Ван-дер-Ваальса газов и паров

Адсорбция [5.24, 5.31, 5.55]. Метод основан на поглощении одного или нескольких компонентов твердым веществом — адсорбентом — за счет притяжения молекул под действием сил Ван-дер-Ваальса. Адсорбционный метод нашел широкое применение в промышленности при регенерации органических растворителей, очистке газов, паров и жидкостей. Достоинство его — возможность адсорбции соединений из многокомпонентных смесей, а также высокая эффективность при очистке низкоконцентрированных сточных вод. В качестве адсорбентов могут служить практически любые твердые материалы, обладающие развитой поверхностью. Наиболее эффективными адсорбентами являются активные угли (АУ). Адсорбент в процессе очистки используется многократно, после чего его подвергают регенерации. При регенерации образуются водные растворы или газы, которые необходимо дополнительно обработать с целью утилизации уловленных соединений [5.32, 5.33, 5.52]. [c.486]

Различают следующие виды сорбции 1) абсорбция—проникновение газа в массу сорбента (абсорбента), что в результате дает твердый раствор абсорбция характеризуется малой скоростью и длительным временем для завершения 2) адсорбция—поверхностная сорбция или уплотнение газа (пара) на поверхности сорбента (адсорбента) за счет сил притяжения (силы Ван-дер-Ваальса). Скорость адсорбции зависит от характера поверхности на гладких поверхностях она протекает с очень большой скоростью, на пористых—замедляется (диффузия в тонкие поры), но весь процесс в том и другом случаях протекает в несколько секунд или минут 3) капиллярная конденсация—сорбция пара или газа с конденсацией в порах адсорбента, которая протекает очень быстро 4) хемосорбция—адсорбция паров или газов на поверхностях силами остаточных валентностей с образованием химического соединения в виде мономолеку-лярного слоя сюда же относятся, по существу, и процессы активированной адсорбции (стр. 116). [c.93]

Из уравнения Ван-дер-Ваальса в применении к реальным газам следует, что при известных значениях температуры, давления и величин а и Ь газ образует систему из жидкости и газа (пара). До сих пор нет законченной [c.128]

Из уравнения Ван-дер-Ваальса следует, что при некотором значении температуры, повышая давление газа, его можно превратить в жидкость. Однако для каждого газа существует такая температура, выше которой он никаким повышением давления не может быть переведен в жидкость. Эта температура называется критической Г р-Давление насыщенных паров, соответствующее критической температуре, называется критическим давлением Р р. Объем паров при критических температуре и давлении называется критическим объемом. В критической точке исчезает граница между газообразным и жидким состоянием. [c.45]

При адсорбции газов н паров на поверхности адсорбентов образуется не только мономолекулярный, но и полимолекулярный адсорбционный слой. Такая адсорбция возможна, если адсорбционные силы действуют на расстояниях, превышающих размеры молекул. Этим свойством обладают силы Ван-дер-Ваальса. Энергия молекулярного притяжения U пары молекул убывает, как известно, ио закону U=—Л/г , где г — расстояние между центрами молекул и А — константа, зависящая от природы молекул. [c.40]

По природе входящих в состав кристалла частиц и по типу химической связи кристаллические решетки подразделяются на молекулярные, ионные, атомные (ковалентные) и металлические. В узлах молекулярных решеток располагаются молекулы вещества. Вещества, имеющие молекулярные решетки, обычно имеют низкие температуры плавления и кипения, высокое давление насыщенного пара. К такого типа веществам относятся, например, твердые Нг, О2, N2, галогены, СО2, все благородные газы (хотя они одноатомны) и многие органические вещества. Кристаллические Аг и Ь имеют одинаковые решетки (рис. 4.4). Координационное число для атома аргона равно 12. Связь между частицами в решетке осуществляется силами Ван-дер-Ваальса. [c.161]

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]

Силы межмолекулярного взаимодействия, приводящие к отклонениям свойств газов от уравнения (1.5), приводят также и к сжижению газов. Двухфазные равновесия жидкость — пар наблюдаются при температурах ниже критической ТсТ р, что с точки зрения уравнения Ван-дер-Ваальса объясняется следующим образом. Уравнение (1.6) —уравнение третьей степени относительно объема, может иметь три действительных или один действительный и два мнимых корня. Переход от одних условий к другим связан с изменением температуры Т, играющей роль некоторого параметра для каждой данной изотермы р У). Изотермы р У, Т) для уравнения Ваи-дер-Ваальса схематически показаны на рис. 3. [c.23]

Для всех газов, удовлетворяющих уравнению состояния Ван-дер-Ваальса, 2кр = 0,375. Для паров углеводородов тяжелее пропана [c.129]

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]

Отклонения свойств газов от идеальных позволили установить сушествование в некоторых газах димерных ( сдвоенных ) молекул. Например, пары брома при температурах, близких к комнатной, и при давлении 0,2 атм обнаруживают очень сильное отклонение от свойств, предсказываемых уравнением состояния идеального газа и даже уравнением Ван-дер-Ваальса. Исследование химического строения паров брома с помощью ультрафиолетовой спектроскопии показало, однако, что в них содержатся молекулы (Вг2)г. При нагревании до 200°С в парах брома остаются только обычные молекулы Brj и свойства паров брома при этой температуре ничем не отличаются от типичных свойств реальных газов. Димерные молекулы образуются при достаточно низких температурах и в других газах, например, молекулы (Н ) появляются при 30 К, а Afj, X j, (N2)2 и (0 )2 приблизительно при 80 К и давлении 200 мм рт. ст. [c.161]

Таким образом, термические уравнения теории объемного заполнения пор в случае адсорбции газов и паров содержат постоянные для каждого типа цеолитов структурные константы и три константы, зависящие от типа адсорбата коэффициент аффинности р (при условии, что стандартным веществом является первый член соответствующего гомологического ряда), мольный объем вещества в адсорбированном состоянии V (или константу уравнения Ван-дер-Ваальса ) и коэффициент плотности упаковки Ку. В общем виде уравнение для газов (Г > Гкр) имеет вид [c.413]

Для определения В ш к достаточно трех экспериментальных точек на одной изотерме адсорбции одного какого-либо вещества на данном адсорбенте. Знание их дает возможность рассчитывать для того же сорбента изотермы адсорбции других газов и паров (нри этом за V принимается объем 1 ммоля адсорбата в жидком состоянии при температуре выше критической вместо V берется константа Ван-дер-Ваальса Ъ). [c.428]

Уравнение (4.15), в пределах применимости уравнения Ван-дер-Ваальса, действительно для всех газов или жидкостей. Оно не содержит индивидуальных постоянных. Уравнение (4.15) есть выражение теоремы соответственных состояний, которая утверждает, что при одинаковых приведенных параметрах состояния ряд свойств (давление пара, мольная теплота испарения, температура кипения и затвердевания),у всех жидкостей и газов совпадает. Эта теорема выполняется в первом приближении только для неассоциированных жидкостей. [c.435]

Описанная выше методика получения ДМСО отличается от жидкофазного окисления ДМС тем, что пары ДМС, разбавленные газом-носителем, подаются в жидкий окислитель. Этот процесс позволяет избежать взрыва в зоне реакции, легко контролировать ее температуру и изменять соотношение ДМС—воздух изменением уровня жидкого ДМС в испарителе или подачей части воздуха в окислительную колонку. Если в жидкофазном окислении взаимодействуют агрегаты молекул жидких пергидроля и ДМС, то в нашем случае ДМС поступает в жидкий окислитель в виде отдельных молекул, не связанных силами Ван-дер-Ваальса. Можно было бы ожидать, что поступление паров ДМС в избыток окислителя вызовет образование 100% диметилсульфона, однако процесс окисления ДМС пергидролем оказалось возможным остановить на стадии образования ДМСО. [c.19]

Сорбция газа всегда сопровождается выделением, а десорбция — поглощением тепла. На пористых неметаллических адсорбентах (уголь,, силикагель) дифференциальные теплоты адсорбции весьма близки или несколько больше теплот конденсации адсорбируемого вещества. Это указывает на то, что силы, действующие между атомами поверхности и молекулами адсорбируемого вещества, имеют ту же природу, что и силы Ван-дер-Ваальса, вызывающие конденсацию паров. [c.31]

Пары и газы, как объяснено в главе 2, повинуются одним законам, притом лишь приближенным. Для вывода объемных законов, очевидно, должно брать во внимание только возможно совершенное состояние (удаленное от жидкого) и химическую неизменность, при которых плотность пара постоянна, т.-е. такое, при котором объем данного газа или пара изменяется, как объем водорода, воздуха или другого газа при перемене давления и температуры (тут, конечно, есть своя условность, но она неизбежна почти всюду, ибо абсолютно — недостижима). Оговорку эту необходимо сделать для того, чтобы ясно видеть, что законы газовых объемов, далее излагаемые, находятся в теснейшей связи с законами перемены объемов от давления и температуры. А как эти последние законы (гл. 2) ие строго, а только приближенно точны, то это же относится и к далее излагаемым законам. И как есть возможность найти дальнейшие, более точные (второе приближение) законы для изменения V от р к i (чему примером и служит формула. Ван-дер-Ваальса), так точно возможно и более точное выражение для соотношения между составом и плотностью паров и газов. Но чтобы в самом начале не родилось сомнения в широте и общности объемных законов, достаточно сказать, что плотность таких газов, как кислород, азот, углекислота и пр., и таких паров, как ртути или воды — по опыту — остается постоянною (в пределах точности опытов) в широких пределах температур от обыкновенной до белокалильного жара. При перемене же давлений, судя по тому, что дано в моём сочинении, 06 упругости газов (т. I, стр. 9), можно думать, что плотность сохраняется с большим постоянством даже тогда, когда отступления от закона Мариотта весьма велики. Однако, в этом последнем отношении число данных еще мало для окончательного суждения. [c.530]

По ряду основных признаков физическая адсорбция имеет определенное схо,1ство с конденсацией газов (паров) обратимость и сравнительно большая скорость достижения равновесия, близкие энтальпии процессов. Это объясняется общностью природы межмо-лекулярных взаимодействий, приводящих к конденсации и к физической адсорбции — в обоих случаях главную роль играют нековалентные по природе силы Ван-дер-Ваальса и в некоторых случаях— водородные связи. Природа этих сил определяет еще одну очень важную особенность физической адсорбции — неспецифич-ность. Один и тот же газ практически одинаково адсорбируется на поверхности различных веществ, при этом он практически никак не влияет на структуру поверхностного слоя твердого адсорбента, а сами молекулы адсорбата сохраняют свою индивидуальность и десорбируются неизменными. [c.317]

Уравнение Ван-дер-Ваальса в некоторых случаях дает достаточно хорошее схождение с экспериментальными данными, однако не охватывает со всей полното свойств всех паров и газов. [c.35]

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]

Модель двухмерного состояния Ван-дер-Ваальса [уравнение (12.18)] при достаточном понижении температуры и (или) увеличении константы притяжения а, т. е. при увеличении 2а/ ЬкТ), отражает фазовый переход двухмерный пар — двухмерный конденсат. Однако применение обычной модели ДВГ при низких температурах встречает ограничения, так как при этих температурах увеличивается вероятность ассоциации адсорбированных молекул (при их соударении время жизни ассоциатов становится отличным от нуля). В той или иной степени такая ассоциация при понижении температуры должна проявляться для всех молекул, в особенности же в тех случаях, когда эти молекулы могут образовывать цепи, связанные водородными связями, как, например, в случае адсорбции на ГТС спиртов. Модель двухмерного ассоциированного вандерваальсова газа рассмотрена в следующей лекции. [c.233]

Теплота физической адсорбции Q по порядку величины равна теплоте конденсации газа в жидкость QL. Процесс физической адсорбции происходит в основном при давлении, близком к давлению насыщенных паров Р (Т), когда могз т образоваться поли-молекулярные слои адсорбированного вещества. Адсорбционный мономолекулярный или полимолекулярный слой вызывает уменьшение радиуса пор или даже полную закупорку пор в результате капиллярной конденсации, причем этот процесс. может идти в обратном направлении, если давление газа станет заметно ниже Р.-= Т). В случае физической адсорбции действуют силы такого же тппа, как при. межмолекулярном взаимодействии они зависят от природы газа п пористого. материала [3.130] между адсорбированным атомом и стенкой поры часто существуют слабые силы Ван-дер-Ваальса, например обусловленные потенциальной энергией Леннарда — Джонса с показателями степени (3—9), которые получаются, если в газе показатели степени обратного расстояния в энергии межмолекулярного взаимодействия равны (6—12) в соответствии с формулой (3.27), [c.85]

Для всех газов, удовлетворяющих уравнению состоя ния Ван-дер-Ваальса, 2кр = 0,375 [Л. 2]. Для паров углеводоров тяжелее пропана, как это следует из рассмотрения эиапериментальных значений коэффициента 2кр [Л. 3], приведенных ма рис. 1-9, величину [c.29]

При VI начинается сжижение газа. Заштрихованная площадь соответствует двухфазной области. В равновесных условиях испарение происходит по прямой И] — Уг. Резко возрастакщая ветвь выше Уг соответствует жидкому состоянию. Отрезок кривой У1Кт х может реализоваться при пересыщении пара, КгУтш —при перегреве жидкости. С ростом температуры минимум и максимум становятся менее выраженными и наконец вырождаются в точку перегиба. Она соответствует критической точке с координатами Ркр, Ккр и Гкр, в которой свойства жидкости и газа становятся идентичными. Из критической изотермы получаются соотношения между критическими величинами и константами уравнения Ван-дер-Ваальса [c.435]

Взаимодействия между молекулами вызываются, согласно современным представлениям, электрическими силами благодаря наличию электрических зарядов в составе каждой нейтральной молекулы. Существование таких взаимодействий между молекулами приводит к их ассоциации. На возможность ассоциации молекул в газах указывал ряд исследователей, начиная еще с конца прошлого века (Натансон, Дюринг, Лерэ, Ван-дер-Ваальс и др.). Нернст также предполагал, что еще до насыщения в перегретом паре прису1ствуют не только простые, но и сложные молекулы. Механизм ассоциации реальных газов рассматривается в работах А, С. Предводителева, И. И. Новикова, М. П. Вукало-вича и др. Учет явления ассоциации при выводе уравнений состояния реальных газов приводил многих авторов к весьма удовлетворительному совпадению с опытом [261. Это объясняется тем, что присутствие комплексных молекул является одной из причин отклонений в поведении реальных газов по сравнению с идеальным газом. При сложных столкновениях может случиться, что молекулы после соударения не смогут преодолеть силы притяжения и будут двигаться совместно. Такой комплекс может быть достаточно устойчивым. По предположению Каллендера в водяном паре могут образовываться сложные комплексы, содержащие до пяти молекул [132]. Для жидкостей существование ассоциированных групп проеерено на весьма большом экспериментальном материале. Этого нельзя сказать о газах, так как для паров и газов таких экспериментальных данных значительно меньше. Спектроскопия обнаруживает группы молекул в парах некоторых веществ (К, Сс1, 2п). [c.137]

После того, как в начале 70-х годов вырабатывалось понятие о температуре абсолютного кипения (/с, доп. 109) и стала очевидною связь с ее отступлениями от закона Бойль-Мариотта, а особенно после сжижения постоянных газов, общее внимание обратилось на усовершенствование основ-вых понятий о газообразном и жидком состояниях веществ. Одни исследователи шли путем дальнейшего изучения паров (напр.. Рамзай и Юнг), газов (напр., Амага) и жидкостей (напр., Заенчевский, Надеждин и др.), особенно близ <с и рс, другие (напр., Коновалов, Де-Геен и др.) старались в обычном (далеком от /с и рс) состоянии жидкостей найти их отношение к газам, а третьи (Ван-дер-Ваальс, Клаузиус и др.), изойдя из общепринятых уже начал механической теории тепла и кинетической теории газов, сделав очевидное предположение о сущесгвовании в газах тех сил, которые явно действуют в жидкостях, выводили связь свойств тех и других. Здесь, в этом элементарном руководстве, неуместно излагать совокупность достигнутых выводов (см. физическую химию), но полезно дать понятие о результатах соображений Ван-дер-Ваальса, ибо они уясняют непрерывность перехода от жидкостей к газам в самом простейшем виде и, хотя вывод нельзя считать совершенным и окончательным (доп. 63), тем не менее он столь глубоко проникает в сущность дела, что его значение не только отражается во множестве физических исследований, но и в области химии, где столь обычны переходы вещества из газового в жидкое состояние, а также обратно, и где самые процессы диссоциации, разложения и соединения необходимо не только уподобить перемене физических состояний, но и сводить к ним, так как направление реакций обусловливается физическим состоянием участвующих веществ, что разрабатывали Девилль, Гиббс, Ливеинг и многие другие. [c.428]

С гетерогенным катализом тесно связана адсорбция— поглощение молекул газов или паров поверхностью твердых тел. Различают две формы адсорбции физическую и химическую. Физическая адсорбция происходит за счет сил притяжения Ван-дер-Ваальса между молекулами твердого тела н адсорбированного газа. При этом количество поглощенного вещества обычно увеличивается с ионижением температуры и повышением давления. Наоборот, повышая температуру и понижая давление (откачка), можно снять с поверхности твердого тела весь поглощенный газ или пар. Вне зависимости от природы твердого тела все физически адсорбированные газы ведут себя приблизительно одинаково. Физическая адсорбция происходит без сколько-нибудь заметной энергии активации. В каталитическом процессе физическая адсорбция играет незначительную роль. Она широко используется, как будет сказано далее, для измерения поверхности катализатора. [c.189]

До снх пор подвергалось обсуждению строение и некоторые свойства только отдельных атомов. Однако практически существование отдельных атомов представлнет собой редкое явление, так как для большинства элементов моноатомное состояние (т. е. существование в виде свободных атомов) при обычных условиях не является самым устойчивым. В таком состоянии существуют инертные газы, очень редко соединяющиеся друг с другом или с другими атомами. В др тих случаях для получения моноатомных паров требуется более или менее энергичное воздействие. Если инертный газ охладить в достаточной степени, он ожижается и наконец затвердевает. Этим конденсированным состояниям присущи очень слабые межатомные силы. Об их слабости свидетельствуют чрезвычайно низкие точки плавления и кипения, т. е. очень малая величина тепловой энергии, нужная для отделения атомов. К роме того, строение кристаллов показывает, чго aioNHj расположены с наиболее плотной упаковкой, возможной для сфер равного объема, причем каждый имеет двенадцать равноудаленных соседей. Это последнее обстоятельство указывает на то, что межато ин, е силы не направлены от данного атома преимущественно в сторону какого-нибудь определенного соседа. Такие мeжaтo п ыe силы называются силами ван-дер-Ваальса. [c.54]

Комбинирование констант в уравнении состояния является последним из предложенных методов. Можно ожидать, что при надлежащих значениях параметров обычные уравнения состояния будут подходить и для смеси газов, если последние не реагируют химически, проявляя этим сходство с чистым газом. Если бы пара-метры смеси имели какое-либо известное отношение к параметрам составных частей, то можно было бы вычислить коэфициенты сжимаемости и термодинамические свойства смеси, не производя непосредственного экспериментального ее исследования. После того как Ван-дер-Ваальс предложил свое уравнение со стояния, было испробовано несколько методов получения констант а и Ь для смесей, исходя из констант а и Ь для составных частей. Битти и Икехара дали обзор этих попыток. Анализ размерностей [c.205]

Феноменологически механич. свойства Ж. описываются системой дифференциальных ур-ний в частных производных, из к-рых особо важным является ур-ние Навье-Стокса. Исследование этих ур-ний при соответствующих начальных и граничных условиях является предметом гидромеханики. Феиоменологич. описание термодинамич. свойств дается ур-нием состояния р = /(Г, V), связывающим давление р с темп-рой Т и уд. объемом V. Наряду с уравнениями состояния, определенными строгими методами, существует большое число полуэмпирич. уравнений состояния. Наиболее простым в то же время теоретически обоснованным является ур-ние Ван-дер-Ваальса. Оно качественно описывает не только равновесные свойства газов и жидкостей, но, будучи дополнено термодинамическими соотношениями, и фазовые переходы жидкость — пар (см. Испарение). Зная ур-ние состояния, можно вычислить термодинамич. характеристики Ж. теплоемкость, сжимаемость и т. д. Вдали от критич. точки коэфф. сжимаемости и теплового расширения не очень чувствительны к давлению. Однако сжимаемость медленно уменьшается с увеличением давления. [c.31]

Конденсация газов и паров. 1. Ван дер Ваальс первым попытался рассчитать отклонение поведения газа при больших плотностях от поведения идеального газа, которое описывается уравнением рУ = МкТ. Уравнение Ван дер Ваальса (см., например, работы Видома [8] и Кана [27]) имеет вид [c.373]

Это уравнение, как известно, содержит два члена, отсутствующих в уравнении состояния идеального газа член — учитывающий конечность объема молекул, и член а1(А /У)2, описывающий силы притяжения между молекулами а и 6] суть постоянные, характерные для данного газа. Согласно этому уравнению, изотермы, изображенные в координатах р и У (фиг. 3) и соответствующие температуре ниже Гс (изотерма, соответствующая этой температуре, имеет горизонтальную касательную в одной точке), содержат участок с перегибом, отражающий нефизическое уменьшение объема с уменьшением давления. Поведение реальной системы на участке с перегибом описывается горизонтальной прямой, вдоль которой пар находится в равновесии с жидкой фазой. Положение этой прямой определяется построением Максвелла площади обоих заштрихованных участков должны быть одинаковыми. Уравнение Ван дер Ваальса позволяет правильно оценить как порядок величин VI теплоемкости, тай и форму двухфазной области, показанну ) [c.373]

Между тем, для большинства газов критический коэффициент составляет 3,75, для кислорода 3,419, азота 3,412, неона 3,605, гелия 3,13, водорода 3,03, для водяных паров 4,46, углекислоты 3,486. Следовательно, ура1внение Ван-дер-Ваальса не дает. правильного соотношения между параметрами р, V и Т, характеризующими состояние газа. [c.17]

Сделан был ряд удачных попыток связать степень адсорбируемости газов и паров при одном и том же адсорбенте (обычно— угле) с различными физическими константами адсорбтивов. Так, было показано, что величина адсорбции при постоянстве температуры и давления возрастает а) с повышением температуры кипения, а следовательно и с повышением критической температуры газов, б) с возрастанием константы а в уравнении Ван-дер-Ваальса, в) с повышением теплоты испарения газов. Нужно заметить, что все указанные физические свойства симбатно между собою связаны. М. М. Дубинин показал, что зависимость величины адсорбции газов от констант /кш., кр. и а значительно сложнее и что при =сопз1, но при резких изменениях давления последовательность газов по величине адсорбции и указанным физическим величинам может значительно измениться. Подмечается также влияние плотности й газов на величину их адсорбции, но с значительными нарушениями. [c.92]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология