Ван-дер-Ваальса уравнение состояния газов

Наиболее часто потенциал Леннард-Джонса записывают именно в такой форме в таблицах приводятся значения е и ст. Значения этих параметров для некоторых веществ указаны в табл. 10. Здесь же приведены величины Ь = 2/3 лМ а — учетверенного собственного объема молекул в расчете на моль ф — величина, фигурирующая в уравнении состояния газа Ван-дер-Ваальса). [c.281]

Ван-дер-Ваальса уравнение состояния (21)—первое уравнение состояния реального газа, качественно объясняющее возникновение критических явлений и конденсацию газа в жидкость. Явилось прототипом множества других уравнений состояния с различным числом индивидуальных постоянных. [c.308]

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 состояния газов Ван-дер-Ваальса наиболее точно определяет поведение легких газов при давлении до 100 атм и при температуре О—20° С. Применение этого уравнения к пропану и бутану или их смесям в названном диапазоне температур и давлений приводит к ошибкам, величина которых не превышает 10%. [c.60]

Термическое давление можно определить по формуле, полученной из уравнения состояния газа Ван-дер-Ваальса [24] [c.132]

Интересно отметить, что в этих координатах уравнение состояния газа Ван-дер-Ваальса имеет форму, не зависящую от конкретных значений параметров а н Ь. Действительно, в критической точке (см.разд. 10.8) выполняются следующие соотнощения [c.88]

Силы межмолекулярного взаимодействия имеют электрическую природу. Они характеризуют электростатическое притяжение или отталкивание, возникающее между полярными молекулами и неполярными, в которых возникают диполи под действием внешних факторов. Такие силы называют силами Ван-дер-Ваальса (в честь ученого, который предложил уравнение состояния газа, учитывающее межмолекулярное взаимодействие). [c.144]

Значения постоянных в уравнении состояния газов Ван-дер-Ваальса для важнейших газов приведены в табл. 10. [c.60]

Значения констант в уравнении состояния газов Ван-дер-Ваальса [c.60]

Значения констант в уравнении состояния газов Ван-дер-Ваальса для некоторых газов25. 54, 55 [c.53]

Следует напомнить, что силы Ван-дер-Ваальса способствуют притяжению молекул и считаются основной причиной отклонения от уравнений состояния газа. [c.136]

Валентно насыщенные газовые молекулы (КНд, СО2,1, или атомы инертных газов) взаимодействуют между собой. Это проявляется хотя бы в том, что при их сближении в результате повышения давления и при снижении их скорости в результате понижения температуры все газы переходят в конденсированное состояние жидкое или твердое. При умеренных давлениях взаимное притяжение молекул сказывается также в повышенной сжимаемости газов по сравнению с рассчитанной по уравнению идеальных газов. Об отталкивании молекул свидетельствует то, что, начиная с определенного предела при очень высоких давлениях, сжимаемость газов становится меньше рассчитанной по уравнению идеальных газов. Поскольку первое уравнение состояния газов, учитывающее эти факты, было предложено голландским физи-ко-химиком Ван-дер-Ваальсом, межмолекулярным силам было присвоено его имя. [c.275]

Приняв, что уравнение состояния газа описывается законом Ван-дер-Ваальса (P + alV ) (V-b)=RT, [c.111]

Открытие Менделеевым (1860) и затем Эндрюсом (1869) возможности непрерывного перехода между жидким и газообразным состояниями получило вскоре теоретическое обобщение в работах Ван-дер-Ваальса (1873). Предложенное Ван-дер-Ваальсом уравнение состояния применялось и к газам и к жидкостям. Возможность применять одно и то же уравнение состояния и к газам и к жидкостям истолковывалось как следствие глубокой общности в их структуре. [c.111]

При низких температурах, близких к критическим, и высоких давлениях уравнение состояния газов Клапейрона — Менделеева дает большие погрешности. Для определения основных параметров— давления, объема и температуры реальных газов наиболее применимо уравнение Ван-дер-Ваальса [c.54]

Отмеченные отклонения газов от газовых законов зависят, с одной стороны, от взаимного притяжения молекул газов, которое особенно сказывается при высоких давлениях, с другой стороны,— от того, что сами молекулы газа не являются математическими точками, а обладают некоторым определенным объемом. Студент Лейденского университета Ван дер Ваальс вывел уравнение состояния газа (1873), учитывающее оба упомянутых фактора (уравнение Ван дер Ваальса) [c.405]

Если в основное уравнение Ван-дер-Ваальса вместо Р, V я Т подставить Ркр и Гкр а значения констант ажЪ заменить соответствующими выражениями а = ЗР р кр и Ь = 7 р/3, то для критической точки уравнение состояния газа будет иметь вид [c.47]

Законы газового состояния были введены при допущении, что молекулы газа можно рассматривать как материальные точки, размер которых ничтожно мал по сравнению с пространством между ними, и что между молекулами газа не действуют межмолекулярные силы. Между тем у реальных газов, наоборот, только часть объема занята молекулами, между которыми действуют силы сцепления. Было много попыток опытным путем или теоретически обобщить отклонения реальных газов от законов газового состояния. Из всех попыток наибольшего внимания заслуживает уравнение Ван-дер-Ваальса, согласно которому в уравнение состояния газа рУ—ЯТ введены поправки на объем, занимаемый молекулами, й на силы взаимодействия между ними (внут- [c.51]

Ван-дер-Ваальс показал, что увеличение давления происходит в результате уменьшения свободного пространства между молекулами, и в уравнение состояния газа вместо V он ввел выражение (V — Ь). Величина Ь зависит от объема молекул, но не равна ему. На величину Ь оказывает влияние также форма молекул. Было найдено, что величина Ь приблизительно в четыре раза больше объема, занимаемого самими молекулами. [c.38]

Существование таких слабых сил притяжения было впервые обнаружено Ван-дер-Ваальсом, когда он ввел величину alu в уравнение состояния газа для учета этих сил, поэтому их называют еан-дер-ваальсовьши силами. [c.184]

Существование веществ в различных агрегатных состояниях свидетельствует о том, что между частицами (атомами, ионами, молекулами) имеет место взаимодействие, обусловленное ван-дер-ваальсовыми силами притяжения. Они названы в честь голландского физика Ван-дер-Ваальса (1837—1923), который предложил уравнение состояния газов, учитывающего межмолекулярное взаимодействие. [c.84]

Вопрос о минимальном числе индивидуальных постоянных, ко торые нужно вводить в уравнения состояния газов, возник в свя зи с так называемой теоремой в соответственных состояниях, вы текающей из уравнения Ван-дер-Ваальса. [c.23]

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]

Некоторый газ подчиняется уравнению состояния газа Ван-дер-Ваальса с а - 0.76 м -Па-моль . Было найдено, что его объем равен 4.00-10" м -моль при 288 К и 4.0 МПа. Используя эти данные, рассчитайте значение параметра h в уравнении Вао-дср-Вааяьса. Чему равен фактор с жимаемости гуюго ra ia при обычшлх температу)эе и даь.пении [c.19]

Рассмотрим, например, инертные газы. Тот факт, что их можно превратить в жидкость или твердое тело, доказывает вообще наличие некоторых сил притяжения между атомами в то же время исключительно низкие температуры, необходимые для их конденсации, доказывают, что эти силы чрезвычайно малы. Такие силы обычно называют силами Ван-дер-Ваальса, по имени датского физика, который впервые отметил их важность тем, что учел их в уравнении состояния газов иногда эти силы называют также силами Лондона, так как их природа была объяснена Фрицем Лондоном с использованием квантовой механики. О них упоминалось раньше как о второстепенной составляющей в полных силах притяжения в ионных кристаллах. В кристаллах инертных газов отсутствуют какие-либо электростатические взаимодействия, и вандерваальсовы силы являются единственными силами притяжения. Как в ионных кристаллах, равновесным расстоянием между атомами является то, при котором силы притяжения уравновешены силами отталкивания, обусловленными перекрыванием внешних частей электронных облаков. Поскольку эта сила отталкивания возрастает очень быстро с уменьшением расстояния и становится существенной лишь при очень малых расстояниях, то ионный радиус Вг и половина расстояния для наиболее тесного сближения двух атолюв криптона в твердом криптоне не должны очень сильно отличаться, вопреки различиям в характере сил притяжения. Эту последнюю величину — половину расстояния наиболее тесного сближения атомов Кг в твердом криптоне — называют вандерваальсовым радиусом криптона. Тем не менее вандерваальсовы радиусы значительно больи1е ковалентных радиусов. Так, ионный радиус Вг равен 1,95 А, ковалентный радиус Вг равен 1,15 А, а вандерваальсов радиус Кг равен 2,00 А. [c.138]

И. Дидерик Ван дер Ваальс (1837—1923) — голландский физик. С 1877 по 1908 гг. был профессором в Амстердамском университете. Свое уравнение состояния газов он опубликовал в дипломной работе О непрерывности газообразного и жидкого состояний (1873). [c.405]

Почему жидкость поднимается в капиллярных трубках вверх вопреки силам всемирного тяготения, которые заставляют тела стремиться к центру земли Отвечая на этот вопрос, французский математик Клеро в 1743 г. выдвинул гипотезу между молекулами действуют силы притяжения, которые на коротких расстояниях (и при малых массах) превосходят силы тяготения, а на дальних — уступают им. В наши дни эта гипотеза стала широко разветвленной теорией, получившей много доказательств. Значительный вклад в ее разработку внесли русские и советские ученые — П. И. Лебедев, Б. Б. Голицын, Д. И. Менделеев, Б. В. Дерягин, Б. В. Ильин и др. В 1871 г. голландский физик Ван-дер-Ваальс дал первую количественную формулировку силам притяжения и отталкивания между молекулами это позволило ему вывести уточненное уравнение состояния газов, пригодное не только для идеальных, но и для реальных газов. С того времени межмо-лекулярные силы стали часто называть ваидерваальсовы-ми силами . [c.32]

Обширная работа по вычислению констант уравнения состояния продуктов сгорания была проделана Хиргафельдером и др. [5]. Уравнение состояния газов при высокой температуре, приспособленное для этой цели, имеет вид несколько упрощенного уравнения ван дер Ваальса [c.28]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология