Ван-дер-Ваальса поправки

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]

Ван-дер-Ваальс (1878) внес соответствующие поправки в уравнение Клапейрона —Менделеева с учетом объема молекул газа и сил взаимодействия между ними. При этом он исходил из следующих соображений. Если взять какой-то сосуд объемом V, в котором находится N молекул газа, то любая молекула этого газа не может находиться в тех местах объема сосуда, где находятся остальные N—1 молекул, т. е. ей доступен не весь объем сосуда, а только часть его, равная V—Ь. Величина несжимаемого пространства Ь равна, согласно Ван-дер-Ваальсу, учетверенному сплошному объему самих молекул. Уменьшение объема газа происходит, таким образом, за счет сжатия свободного пространства V—Ь. По этой причине в уравнении состояния идеального газа (1,17) вместо V необходимо взять величину У-Ь [c.25]

Тот же результат относится и к подсчету числа ударов молекул о стенку. Мы получаем 1/4с Ыд как для точечных молекул, так и для жестких сферических молекул. Резуль-тат возрастает в 1 - - 6/ и, когда мы рассматриваем плотные газы, где Ь — постоянная Ван-дер-Ваальса. При обычных условиях, однако, поправка Ь/р мала. [c.168]

Величину объема 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. [c.37]

Кристаллы со смешанными связями. Существует большая группа твердых веществ, в кристаллах которых одновременно реализуются разные по типу связи. При оценке свойств такого кристаллического тела необходимо вводить поправку на дополнительное специфическое взаимодействие. Так, в молекулярных кристаллах типа NH3, Н2О, НС1, на ряду с силами Ван-дер-Ваальса действуют и силы водородной связи, следствием чего служит относительное повышение прочности таких твердых веществ, а также температур их плавления. [c.80]

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]

Молярная рефракция не зависит от агрегатного состояния вещества и от температуры. По величине молярная рефракция сходна с поправкой Ь в уравнении Ван-дер-Ваальса. Сумма объемов молекул одного моля вещества равна молярной рефракции. [c.83]

Далее, Ван-дер-Ваальс учел, что молекула газа, испытывающая притяжение со стороны других молекул, ударяется о стенку сосуда с меньщей силой, чем если бы такое притяжение отсутствовало. Когда молекула приближается к стенке сосуда, между ними остается меньще молекул, чем в газе, находящемся позади молекулы (рис. 3-18). Число столкновений со стенкой за произвольный промежуток времени пропорционально плотности газа, а каждое столкновение смягчается вследствие больщего притяжения остающимися в толще газа молекулами, которое также пропорционально их плотности. Таким образом, поправка к измеряемому давлению Р должна быть пропорциональна квадрату плотности газа, т.е. обратно пропорциональна квадрату его объема Р = Р + а/У , где постоянная а определяется притяжением между молекулами. Окончательный вид уравнения Ван-дер-Ваальса таков [c.153]

При адсорбции атома натрия на поверхности вольфрама он переходит в ион. Теплота адсорбции может быть определена и.ч рис. 5 (раздел V, 8а) как разность между уровнем А (атомное состояние) и минимумом Е на кривой DEF. Энергетическая разность между уровнями Д и определяется в основном уравнением (16) с поправками на силы Ван-дер-Ваальса, поляризационные силы и силы отталкивания. Суммарная величина энергетической разности (Qi ) составляет примерно 77 ккал/моль. Для нахождения теплоты адсорбции необходимо вычесть из этой величины разность в энергиях между уровнями Л и D, т. е. [c.51]

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]

В уравнении (V, 27) величины аир отвечают постоянным а и Ь в уравнении Ван-дер-Ваальса. При этом поправка а/со , обусловленная существованием сил притяжения между углеводородными радикалами молекул, начинает сказываться только ири их достаточной длине. [c.130]

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]

Изменение скорости реакции, вычисленное указанным способом, оказывается в полном согласии с опытными данными при всех давлениях, за исключением наивысшего, т. е. 25,3 МПа здесь, очевидно, поправка Ван-дер-Ваальса уже не является достаточной. [c.180]

Приведенные здесь уравнения справедливы для идеальных газов. В случае реальных газов вместо уравнения НТ = рь нужно применить какое-либо из уравнений для реальных газов, и тогда уравнения ( уП.бЗ), СУП.54) будут содержать соответствуюш,ие поправки. Например, можно взять уравнение Ван-дер-Ваальса + (у— )= . [c.118]

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]

В 1873 г. Ван-дер-Ваальс предложил свое теоретическое толкование неидеального поведения реальных газов. Большую сжимаемость реальных газов он объяснил влиянием межмолекулярных сил и ввел в уравнение сосгояния идеальных газов Клапейрона поправку, учитывающую действие сил притяжения а и собственный мольный объем газа Ь [c.109]

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]

Исследования многих газов показали, что и уравнение Ван-дер-Ваальса не применимо для точного описания их состояния. Для решения задач повышенной точности используют либо поправки к уравнению Ван-дер-Ваальса, либо применяют другие уравнения, составленные на основе степенных рядов. [c.22]

Однако уравнение Ван-дер-Ваальса громоздко и пользоваться им при термодинамических расчетах трудно. Значительно удобнее и легче пользоваться уравнением состояния идеального газа, введя в него эмпирическую безразмерную поправку [c.61]

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]

Постоянные аиЬ называются постоянными Ван-дер-Ваальса. Поправка, вносимая в давление, учитывает межмолекулярные взаимодействия, а поправка, вносимая в объем - объем молекул (табл. 4.2). Соответственно постоянная Ь растет с увеличением размера молекул. Сравнение табл. 3.1 и 4.2 показывает, что постоянная а растет с увеличением энергии вандерваальсова взаимодействия молекул. [c.89]

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]

Фикенчер и Марк для учета влияния сольватации предложили модифицировать уравнение Эйнштейна, введя в него соответствующую поправку. Согласно этим авторам, в уравнении Эйнштейна, так же как и в уравнении Ван-дер-Ваальса, вместо общего объема системы следует ввести эффективный объем, т.е. объем системы за вычетом объема частиц. Так как частицы в системе находятся в сольватированном состоянии и, кроме того, совершают броуновское движение, описывая некие тела вращения, то объем дисперсионной среды, энергетически и стерически связанной с частицами, также следует причислить к объему дисперсной фазы. Тогда уравнение (X, 18) примет вид [c.338]

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]

Как изменятся термодинамические функции (АН 2% АС 298 И 298 ) молекулярного хлора, если от стандартного состояния перейти к реальному газу, вводя поправку на неидеаль-ность с помощью уравнения Ван-дер-Ваальса при Р = 1 бар и Т = 298,15 К. Критическая температура 144 °С, критическое давление 76,9 бар. [c.45]

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]

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]

Ван-дер-Ваальс (1873 г.) постулировал, что для 1 мом vid < к, 1 сильно сжатого газа пренебрегать объемом молекул ipti oo i. iTb III ib ,, -i нельзя. Он вычел слагаемое Ь (равное учетверенному объему молекул) из объема, занимаемого газом, и получил объем, в котором молекулы движутся свободно. С этими поправками к Р и I/ уравнение состояния принимает вид (для 1 моль) [c.164]

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]

Классич. теория К. я. восходит к Дж. Гиббсу и Я.Ван-дер-Ваальсу в наиб, общей формулировке термодинамич. потенциалы предполагаются аналит. ф-циями и м. б. представлены разложением в ряд по степеням параметра порядка (разложение Ландау). Флуктуации предполагаются малыми, поэтому их учет не меняет характера критич. аномалий термодинамич. и кинетич. величин, возникают лишь малые поправки. Для нек-рых объектов, напр, сверхпроводников и сегнетоэлектриков, в экспериментально достижимой окрестности фазового перехода К. я. хорошо описываются классич. теорией, т. е. флуктуации параметра порядка не оказывают существ, влияния на характер критнч. аномалий. Это связано с особенностями межмол. взаимодействия. Если оно проявляется на расстояниях, существенно превышающих среднее расстояние между частицами, то установившееся в в-ве среднее силовое поле почти не искажается флуктуациями и К. я. обнаруживаются лишь вблизи точки перехода. Если же силы взаимод. достаточно быстро убывают с расстоянием, флуктуации играют значит, роль, К. я. возникают задолго до подхода к критич. точке и не Описываются классич. теорией. К. я. носят классич., не-флуктуационный характер и в т. наз. трикритич. точке на диаграмме состояния, где линия фазовых переходов I рода переходит в линию фазовых переходов II рода, напр, в трикритич. точке Х-переходов в р-ре Не — Не. [c.541]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология