Ван-дер-Ваалъса уравнение

При высоких давлениях поведение водорода отступает от законов идеальных газов н подчиняется уравнениям состояния, выведенным для реальных газов (Ван-дер-Ваалъс, Битти и Бриджмэн п др.). [c.8]

Уравнение Вая-дер-Ваалъса, отнесенное к одному молю вещества, представляют обычно в таком виде [c.110]

Обобщенное уравнение Ван-дер-Ваалъса для системы с неравновесной химической реакцией [c.4]

Уравнение Ван-дер-Ваалъса. Молекулярной моделью, на которой основано уравнение Ван-дер-Ваальса, является система несжимаемых шаров диаметром ст, притягивающих друг друга с силой, изменяющейся обратно пропорционально четвертой степени расстояния. Таким образом, давление, обусловленное притян онием между молекулами, изменяется обратно пропорционально шестой степени расстояния меж/ у молекулами, илн прямо пропорционально квадрату концентрации N/V. Таким образом, увеличение давления вследствие притяжения молекул можно представить в виде —aW /F , где а — постоянная. Компенсируя это когезионное давление, увеличивается кинетическое давление вследствие меньшего пространства, остающегося для свободного движения молекул. Обычно просто принимают, что кинетическое давление в реальном газе превышает давление в идеальном газе, состоящем из точечных частиц, тем больше, чем меньше свободный объем. Свободный объем в идеальном газе — это весь объем, [c.15]

Уравнение состояния ван дер Ваалъса записывается в виде [c.27]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология