Уравнение Ван-дер-Ваальса вещества

Для этого в уравнения (2.80) и (2.78) подставляют уравнения состояния вещества. Для реальных веществ можно воспользоваться уравнением Ван-дер-Ваальса или любым другим уравнением, а для идеального состояния — уравнением Менделеева—Клапейрона. Теплоемкость можно определить по одному из уравнений раздела 1.2.7. [c.44]

По второму способу производные для уравнения (3.20) можно найти на основе уравнения состояния вещества. Для этого выражения удобно воспользоваться уравнением Ван-дер-Ваальса [c.74]

Для описания свойств веществ в гомогенной системе в паровой фазе применяют уравнение состояния вещества (Менделеева—Клапейрона, Ван-дер-Ваальса и другие)- Процессы фазового перехода вещества из одного агрегатного состояния в другое описываются с помощью уравнения Клаузиуса—Клапейрона. [c.165]

Молекулы веществ, находящиеся в твердом, жидком и газообразном состоянии, взаимодействуют друг с другом с разными по энергии силами — силы Ван-дер-Ваальса, водородная связь, химическая связь и др. Такое взаимодействие определяет конденсированное состояние вещества. Эти силы приводят к появлению в жидкостях и газах сольватов и ассоциатов, обусловливают диссоциацию молекул и других частиц в любых агрегатных состояниях вещества, они же характеризуют появление структуры (полиэдры, ансамбли полиэдров или кластеры) в веществе в разных его агрегатных состояниях, определяя аморфную или кристаллическую структуру. Межмолекулярное взаимодействие частиц в системе приводит к отклонению их свойств от идеальных. Такие системы называют неидеальными или реальными. Свойства индивидуальных реальных систем (веществ в чистом виде) могут быть рассчитаны с помощью уравнений состояния вещества. Этих уравнений в литературе приведено несколько сотен. Свойства же смесей расчету пй уравнениям состоянию не поддаются. Это определяется сложностью изменения свойств смесей с изменением их состава. [c.220]

Модифицированная теория соответственных состояний. Теорий соответственных состояний в классической формулировке Ван-дер-Ваальса основана на предположении, что подобие физико-химиче-ских свойств веществ можно описать упрощенными уравнениями (1У-34). Однако в общем случае необходимо использовать уравнения (1У-35). Например, физико-химические свойства водорода и гелия подчиняются принципу соответственных состояний, если их приведенные параметры выра ить в следующем виде [c.97]

В разное время различными авторами было предложено до 5,0 уравнений состояния для реальных веществ. Наиболее известным и употребительным из них является уравнение Ван-дер-Ваальса [c.35]

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]

Брунауэр, Эммет и Теллер пытались создать единую теорию физической адсорбции. Они рассматривают процесс адсорбции как образование на адсорбенте молекулярных слоев, которые составляют общую толщину адсорбционной пленки, и указывают, что нри любом равновесии на адсорбенте имеются различные толщины пленки. Таким образом, к действию адсорбционных сил, исходящих от поверхности адсорбента, присоединяются силы взаимного притяжения Ваи-дер-Ваальса между молекулами адсорбированного вещества. На основании этого предположения выводится уравнение изотермы [c.401]

Межмолекулярное взаимодействие. При изучении свойств различных веществ наряду с внутримолекулярными взаимодействиями, обусловленными действием валентных (химических) сил и характеризующимися насыщенностью, большими энергетическими- эффектами и специфичностью, следует учитывать и взаимодействие между молекулами вещества. При расширении газов, конденсации, адсорбции, растворении и во многих других процессах проявляется действие именно этих сил. Межмолекулярные силы часто называют силами Ван-дер-Ваальса (в честь ученого, который предложил уравнение состояния газа, учитывающее межмолекулярное взаимодействие). [c.135]

Уравнение Ван-дер-Ваальса, отнесенное к одному молю вещества, представляют обычно в таком виде [c.112]

Приведенное уравнение и соответственные состояния. На основе уравнения Ван-дер-Ваальса выводится интересное новое соотношение. Пусть Т , р и Уц обозначают, как и прежде, критические температуру, давление и мольный объем данного вещества. [c.115]

Из теоремы о соответственных состояниях вещества следует что существует универсальное уравнение состояния, записанное через приведенные параметры типа я=Р/Ркр — приведенное давление, т=Г/Гкр — приведенная температура и ф—У/Укр — приведенный объем. Такое уравнен ие было получено Ван-дер-Ваальсом в виде [c.233]

Петер [47 ] исследовал связь между давлением паров и молекулярной структурой вещества, применив уравнение Ван-дер-Ваальса [c.60]

Здесь Лi — молекулярная масса вещества 6 —константа уравнения Ван-дер-Ваальса. [c.23]

В настоящее время при расчете адсорбционного равновесия наиболее часто применяются два метода расчета влияния температуры на плотность адсорбированной фазы, использующие физические константы адсорбируемого вещества. Согласно первому методу, предложенному К. М. Николаевым и М. М. Дубининым, плотность адсорбата полагается равной плотности нормальной жидкости при температурах, меньших температуры кипения Т С. То, а при Го 7" Гкр термический коэффициент адсорбции ао = й п ао/й1 постоянен и расчет плотности адсорбированной фазы основан на использовании уравнения Ван-дер-Ваальса [c.30]

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]

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]

Уравнение Ван-дер-Ваальса учитывает далеко не все причины отклонения свойств реальных газов от свойств идеального газа, поэтому его применение ограничено и распространяется лишь на вещества с постоянным составом молекул (учитываются п. 1 и И1 разд. 1.9). [c.22]

Наконец, когда температура близка к критической, зависимость р от У выразится, очевидно, кривой, близкой по своему виду к изотерме, описываемой уравнением Ван-дер-Ваальса. В этом случае часть адсорбированного вещества будет находиться в адсорбционном объеме в жидком состоянии, а часть — в газообразном. Понятно, наиболее резко кривая снижается в участке, отвечающем переходу от жидкости к газу. [c.95]

Исходя из уравнения (1.37), Ван-дер-Ваальс создал учение о соответственных состояниях , согласно которому для всех газообразных и жидких веществ должно быть справедливо приведенное уравнение состояния [c.15]

В этой формуле характеристические постоянные величины а, Ъ та К ъ явной форме отсутствуют, почему данное уравнение состояния одинаково приложимо ко всем веществам, подчиняющимся закону Ван-дер-Ваальса. Формула показывает, что если у двух сравниваемых газов приведенные температуры и давления одинаковы, то и приведенные объемы также будут равны. [c.62]

Это уравнение называется приведенным уравнением состояния Ван-дер-Ваальса. Оно является одним из проявлений более общего закона о соответственных состояниях (Ван-дер-Ваальс, 1881) — постулата о существовании универсального уравнения состояния, записанного через приведенные переменные. В самом деле, так как приведенное уравнение не содержит в явном виде индивидуальных постоянных, оно должно быть применимо к любому веществу. Конечно, это урав- [c.18]

Уменьшение площади, занимаемой 1 моль вещества в монослое, приводит к отклонениям от состояния идеального двумерного газа. При высоком поверхностном давлении монослой напоминает реальный объемный газ, подчиняющийся уравнению Ван-дер-Ваальса. Дальнейшее повышение давления вызывает конденсацию двумерного газа. Конденсация протекает при постоянном поверхностном давлении. Поверхностное давление двумерного насыщенного пара увеличивается с повышением температуры и уменьшается с ростом углеводородной цепи молекул. [c.42]

Из уравнения (У,9а) следует, что закону Рауля будет подчиняться смесь таких веществ, которые имеют близкие внутренние энергии. Для веществ, у которых внутренние энергии различны, возникают отступления от закона Рауля. Отношение АШУ очень близко но своему значению к отношению а/7 , где а — постоянная Ван-дер-Ваальса. [c.220]

Уравнение (7) довольно правильно отражает поведение веществ лишь до давления в 15...20 МПа и в области температур, при которых испытуемые газы не переходят в конденсированное состояние. Пригодность уравнения Ван-дер-Ваальса зависит также от строения веществ для сильно полярных газов оно применимо при более низких давлениях, чем для газов неполярных. Решение термодинамических уравнений с использованием уравнения Ван-дер-Ваальса производится по той же схеме, как и в случае уравнения идеального газа уравнение (7) решается относительно требуемой переменной, затем берется частная производная от этой переменной по другой переменной и полученное выражение подставляется в термодинамическое уравнение. [c.14]

Это — уравнение Ван-дер-Ваальса (1873). Константы а и Ь в действительности зависят не только от природы вещества, но и от условий (температуры и плотности газа), т. е. это уравнение является приближенным и лишь качественно передает характер отличия реального газа от идеального. Иными словами, уравнение (И 1.24) к количественному согласию с экспериментом не приводит, однако оно, во-первых, дает представление о поведении газов, плотность которых не очень велика, и, во-вторых, дает качественную картину явлений конденсации, а также критического состояния (см. с. 223). Отклонения от уравнения Ван-дер-Ваальса, зависящие при прочих равных условиях от природы газов, более значительны для сильно полярных веществ, чем для неполярных. [c.221]

Для сопоставления полученной величины (о с постоянной Ь в уравнении Ван-дер-Ваальса необходимо оз умножить на молекулярный вес, так как полученное значение отнесено к 1 кг вещества [c.25]

Ван-дер-Ваальс модифицировал закон состояния идеального газа, приняв внимание оба указанных фактора. Уравнение Ван-дер-Ваальса (Р + а/К )(К— Ь) = КТ для 1 моля газа включает экспериментально определяемую постоянную Ь, которая связана с объемом молекул, и постоянную а которая связана со способностью. молекул отталкивать друг друга при соударениях, т.е. с их жесткостью . По данным о значениях вандер-ваальсовой постоянной Ь можно получить приближенную оценку диаметра молекул, и такие оценки грубо согласуются с оценками молекулярных диаметров по плотности кристаллических веществ или по данным о вязкости газов. [c.157]

В сотрудничестве с Герцфельдом Гайтлер выполнил теоретическую работу, посвященную изучению давления паров и теплот смешения в бинарных жидких системах по методу Ван-дер-Ваальса. Его диссертация была посвящена теории концентрированных растворов. В ней он предложил рассматривать жидкие бинарные системы неэлектролит— растворитель как пространственную решетку кубической симметрии. На осрове своей модели Гайтлер рассчитал методами статистической физики наиболее вероятное расположение молекул растворителя около молекулы растворенного вещества. Допуская, что теплота смешения ие зависит от температуры и что все парциальные моляльные теплоты примерно одинаковы, он получил уравнение состояния системы, по которому можно было определить некоторые ее свойства. Сопоставление с экспериментом показало, что теория дает вполне удовлетворительные результаты. По-видимому, исследование растворов неэлектролитов методами статистической термодинамики привело Гайтлера (не без влияния Герцфельда) к вопросу о природе химических взаимодействий в них. [c.154]

Однако й ypaBHeHHe состояния Ван-дер-Ваальса ни для какого вещества не является точным, так как межмолекулярные силы не подчиняются такому простому закону, который Ван-дер-Ваальс положил в основу своего уравнения. [c.71]

В этих уравнениях а — в еличина адсорбции для равновесных относительных давлений р1Р вс и абсолютных температур Т, ммоль1г-, Рнас — давление насыщенного пара адсорбтнва р — парциальное давление адсорбтнва ркр — критическое давление адсорбтнва Ь — константа уравнения Ван-дер-Ваальса, смУммоль и W — предельные объемы адсорбционного пространства В и А — константы Ра — коэффициент аффинности характеристических кривых (может быть найден как отношение парахоров адсорбируемых веществ к парахору стандартного пара, для которого определяют константы Wo и В или и А) V — объем миллимоля жидкости в адсорбированном состоянии, с м ммоль. [c.721]

Внриальные коэффициенты зависят от формы и размеров мо лекул растворенного вещества и действующих между ними сил. Уравнение Ван-дер-Ваальса получено с учетом лишь парных взаи-модействий молекул, поэтому теоретически обоснованы только ПО правки первого порядка. Второй вириальный коэффициент можно выразить соотношениями [c.321]

Подобие критических явлений в объектах разной природы позволяет рассматривать их с единой точки зрения. В 19 веке наиболее полно были исследованы переходы пар - жидкость и газ - жидкость. В работах Ван-дер-Ваальса, Клаузиуса, Дитеричи было получено приведенное уравнение состояния и сформулирован закон соответственных состояний [12] для приведенных величин. Приведенные значения получают делением количественных значений свойств на критические свойства. Согласно закону соответственных состояний у сходных по природе веществ приведенное давление насыщенного пара является универсальной функцией температуры, а энтропия парообразования является универсальной функцией приведенной температуры (уточненное правило Трутона о равенстве отношений теплот парообразования различных жидкостей к их температурам кипения). Питцер и Гутенгейм развили теорию соответственных состояний для жидкостей. Для всех объектов существуют определенные физические величины, температурная зависимость которых вблизи точек переходов различной природы почти одинакова. Отсюда следует предположение об изоморфно-сти критических явлений термодинамические функции вблизи критических точек одинаковым образом зависят от температуры и параметра порядка при соответствующем выборе. термодинамических переменных. [c.21]

Для членов данного гомологического ряда молекулярная скорость звука связана линейной зависимостью с другими аддитивными свойствами вещества, например парахором, постоянной Ъ в уравнении Вап-дер-Ваальса, молекулярным магнитным вращзнием, критическим объемом и некоторыми другими физико-химическими свойствами, [c.454]

Влияние свойств адсорбтива. Как уже было указано, Соссюр установил, что газ адсорбируется тем лучше, чем легче он сжижается, чем выше его критическая температура. Позднее было установлено, что адсорбция газа тем больше, чем выше температура кипения вещества. Установлена также связь между адсорбцией и теплотой испарения газа. Наконец, Аррениус нашел, что количество адсорбированного газа увеличивается с возрастанием константы а в известном уравнении Ван-дер-Ваальса. [c.111]

Межмолекулярное взаимодействие. При изучении свойств различных веществ наряду с внутримолекулярными взаимодействиями, обусловленными действием валентных (химических) сил и характеризующимися насыщаемостью, большими энергетическими эффектами и специфичностью, следует учитывать и взаимодействие между молекулами вещества. В процессах расширения газов, конденсации, адсорбции, растворения и многих других проявляется действие именно этих сил. Часто их называют силалы Ван-дер-Ваальса. Этим подчеркивается, что их существованием объясняется отличие реальных газов от идеальных, отличие величины Рд в уравнении (IV.4) от нуля. [c.240]

Брунауер, Эммет и Тейлер создали обобщенную теорию физической адсорбции. Они рассматривали процесс адсорбции как образование на адсорбенте многих молекулярных слоев, которые составляют общую толщину адсорбционной пленки и указывают, что при любом равновесии на адсорбенте имеются пленки различной толщины. Таким образом, на адсорбционные силы, исходящие от поверхности адсорбента, накладываются силы Ван-дер-Ваальса, действующие между молекулами адсорбированного вещества. На основании этого предположения выведено уравнение изотермы, называемое изотермой БЭТ [c.427]

Между мольным 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 отметить, что такая зависимость существует. Иными словами, если измерить мольный объем какого-либо вещества при определенном давлении и температуре, то можно получить вполне определенное значение мольного объема, сколько бы раз не проводилось измерение. Поэтому уравнение состояния может быть всегда найдено из эксперимента и представлено в виде таблицы значений V, соответствующих разным наборам значений р и Т. [c.132]