Изотерма системы идеальной

Для расчета изотерм вязкости идеальных систем предложено много уравнений, имеющих в значительной мере характер эмпирических, но ни одно из них не считается вполне удовлетворительным. Несомненно только, что изотермы вязкости идеальной системы имеют незначительную выпуклость к оси состава. [c.160]

Используя коэффициент активности у1, можно представить уравнения изотерм сорбции в весьма простом виде. Например, условие равновесия (2.3.1) в системе идеальный газ — жидкость с учетом формул (2.3.4), (2.3.22) и (2.3.29) будет иметь вид [c.131]

Из формул (2.3.30) и (2.3.32) следует, что для расчета отклонений изотерм в рассматриваемой жидкости от изотерм в идеальной системе сравнения достаточно вычислить избыточный потенциал Фе. Приведем примеры решения последней задачи. [c.132]

Изотермы свойства идеальных двойных систем описываются алгебраическими уравнениями, степень которых зависит от состава и числа образующихся в системе соединений. Мы поэтому вправе приписывать появление определенных геометрических образов на изотермах свойства образованию в системах химических соединений. При этом под идеальными понимаются системы, в которых отсутствуют всякие иные виды химического взаимодействия между компонентами, кроме образования химических соединений. [c.113]

Существуют два пути решения вопроса о закономерностях, которым подчиняется изотерма данного свойства в системе с химически невзаимодействующими компонентами. Первый из них приложим к группе свойств, для которых проведен обоснованный вывод изотермы идеальной системы. Тогда, рассчитывая отклонения от идеальности достаточно большого числа систем, можно установить максимальные величины отклонений, которые вызываются нехимическими взаимодействиями, а также связать эти отклонения со свойствами компонентов. Зная эти характеристики, можно из анализа диаграммы реальной системы установить, протекает ли в системе взаимодействие. Очевидно, что суждение это будет обоснованным лишь в том случае, если отклонения экспериментальной изотермы от идеальной превысят отклонения, которые могут быть вызваны нехимическими взаимодействиями. [c.56]

Очевидно, расчет энтальпий по (1.100) эквивалентен случаю, когда углеводородная система принята за идеальный раствор, мольные энтальпии компонентов которого совпадают с их парциальными мольными энтальпиями. На тепловой диаграмме изотермы (1.100) представляются прямыми, соединяющими энтальпию чистого компонента а при х = 1 с энтальпией чистого w при X = 0 однако лишь одна точка каждой из этих изотерм, та, абсцисса которой равна концентрации х равновесной жидкой фазы, принадлежит линии насыщенной жидкости на энтальпий-ной диаграмме. [c.58]

Если растворимость газа невелика (Сг- -О) и корректно рассматривать объемную и сорбированную фазы как идеальные системы ( У1- -1 и ( =- 1), то уравнение изотермы сорбции (3.3) преобразуется к виду [c.74]

В отличие от идеального распределения, описываемого линейной изотермой распределения, ход реальной изотермы адсорбции зависит от концентрации. Так как в системе твердое [c.239]

Рис. 1. Изотермы идеального газа в системе координат а —р—V 6 — pV — p .V)

На рис. 11.17, 6 изображена та же система, но давление газа уравновешивается грузом на поршне. Расширение газа, как уже говорилось, будет происходить, если уменьшать внешнее давление, т. е. снимать гирьки с поршня. Графически этот-процесс будет изображен так (рис. 11.18). На рисунке представлена изотерма идеального газа, соответствующая уравнению (1.5). Точками I и И на изотерме изображены два состояния со значениями = p v - Пусть первоначально газ находится в состоянии I с более высоким давлением. Снимаем одну [c.61]

Рассмотрим простую систему, состояние которой определяется двумя переменными, скажем, объемом V и давлением р. Равновесные состояния такой системы будут, как нам известно, изображаться точками на диаграмме р — и. Рассмотрим два равновесных изотермических пути при Ту и Га (рис. 111.7). Пусть теплота поглощается системой (Q > 0) при перемещении фигуративной точки по изотерме слева направо, т. е. так, как это имеет место на изотерме идеального газа. Из произвольного состояния А на изотерме Т проведем равновесный адиабатический процесс (путь). Пусть этот путь пересекается в точке В с нижней изотермой Т . Выберем далее на изотерме Тх произвольное состояние С, расположенное левее состояния А. Допустим теперь, что существует адиабатический путь (процесс), безразлично равновесный или самопроизвольный, переводящий систему из В в С. На рис. III.7 [c.70]

Ограниченная взаимная растворимость газов возникает при очень высоких давлениях, когда отступления газов от идеальности чрезвычайно велики. Впервые экспериментально расслоение газов наблюдалось в системе азот —аммиак. Из рис. V. 25, где представлены изотермы взаимной растворимости газов при различных давлениях, следует, что существует значение давления, ниже которого газы смешиваются неограниченно. Такое давление соответствует критическому состоянию. С ростом давления составы равновесных фаз становятся все более различными. С ростом температуры область расслоения уменьшается, хотя состав критических фаз изменяется мало. [c.294]

Как следует из вышесказанного, уравнение изотермо-изобары характеризует изменение энергии Гиббса при одном пробеге химической реакции в очень большой системе при произвольно заданном соотношении исходных веществ и продуктов реакции. Так как для непосредственного расчета констант равновесия по экспериментальным данным использовать активности и фугитивности можно не всегда, часто при выводе уравнения изотермо-изобары и з.д. м. применяют выражения химических потенциалов для идеальных газов или разбавленных растворов, в которых активность приравнивается концентрации, а фугитивность— давлению. В этих случаях уравнения изотермы-изобары принимают следующий вид [c.368]

Уравнение (И—20) представляет собой уравнение состояния идеального двухмерного газа ему соответствует изотерма двухмерного давления л(5м), изображенная на рис. П—8. Для анализа поведения реальной системы и природы отклонений от идеального двухмерного состояния часто используют координаты —я (рис. П—9), в которых идеальному двухмерному газу отвечает прямая линия, параллельная оси абсцисс. Если при этом двухмерное давление измерять в мН/м (дин/см), а площадь, приходящуюся на одну молекулу, — в (им) , то соответственно значение кТ составляет около 4мН-м -нм . [c.56]

Вернемся теперь к более подробному обсуждению критической точки, которое удобно провести с помощью Р — 1 диаграммы, изображенной на рис. 11.12, где показаны пять изотерм, характерных для реального газа, а также одна изотерма для идеального газа. Изотерма идеального газа имеет форму гиперболы, а у изотерм реальных газов наблюдаются значительные отклонения от этой формы, особенно вблизи критической точки. При температурах, несколько превышающих критическую, как, например, Т3 или Т4, газ не поддается сжижению, но при критической температуре Ткрит существует такая точка С на диаграмме, в которой газ находится в равновесии с жидкостью. При более низких температурах, например Т2 или Т , существует целая область, в которой возможно одновременное существование жидкости и паровой фазы эта область на рис. 11.12 оставлена светлой, по левую сторону от нее система находится в жидком состоянии. [c.196]

Еще меньше определенного можно сказать об изотерме электропроводности идеальной системы. Френкель [21, рассматривая систему Ag l — AgBr, считал ее простейшей большая разница [c.160]

Изотермы вязкости имеют незначительные отклонения от аддитивности. Не располагая теоретическим уравнением изотермы вязкости идеальной системы, авторы не сочли возможным сделать какие-либо заключения о физическом смысле отклонения от аддитивности. Но так как при изменении состава систем каждый катион заменяется другим, близким по размеру и имеюшим такой же заряд, то авторы считают пять приведенных систем близкими к идеальным. [c.163]

Выражение (II—219) и является уравнением изотермы двойной системы, в которой компоненты А и В претерпевают димери-зацию. Оно аналогично изотерме свойства идеальной системы с одним химическим соединением (II—46). Однако при одних и тех же значениях nvim выражение изотермы с ассоциированными компонентами является многочленом более высокой степени, чем в случае отсутствия ассоциации. В нем также содержатся новые постоянные величины конианты ступенчатой диссоциации ассоциатов. Форма изотермы свойства при образовании в системе химического соединения с ассоциированными компонентами зависит поэтому и от величин констант ступенчатой диссоциации ассоциатов. [c.122]

Классификация изотерм объемных свойств. В. А. Усоль-цева [269] предложила классификацию изотерм плотности двойных жидких систем, исходя из того, что молекулярная диссоциация одного из компонентов всегда приводит к отрицательным отклонениям плотности от аддитивности, и представления, которые на первом этапе развития физикохимического анализа двойных жидких систем были положены в основу классификации всех методов (см., например, [13, стр. 157, 169, 1771), лишены необходимого и строгого экспериментального критерия. Дело в том, что отклонение хода изотерм от идеального в системах с химически невзаимодействующими компонентами может быть обусловлено не только молекулярной диссоциацией ассоциированного компонента, но и флуктуациялш концентрации, либо флуктуациями иных свойств [338]. [c.66]

В зависимости от свойств системы характер поверхности давления (при 7 = onst) различен. В простейшем случае идеальной системы она является плоскостью. В системах с положительными отклонениями от закона Рауля поверхность давления располагается выше, а в системах с отрицательными отклонениями— ниже этой плоскости. Наличие азеотропных точек в бинарных системах, входящих в трехкомпонентную, обусловливает появление на поверхности давления выступов или впадин. Характер поверхности давления в трехкомпонентной системе еще осложняется влиянием совокупного взаимодействия всех компонентов друг с другом. Точка тройного азеотропа, отвечающая экстремуму давления, геометрически определяется как точка касания поверхности давления и плоскости, параллельной плоскости концентрационного треугольника. Рассекая поверхность давления плоскостями, параллельными плоскости треугольника составов, получаем в сечении линии — изотермы-изобары, которые должны быть замкнутыми вблизи точки тройного азеотропа (рис. 20, а). Поверхность давления может иметь такой ход лишь при наличии бинарных азеотропов. [c.74]

Явление конденсации и существование критических констант характерны для реальных газов. Лучше всего рассмотреть это на конкретном примере исследования отношений между давлением и объемом в процессе конденсации диоксида углерода. На рис. 10 показаны изотермы диоксида углерода при нескольких температурах. При высоких температурах изотермы имеют гиперболическую форму, что соответствует выполнению закона Бойля — Мариотта. Однако при понижании температуры становятся все более заметными отклонения от идеальности, а при температуре поведение системы резко отличается от идеальных газов. При движении вдоль этой изотермы по мере повышения давления объем уменьшается, пока изотерма не достигнет точки пересечения с пунктирной линией. Если этот процесс наблюдать визуально, то в точке пересечения можно заметить образование жидкого диоксида угле- [c.23]

Удобно использовать координатную систему ри-р (диафамму Амага). В такой системе координат изотерма идеального газа согласно уравнению ри = RT — горизонтальная прямая. На рис. 4.3 в указанной системе координат приведены опытные изотермы воздуха. Как видно из фафика, изотермы не являются горизонталями, а имеют криволинейное очертание с заметным минимумом. Отклонение опытных изотерм от горизонтального направления позволяет наглядно судить об отступлении реального газа от закона Бойля—Мариотта (ри = onst). [c.77]

Однако если эту сумму по состояниям использовать для идеального газа, приняв V равным У/М, то для уравнения состояния (изотермы), теплоемкости и большинства других свойств будут найдены правильные результаты, но энтропия окажется неверной —меньше найденной на опыте. Причина кажущегося несоответствия состоит в том, что идеальный газ не представляет собой системы N молекул, каждая из которых заключена в объеме V. Скорее его следует рассматривать как систему N молекул, каждой из которых доступен полный объем системы V. Поэтому нри определении суммы ио состояниям для молекулы пдеальпого газа наше выражение для следует видоизменить так, чтобы учесть переходы молекул из одной яче11ки в другую. Это можно сделать следующим образом. [c.314]

Для качественной проверки данных о равновесии жидкость — пар в тройных системах могут быть полезны некоторые общетермодинамические положения, вытекающие из условий равновесия и устойчивости, и не связанные непосредственно с уравнением Гиббса-Дюгема. Эти положения удобны для контроля правильности построения диаграммы равновесия жидкость — пар в тройной системе. Например, показано, что если из вершины треугольника концентраций провести секущую, касательную к изотермо-изобаре, построенной в переменных состава пара, то пар, отвечающий точке касания, должен находиться в равновесии с раствором, в котором концентрация компонента (отвечающего вершине, из которой проведена секущая) будет той же, что и в паре. Эта закономерность иллюстрируется схематически рис. VI.6, где штриховой линией изображена изотермоизобара в переменных пара, а сплошной — в переменных раствора. В точке V секущая касается изотермы-изобары пара, соответствующая нода жидкость — пар параллельна стороне I—III в точках V и I содержание второго компонента в растворе и равновесном паре одинаково. При выводе этого положения принимается единственное допущение — подчинение паровой фазы законам идеальных газов. [c.151]

Системы с динамическим модифицированием широко распространены в современной жидкостной хроматографии. Основной целью такого модифицирования является подавление нежелательных механизмов сорбции, создание условий, для которых характерны линейные изотермы сорбиип и, следовательно, симметричная форма хроматографических пиков. Например, при хроматографии ионогенных соединений, в особенности оснований, на силикагеле в обычных бинарных элюентах форма пиков зачастую далека от идеальной потому, что в адсорбционном слое, обогащенном молекулами воды, могут происходить процессы диссоциации и ионного обмена. Стандартный прием их подавления — включение в элюент специфических модификаторов — уксусной кислоты (если сорбаты кислые) или органических оснований (для сорбатов основной природы). С аналогичной целью в обращенно-фазовой хроматографии к элюенту добавляют кислоты или буферные растворы. Во всех системах такого рода с помощью динамического модифицирования удается добиться реализации в более чистом виде тех механизмов [c.169]

Из обсуждения в разд. 1.3.2 и 1.4.2 следует, что в препаративной хроматографии используют два типа эффективности собственную эффективность колонки, которая определяется динамическими и гидродинамическими свойствами упакованного слоя, конструкцией аппаратуры, свойствами материала насадки и т. д., разделительную эффективность, которая существенно зависит от природы и количества образца и физико-химических характеристик разделительной системы. Число тарелок N используется как мера любого типа эффективности, но первая эффективность обычно определяется при идеальных, а последняя — при реальных условиях. Как отмечено выше, собственная эффективность колонки измеряется при малых нагрузках в условиях, когда изотерма адсорбции или распределения линейна (ср. разд. 1.4.4). Каждая колонка, используемая в препаративной хроматографии, должна иметь собственную эффективность, измеренную в аналитических условиях (малые нагрузки), как можно большую для данной комбинации конструкции колонки и материала насадки. Эмпирически установлено, что длина, или высота, тарелки к в эффективной колонке приблизительно равна удвоенному диаметру частиц ((/р), которыми упакована колонка. Таким образом, колонка длиной 30 см, заполненная насадкой с размером частиц 10 мкм, должна содержать примерно 15 тысяч тарелок в идеальных условиях (/1 2 р = 2-10мкм = = 20 мкм или 0,002 см 30 см//г= 15000). Частицы размером 100 мкм в той же самой колонке должны давать 1500 тарелок (30 см/(2-0,01) = 1500). Многочисленные факторы, приводящие к уменьшению этой величины для идеальной колонки, показанные на рис. 1.6, рассматриваются в работах [39—47, 50—59] и не будут здесь анализироваться подробно. [c.36]

Смотреть страницы где упоминается термин Изотерма системы идеальной: [c.170] [c.66] [c.114] [c.90] [c.55] [c.205] [c.62] [c.53] [c.93] [c.102] [c.61] [c.72] [c.289] [c.89] [c.141] [c.68] [c.18] [c.39] [c.226] [c.43] [c.18] [c.21]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология