалось, что реальные газы могут давать значительные отклонения от величин, вычисляемых по уравнению состояния идеального газа. Так, согласно закону Бойля — Мариотта произведение объема газа на давление при данной температуре должно быть величиной постоянной (рУ = К). [c.22]

    Зависимость между величинами V и р при постоянной Т в уравнении реального состояния газа можно представить графически (рис. 5). Кривая ОСВА на рисунке 5 носит название изотермы состояния реального газа. Изотерма состоит из трех частей. На участке кривой АВ объем изменяется обратно пропорционально давлению, т. е. согласно уравнению Бойля — Мариотта. На участке СО большому изменению давления соответствует малое изменение объема. Такое поведение характерно для жидкого состояния, следовательно, эта часть кривой соответствует жидкому состоянию. Участок кривой ВС отвечает переходу газа в жидкость. Следовательно, кривая изотермы охватывает и газообразное и жидкое состояние. [c.24]

    Таким образом, значения тех свойств в стандартном состоянии, которые у идеального газа не зависят при постоянной температуре от давления, например энергии, энтальпии, теплоемкости при постоянном давлении, теплоемкости при постоянном объеме, мольного веса, находят, экстраполируя значение этих свойств у реального газа на нулевое давление. Значения же тех свойств в стандартном состоянии, которые и у идеального газа при постоянной температуре зависят от давления, например химического потенциала, энтропии, вычисляют, комбинируя- общие термодинамические уравнения с уравнением состояния идеального газа. На основании такого комбинирования и было получено уравнение (XII, 111). [c.326]

    Чтобы уравнение состояния идеальных газов было применимо к реальным газам, Ван-дер-Ваальс (1873) ввел в него два поправочных члена. Чтобы учесть собственный объем молекул, из объема V, занимаемого идеальным газом, нужно вычесть постоянную Ь. (Как показывает более точное рассмотрение, поправка на объем Ь не равна реальному объему молекул, а примерно в 4 раза больше него.) На существование сил притяжения между молекулами указывает уже отмеченный факт, что при давлениях выше 1 атм реальный объем газа меньше, чем объем, вычисленный для идеального газа. Газ ведет себя так, как если бы он находился под большим давлением, чем эффективное давление р. Поэтому необходимо ввести также поправку на давление а1У . Предполагается, что частично молекулы газа соединены по две слабыми силами притяжения. Хотя спаренные молекулы непрерывно образуются и исчезают, в любой момент существует определенная концентрация этих пар, которые, как и простые молекулы, вносят свою долю в давление газа. Поскольку число молекул газа обратно пропорционально его объему, число пар (согласно закону действия масс) должно быть пропорционально МУ . Если коэффициент пропорциональности обозначить а, то получим уравнение состояния Ван-дер-Ваальса  [c.136]


    Уравнение состояния (У1-30) верно описывает поведение реального газа в области не очень высоких давлений (от нескольких атмосфер до нескольких десятков атмосфер) и области температур, далеких от критической точки, и часто используется в технических расчетах. Ниже приведены значения постоянных а [в атм(см /моль)2] и 6 (в м /моль) для некоторых газов [10]  [c.132]

    Если в качестве рабочего тела используется газ в идеальном состоянии, то связь между переменными можно осуществить с помощью уравнения Менделеева—Клапейрона, для реального газа — уравнение Ван-дер-Ваальса. Термодинамическому процессу присваивают наименование по типу той переменной, которая в ходе процесса является постоянной Рт= =Рт У)—изотермический Ру=Ру Т)—изохорический Ут = = Ур Т)—изобарический Ру Ру(Т)—изохорический Рт= =Рт У)—изотермический. Эти процессы описываются уравнениями такого вида для газа в идеальном состоянии  [c.54]

    Если при изменении состояния газовой смеси ее компоненты не подвергаются конденсации и не вступают в химическую реакцию, давление, удельный объем и абсолютная температура смеси связаны между собой уравнениями состояния для идеальных или реальных газов. Чтобы воспользоваться ими, нужно знать для смеси величину газовой постоянной и коэффициентов сжимаемости. При отсутствии табличных данных они вычисляются. [c.11]

    Газовые системы являются наиболее наглядными моделями при изучении законов термодинамики и кинетики. Поведение газов в различных условиях необходимо знать для объяснения свойств веществ в конденсированных состояниях. Так, от свойств идеальных газов можно легко перейти к свойствам идеальных жидких растворов, а затем и к свойствам реальных растворов. Именно поэтому универсальная газовая постоянная входит в уравнение состояния не только идеального газа, но и реальных газов, в уравнения для осмотического давления растворов и для электродвижущей силы гальванических элементов. [c.9]

    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]

    Воспользовавшись уравнением (IV, 26) и считая Ср = onst и 1 = alT (где а и п — постоянные), показать, что уравнение состояния реального газа имеет вид [c.110]

    В настоящее время стало ясным, почему в уравнениях состояния реальных газов в общем случае не хватает двух индивидуальных постоянных, но в первом прлближении этого достаточно. Причиной всех отклонений от уравнения (1.5) являются межмолекулярные взаимодействия в газах. Зависимость энергии межмолекулярных взаимодействий е от расстояния между частицами г приближенно можно описать уравнениями, содержащими по меньшей мере четыре параметра --п, т, А н В в уравнении [c.25]

    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]

    ВИНОГРАДНАЯ КИСЛОТА, см. Винные кислоты. ВИРИАЛЬНОЕ УРАВНЕНИЕ (от лат. vires-силы), ур-ние состояния реальных газов, представляющее собой разложение давления р или фактора сжимаемости pV/RT в ряд по отрицат. степеням молярного объема К(К-газовая постоянная, Т-т-ра)  [c.376]

    Это уравнение, как известно, содержит два члена, отсутствующих в уравнении состояния идеального газа член — учитывающий конечность объема молекул, и член а1(А /У)2, описывающий силы притяжения между молекулами а и 6] суть постоянные, характерные для данного газа. Согласно этому уравнению, изотермы, изображенные в координатах р и У (фиг. 3) и соответствующие температуре ниже Гс (изотерма, соответствующая этой температуре, имеет горизонтальную касательную в одной точке), содержат участок с перегибом, отражающий нефизическое уменьшение объема с уменьшением давления. Поведение реальной системы на участке с перегибом описывается горизонтальной прямой, вдоль которой пар находится в равновесии с жидкой фазой. Положение этой прямой определяется построением Максвелла площади обоих заштрихованных участков должны быть одинаковыми. Уравнение Ван дер Ваальса позволяет правильно оценить как порядок величин VI теплоемкости, тай и форму двухфазной области, показанну ) [c.373]

    Уравнение Ван-л ер-Ваалвс1а довольно хорошо описывает состояние реального газа, однако точного совпадения с опытом оно не дает (см. например вычисленные рУ для СОд в табл. 1"). Одной из главных причин этого несовпадения является изменчивость постоянных а 1л Ь с изменением состояния (см. ниже). [c.165]

    Зависимость между величинами У и Р при постоянной Т в уравнении реального состояния газа можно представить графически. Полученная кривая АВСВ (рис. 5) носит название изотермы состояния реального газа. Изотерма состоит из трех частей. На участке кривой АВ объем изменяется обратно пропорционально давлению, т. е. так, как это дает уравнение Бойля — Мариотта. На участке СО большому изменению давления соответствует малое изменение объема. [c.31]

    Значения свойств компонента в этом стандартном состоянии могут быть вычислеяы следующим образом. Значения тех свойств компонента в стандартном состоянии, которые у идеального газа не должны зависеть при постоянной температуре от давления, например молекулярного веса, теплосодержания, теплоемкости при постоянном давлении, находят, экстраполируя значения этих свойств у реального газа на нулевое давление. Значения же тех свойств компонента в стандартном состоянии, которые и у идеального газа должны зависеть при постоянной температуре от давления, например химического потенциала, энтропии, вычисляют, комбинируя общие термодинамические соотношения с уравнением состояния идеального газа. [c.47]

    Уравнение Ван-дер-Ваальса. При исследовании газовых законов в более широких границах давлений и температур оказалось, что реальные газы практически дают значительные отклонения от величин, вычисляемых по уравнению состояния идеальных газов. Так, согласно закону Бойля— Мариотта, произведение объема газа на соответствующее давление при данной температуре должно быть величиной постоянной рУ=сопз1). Между тем оказалось, что применимость закона Бойля—Мариотта с достаточной точностью возможна только при невысоких давлениях. При значительных давлениях наблюдаются большие отклонения. Например, для азота опытным путем найдено, что если при р 1 атм рУ=100, то при р= =431 атм рУ=127 (вместо 100, как это следовало бы по закону Бойля—Мариотта). [c.15]


Смотреть страницы где упоминается термин Постоянные а и 6 в уравнении состояния реального газа: [c.54]    [c.149]    [c.21]    [c.299]    [c.127]    [c.94]    [c.9]    [c.110]    [c.110]    [c.7]   
Смотреть главы в:

Свойства газов и жидкостей -> Постоянные а и 6 в уравнении состояния реального газа




ПОИСК





Смотрите так же термины и статьи:

Постоянные в уравнении

Реальные газы

Состояния газа уравнение

Уравнение состояния

Уравнение состояния газов

Уравнения реальных газов

азы реальные уравнение

азы реальные уравнение состояния



© 2024 chem21.info Реклама на сайте