Ван-дер-Ваальса внутреннего давления

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]

Отступление поведения реального газа от законов идеальных газов голландский физико-химик Ван-дер-Ваальс объяснил взаимодействием между молекулами газа. В связи с этим он ввел поправки в уравнение Менделеева — Клапейрона, которые учитывали внутреннее давление газа, вызванное межмолекулярными силами, и собственный объем газа. Силы межмолекулярного взаимодействия стали называться силами Ван-дер-Ваальса. Этими силами обусловлена возможность сжижения газов и превращение их в твердое состояние. Они невелики и быстро убывают с увеличением расстояния между молекулами обратно пропорциональны межмолекулярно-щ расстоянию в седьмой степени. Поэтому вещества, между части- [c.111]

Результаты, полученные Б. Б. Кудрявцевым [16], показывают, что измерение скорости звука в жидкостях может служить методом изучения силового поля молекул. Кудрявцев [15, 16] показал, что, измеряя зависимость между скоростью звука и молекулярным объемом жидкости при постоянной температуре, можно определить внутреннее давление жидкости. Автор отмечает, что приближенно те же вычисления можно произвести, если известны зависимость скорости звука и плотности жидкости от температуры. Акустические измерения в жидкостях, но мнению Б. Б. Кудрявцева, можно использовать для вычисления постоянной а в уравнении Ван-дер-Ваальса и зависимости этой величины от температуры. [c.452]

В 1873 г. Ван-дер-Ваальс написал свое классическое уравнение. Введенные им поправки в уравнение для идеальных газов, учитывающие внутреннее давление (силы притяжения) и объем молекул (силы отталкивания), предсказали [c.94]

Исследования многих газов показали, что и уравнение Ван-дер-Ваальса в ряде случаев их реального состояния не отражает, хотя и является одним из наиболее удачных не только для реальных газов, но и для многих жидкостей. Для решения задач повышенной точности используют либо поправки к уравнению Ван-дер-Ваальса, либо применяют другие уравнения, составленные на основе степенных рядов. Так, например, учитывая, что внутреннее давление при повышении температуры, вообще говоря, убывает, Бертло предложил уравнение состояния [c.16]

Силу взаимного притяжения молекул 1 моль вещества называют внутренним давлением. Она стягивает частицы, что эквивалентно действию давления (такое же по результату действия) поэтому-то в уравнении Ван-дер-Ваальса ее прибавляют к давлению газа (сила взаимных столкновений молекул вещества увеличивается за счет их притяжения). Внутреннее давление газа обратно пропорционально квадрату занимаемого им объема, что в уравнении Ван-дер-Ваальса выражается в виде отношения а/Уш, где а — постоянная, свойственная данному веществу, а — молярный объем газа. [c.22]

Отсюда можно заключить, что для веществ с постоянным коэффициентом расширения а/У , или внутреннее давление постоянно. Это можно продемонстрировать п тем дифференцирования уравнений Ван-дер-Ваальса по температуре при постоянном объеме [c.24]

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]

Pg МОЖНО считать мерой отклонения объемных соотношений для растворов от идеального случая, поскольку было показано что относительные отклонения от простого закона смесей для сжимаемостей ряда растворов также прямо пропорциональны произведению с с . Из уравнения (1276) следует, что Pg обратно пропорционально квадрату объема. В этом проявляется аналогия между Pg и внутренним давлением в газах, которое соответствует члену а/ в уравнении Ван-дер-Ваальса. Поскольку Р зависит от объема, то эта величина является также функцией давления. Это обстоятельство может оказаться весьма важным при изучении жидкостей, у которых величины сжимаемости сравнительно велики. При условиях, в которых применяют уравнения (123) и (124), Р рассматривается в качестве постоянной величины для данной системы при постоянном составе и температуре. Такое упрощение оправдано тем, что эти уравнения описывают данные по сжимаемости во всей изученной области давлений и позволяют проводить экстраполяцию до атмосферного давления. В табл. 55 приведены некоторые значения сжимаемости, вычисленные для давления в 1 бар с помощью уравнения (124) из величин Р , полученных из данных по сжимаемости при 1000 бар, а также значения, полученные из данных по скорости звука [111] в растворах при 1 атм. Совпадение результатов не оставляет желать ничего лучшего. [c.262]

По мере повышения давления или, что то же самое, по мере уменьшения мольного объема газа оба допущения, положенные в основу представления об идеальном газе, становятся все менее верными. Для описания газа в более широком диапазоне давлений Ван-дер-Ваальсом было предложено уравнение, носящее его имя. В уравнении Ван-дер-Ваальса учитываются два обстоятельства. Во-первых, учитывается, что молекулы газа занимают некоторый конечный объем и в уравнении (8.1) вместо мольного объема вводится свободный от молекул объем V — Ь, где Ь — объем N молекул газа. Во-вторых, учитывается, что имеет место притяжение между молекулами газа, которое создает некоторое дополнительное давление на газ сверх давления, оказываемого стенками сосуда. Предполагается, что это дополнительное давление обратно пропорционально квадрату мольного объема газа. Поэтому вместо давления в (8.1) вводится сумма внешнего давления р и внутреннего давления а/Р, где а — постоянная, характеризующая взаимодействие молекул. В итоге уравнение Ван-дер-Ваальса имеет вид [c.111]

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]

Попытка применения к более концентрированным растворам уравнения В а н-д е р-В а а л ь с а не дает хороших результатов, как это и следовало ожидать, поскольку основные предпосылки этого уравнения неприменимы к растворенному веществу. Взаимодействие последнего с растворителем выражается гораздо более сложной зависимостью, чем поправка Ван-дер-Ваальса на внутреннее давление а/ 2. Зато вторая поправка на собственный объем молекул (V — Ъ) остается в силе. В скрытой форме она вводится тем, что в концентрированных растворах концентрация исчисляется не в молях на литр раствора, а в молях на литр чистого растворителя, содержащегося в растворе. Если брать концентрации, рассчитанные этим способом, то применимость закона Бойля распространяется до очень значительных концентраций. [c.245]

Внутреннее давление является составляющей в уравнениях состояния реальных газов, например в уравнении Ван-дер-Ваальса [c.552]

Свойства реальных газов, как известно, отличаются от свойств идеальных газов. Так, чем больше плотность газа, т. е. чем меньше расстояние между молекулами, тем больше это отклонение. Поэтому в уравнение состояния реальных газов следует внести по правки —- общий объем уменьшить на величину Ь (отвечающую собственному объему молекул) и увеличить давление с учетом сил взаимного притяжения молекул на малых расстояниях (внутреннее давление), прибавляющееся к внешнему давлению. Тогда уравнение состояния реальных газов Ван-дер-Ваальса на основе уравнения состояния идеальных газов выразится (при умеренных давлениях) [c.45]

Внутреннее давление выражено в уравнении Ван-дер-Ваальса величиной —.Оно может вычисляться различными спосо [c.6]

Для разреженных газов (когда поправка на внутреннее давление а/о мала в сравнении с р и когда Ь мало в сравнении с V) уравнение Ван-дер- Ваальса совпадает с уравнением Клапейрона — Менделеева. Для сжатых газов уравнение Ван-дер-Ваальса оправдывается в немногих случаях обычно оно оказывается неточным. Оно удовлетворительно передает ход изотерм двуокиси углерода, этилена и азота, причем ая Ь имеют следующие вначения [c.32]

Исходя из предположения о существовании притяжения или внутреннего давления (оно выражено в а), пропорционального квадрату плотности (или обратно пропорционального квадрату объема) и объема или длины путей (выражена в Ь) газовых частиц, Вая-дер-Ваальс дает для газов другое, усложненное, уравнение состояния [c.429]

Равнодействующая сил, втягивающих молекулы внутрь жидкости, отнесенная к 1 см поверхности и направленная перпендикулярно поверхности раздела, дает нормальное давление, равное внутреннему давлению жидкости Р . Величина определяется из уравнения ван-дер-Ваальса [c.110]

Рвн, учитывающий взаимное притяжение молекул, называют внутренним давлением. Уравнение (1У.4), в котором этот член принят прямо пропорциональным квадрату плотности, называется уравнением Ван-дер-Ваальса. Оно является одним из наиболее ранних и наиболее изученных уравнений состояния реальных газов. Всего таких уравнений было предложено около двухсот. Их обилие свидетельствует о сложности точного описания свойств реальных газов. [c.245]

Это уравнение типа ван-дер-ваальсовского пригодно для умеренно сжатого газа. При П == - оно переходит в (30). Наконец при очень больших плотностях начинают заметно влиять также и силы отталкивания. Поэтому для жидкостей и очень сильно сжатых газов уравнение В а н-д е р-В а а л ь с а недостаточно точно и должно быть заменено уравнением типа (34)i. Если мы для жидкостей применяем уравнение Ван-дер-Ваальса, то неточности от замены П — it через П== ,заметные уже в газах, достигают здесь большой величины. Разность давлений сцепления и отталкивания А/ = П — -r называется внутренним давлением. [c.186]

При таком подходе по своему физическому смыслу величина является мерой стиснутости молекул в объеме жидкости из-за их взаимного притяжения и близка к внутреннему (молекулярному) давлению, удерживающему молекулы жидкости (или твердого тела) в объеме. В идеальном газе = 0, в реальном газе Ж соответствует поправке на притяжение в уравнении Ван-дер-Ваальса. В конденсированных же фазах внутреннее давление достигает весьма больших значений. Если учесть, что толщина поверхностного слоя 6 близка к ра 1меру молекул (6 Ь), а значения ст лежат в пределах от единиц до тысяч мДж/м , то величина Ссоставляет 10 —10 ° Н/м , т. е. достигает многих тысяч атмос- [c.26]

Взаимное притяжение молекул газа обусловлено действием сил Ван-дер-Ваальса. Силы эти, вызывая уменьшение объема газа, действуют на него как некоторое добавочное давление к внешнему, которое называют внутренним давлением. Оно возрастает прямо пропорционально квадрату плотности, т. е. р = ай , где а — величина, постоянная для данного газа. Плотность газа обратно пропорциональна его удельному объему [c.22]

Поскольку силы притяжения действуют в одном и том же направлении с внешним давлением и стремятся как бы дополнительно сжать газ, то поправка я (внутреннее давление газа) в уравнении имеет знак плюс. Объем же самих молекул необходимо вычесть из общего объема газа. Как показал Ван-дер-Ваальс, поправка Ь равна учетверенному объему молекул и представляет собой тот предельный объем, до которого можно сжимать газ. Дальнейшее сближение молекул невозможно, так как этому препятствуют возникающие огромные силы электростатического отталкивания. [c.59]

Скорость реакции и внутреннее давление. Величина E v в уравнении (34) приближенно равна а/г , где а — константа уравнения Ван-дер-Ваальса. Следовательно, /г/ равно внутреннему давлению или когезии жидкости. Если рассматриваемый раствор не слишком концентрированный, то членом NJг>J растворенного вещества можно пренебречь по сравнению с членом N, 2 растворителя, и тогда уравнение (34) можно записать в форме [c.398]

Уже в конце XIX в. стало ясно, что это уравнение применимо только при самых низких давлениях и высоких температурах газов. При сжатии свыше 50 атм объем газов уменьшался сначала быстрее, а затем медленнее, чем предписывалось этим уравнением. Для объяснения этого явления Ван-дер-Ваальс предложил новое уравнение, в котором учитывался собственный объем молекул Ь и внутреннее давление а/ , обусловленное межчастичным взаимодействием. Уравнение Ван-дер-Ва-альса для 1 моль вещества имеет вид [c.285]

По своему физическому смыслу величина Ж при таком подходе — это мера стиснутости молекул в объеме жидкости из-за их взаимного притяжения, т. е. величина, близкая по смыслу к внутреннему (молекулярному) давлению — силе, удерживающей молекулы жидкости (или твердого тела) в объеме, на несколько порядков меньшем того, который молекулы этого вещества занимали бы в состоянии идеального газа при том же внешнем давлении р. В идеальном газе Х=0 в реальном газе Ж соответствует поправке на притяжение в уравнении Ван-дер-Ваальса. В конденсированных же фазах внутреннее давление достигает весьма больших величин. Если учесть, что толщина поверхностного слоя б близка к размеру молекул (8 Ь), а значения а лежат в пределах от единиц до тысяч мДж/м , то величина Ж составляет 10 —10 ° Н/м (т. е. достигает многих тысяч атмосфер) [c.23]

Было сделано много попыток дать поправки к законам газового состояния. Наибольщего внимания заслуживает уравнение Ван-дер-Ваальса, согласно которому в уравнение состояния газа РУ=НТ введены поправки на объем, занимаемый молекулами, и на силы взаимодействия между ними (внутреннее давление). Уравнение Ван-дер-Ваальса имеет следующий вид [c.24]

Сутерленд (Л. 2-12, 2-1, 2-13] предложил теорию, правильно отображающую температурный ход вязкости газов. В этой теории молекула рассматривается находящейся в сфере притяжения окружающих ее частиц. Он полагал, что кроме сил, проявляющихся при упругом ударе, имеют место взаимодействия между молекулами, обусловливающие до бавочный член, который характеризует внутреннее давление в уравнении Ван-дер-Ваальса. [c.122]

Все реальные газы в той или иной степени отклоняются от идеальности, т. е. не подчиняются уравнению (4.1) и вытекающим из него следствиям. Учитывая собственный объем молекул (член Ь приближенно равен учетверенному собственному объему) и силы п штяжения между ними (внутреннее давление а/1 ), получают уравнение Ван-дер-Ваальса (для 1 моля) - [c.434]

Молекулярная теплота испарения соответствует работе, требуемой для того, чтобы перевести молекул из жидкости в пар поэтому она связана с силами сцепления, а, следовательно, и с постбянной а Ван-дер-Ваальса и с внутренним давлением К — a/v . Эта зависимость передается формулой Стефана (Stefan, 1886) [c.181]

ХОДИМОСТЬ внести соответствующие поправки в уравнение (24) для идеальных газов внещнее измеряемое давление Р газа должно быть увеличено за счет сил взаимного притяжения его частиц, а объем V — уменьшен на величину объема, занимаемого массой частиц. Силы взаимного притяжения частиц, называемые вандерваальсовыми силами, могут рассматриваться как внутреннее давление газа, и величина их в первом приближении обратно пропорциональна квадрату объема, занимаемого газом. Таким образом, реальное состояние газа можно выразить следующими уравнениями (Ван-дер-Ваальса) для 1 моля [c.54]

Внутреннее давление жидкостей можно оценить с помощью уравнеинч Ван-дер-Ваальса. Молекулы в жидкостях находятся значительно ближе др . к другу, чем в газах, и ван-дер-ваальсовы силы межмолекулярного взаимо действия в них являются преобладающими, что и определяет жидкое arpe гатное состояние. [c.29]

Ван-дер-Ваальса р1—- и может быть косвенным путем приближенно вычислено из последнего с помощью критических величин (прямому измерению внутреннее давление не поддается). Как видно из данных, приведенных на стр. 66, численное значение внутреннего давления для жидкостей громадно, измеряется миллиардами дин или тысячами и даже десятками тысяч атмосфер на 1 см (1 атл1 10 дн). [c.63]

Здесь По, Voo и С — эмпирические константы, первая из которых 1 риблизительно равна внутреннему давлению, а вторая соответствует поправке Ь уравнения Ван-дер-Ваальса. Это уравение дает с чень хорошие результаты для умеренно высоких давлений и менее точно как для малых, так и для очень высо-ких (больше 5000 от) давлений. [c.189]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология