Формула Ван-дер-Ваальса

На рис. 68 изображены изотермы Р, V для моля, т. е. зависимость изменения объема грамм-молекулы двуокиси углерода (СОд) от давления при разных температурах, вычисленные по формуле Ван дер-Ваальса. [c.127]

Широко используемая вместо (1.1) формула Ван-дер-Ваальса [c.13]

Если теперь, несмотря на сделанные допущения, которые совершенно несправедливы при высоких Т и абсурдны при Т, близких к Т , мы все же рискнем проинтегрировать это уравнение от Т до Т , то как раз и получим формулу Ван-дер-Ваальса (8.36) [c.283]

Если бы для некоторой массы газа (совершенного), вполне точно следующего законам Мариотта и Гей-Люссака, изменялись температура / и давление р, то все изменения выражались бы равенством pv = С (1 -Ь аЦ или, что все равно, pV = ЯТ, где Г = / 4 273, а С и — постоянные, изменяющиеся не только с переменою единиц, служащих для измерения, но и с изменением природы газа и его массы. Но так как существуют отступления от обоих основных газовых законов (о чем сказано будет в одном из следующих дополнений), и следует, с одной стороны, принять некоторое притяжение между частицами газов, а с другой, что газовые частицы занимают сами часть пространстве, то для обычных газов при сколько-либо значительных изменениях в давлениях и температурах следует допустить формулу Ван-дер-Ваальса [c.395]

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]

Коэффициенты а и Ь, как это было установлено рядом исследований, изменяются в зависимости от давления и от температуры, и потому пользование формулой Ван-дер-Ваальса при высоких давлениях ведет к значительным погрешностям. [c.17]

Уравнение ВаН-дер-Ваальса значительно точнее отображает состояние реального газа, чем уравнение Клапейрона — Менделеева, выведенное для идеальных газов. Так, при р=1000 атм отступление для азота от формулы Ван-дер-Ваальса не превышает 2%, а отступление от формулы для идеального газа — более чем на 100%- Кроме того, уравнение Ван-дер-Ваальса частично описывает также свойства данного вещества и в жидком состоянии (например, в вопросах внутреннего молекулярного давления). [c.67]

Имея представление о тех поправках, которые следует сделать в уравнении Клапейрона при переходе к точным расчетам для реальных газов, посмотрим, каким именно путем устанавливается величина этих поправок, величина а Ь формулы ван-дер-Ваальса. [c.21]

Формула ван-дер-Ваальса показывает, что одному давлению могут отвечать три значения V. [c.23]

Мы уже упоминали о том, что уравнение ван-дер-Ваальса применимо не только к реальным газам, но и к жидкостям. Для твердого же тела до настоящего времени нет уравнения состояния. Для многих целей формула ван-дер-Ваальса не дает удовлетворительной точности. Поэтому предложен ряд уравнений состояния реальных газов. В качестве примера [c.24]

Приведем лишь уравнение Д. Бертло, более точное сравнительно с формулой ван-дер-Ваальса [c.25]

Величины внутреннего давления выражают суммарный эффект обычного межмолекулярного взаимодействия (учтенного формулой Ван-дер-Ваальса), дипольного взаимодействия и водородной связи. Роль последней очень велика. Так, полярные жидкости, в которых не может возникнуть водородная связь (например, РС1з, РС ), характеризуются лишь слабой ассоциацией молекул. Внутреннее давление в таких жидкостях сравнительно невелико. [c.21]

Широко используемая вместо (1) формула Ван-дер-Ваальса (Р + а/у )(у - Ь) = КТ, в которой учтены межмолекулярные взаимодействия а/у и объем молекулы Ь, также не удовлетворяет требованиям химической технологии по адекватности и уннверсальности. Предложенные позднее несколько десятков эмпирических уравнений состояния реальных газов с так называемыми вириальными коэффициентами [3] оказались также неудовлетворительными. [c.5]

На фиг. 87 представлен график р как функции Т . На первый взгляд график этот представляется почти прямой линией, как это и должно иметь место согласно формуле Ван дер Ваальса р р к =/ (1—Гь Т), где / к и Туа —критическое давлениеи температура, а /—постоянная. [c.218]

Уже в 1909 г. Камерлинг Оннес [13] проделал опыты по изме-трению критического давления. Он наблюдал, что при давлении 2,75 ат мениск, видимый в середине пикнометра, наполненного жидким гелием, исчез. В этом опыте температура пикнометра была очейь неравномерной, и поэтому условия не благоприятствовали точному наблюдению. Впоследствии оказалось, что полученные в этом опыте значения были преувеличенными. Приведенная в последующем сообщении [2] критическая температура, вычисленная из данных по упругости пара на основании формулы Ван дер Ваальса, также оказалась преувеличенной. [c.221]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология