Ван-дер-Ваальса газовая

Уравнение Ван-дер-Ваальса является неточным, применение же других, более точных уравнений состояния приводит к сложным формулам для термодинамических потенциалов чистых газов. Особенно сложно дальнейшее использование полученных формул для исследования химических равновесий в газовых смесях. К тому же уравнения состояния газовых смесей известны недостаточно. [c.131]

Ван-дер-Ваальс пытался применить к жидкостям свое уравнение (III, 28). Однако, хотя это уравнение удовлетворительно выражает некоторые частные зависимости для жидкостей, оно неприменимо к жидкостям. Многочисленные попытки вывода других форм уравнения состояния жидкостей, основанные на тех же представлениях об аналогии между жидким и газовым состояниями, не дали положительных результатов, так как они не отражали сложности взаимодействия между молекулами в жидкостях. [c.161]

Газы способны смешиваться во всех отношениях не при любых условиях. Возможность неполного смешения газов и образования двух газообразных фаз, находящихся в равновесии, предвидел еще Ван-дер-Ваальс (1894). Впервые ограниченная растворимость газов была экспериментально подтверждена советскими учеными И. Р. Кричевским, П. Е. Большаковым и Д. С. Циклисом (1941) в системе аммиак — азот, которая была изучена при температурах от 363 до 448 К и давлениях до 16 10 Па. При высоких температурах и давлениях гомогенный газообразный раствор распадается на две газовые фазы. Так, например при 373 К и 5,06 10 Г1а (5000 атм) одна газообразная фаза содержит 84,5% NH3 и 15,5%Na, а другая — 18% NH3 и 82% Na- [c.338]

Абсорбция и адсорбция газов зависят от переноса молекул газа из общей массы к поверхности жидкости или твердого тела. В случае жидкости молекулы газа в дальнейшем диффундируют во всем объеме жидкости, тогда как на поверхности твердого тела они удерживаются физическими (Ван-дер-Ваальса) или химическими (хемосорбция) силами. Когда поверхность жидкости или твердого тела вступает в контакт с покоящимся газом, диффузия молекул газа протекает по законам молекулярной диффузии, и скорость ее зависит от температуры и давления газа и типа газовых молекул. Скорость переноса молекул Na в мольных единицах на единицу площади за единицу времени описывается законом Фика [c.103]

Законы идеальных газов, следствия, вытекающие из этих законов, и уравнения состояния (1.15), (1.16) часто используют в различных технохимических расчетах. Однако хорошее совпадение вычисленных результатов с опытными данными наблюдается лишь в ограниченной области температур и давлений. Газы, находящиеся в условиях, для которых неприменимы законы идеальных газов и уравнения газового состояния (1.15), (1.16), называются реальными или неидеальными. Параметры состояния р, V, Т таких газов для 1 кмоль связаны между собой уравнением Ван-дер-Ваальса [c.15]

Здесь постоянная / интерпретируется в том же плане, что и постоянные а и Ь. Однако по сути дела R является универсальной газовой постоянной, известной из идеально-газового закона. Так как критический объем относится к трудно определяемым величинам, целесообразно его исключить из соотношений (1.27), (1.28), (1.29), получив также выражения для констант Ван-дер-Ваальса [c.18]

Растворы можно различать по агрегатному состоянию — твердые, жидкие и даже говорят о газообразных растворах, имея в виду газовые смеси. Последним, точнее идеально-газовым смесям, было уделено некоторое внимание в гл, V в связи с химическим равновесием. О твердых растворах, являющихся предметом изучения, главным образом физики твердого тела и металловедения, будет более подробно упомянуто в следующей главе. В этой же главе будут обсуждаться лишь жидкие растворы — системы, весьма разнообразные по своей природе и характеру межмолекулярного взаимодействия. Так, при растворении серной кислоты в воде наблюдается выделение большого количества теплоты, отмечается образование ряда гидратов определенного состава. Отчасти на основании этих наблюдений Д. И. Менделеев развивал свою химическую теорию растворов. Несомненно, что силы, действующие в упомянутых гидратах серной кислоты, приближаются по св ему характеру к силам химической связи. В качестве другого крайнего случая можно указать на растворы веществ типа аргона и неона (илн других элементов нулевой группы), когда проявляется действие сил только физической природы — относительно слабых сил Ван-дер-Ваальса. [c.262]

Ван-дер-Ваальс впервые (1873 г.) дал уравнение газового состояния, учитывающее взаимное притяжение молекул. [c.104]

Причиной недостаточной точности уравнения (1.6) Ван-дер-Ваальс считал ассоциацию молекул в газовой фазе, которую не удается описать, учитывая зависимость параметров а и й от объема и температуры, без использования новых индивидуальных постоянных. После 1873 г. Ван-дер-Ваальс предложил еще 6 вариантов своего уравнения, последнее из которых относится к 1911 г. и содержит пять эмпирических постоянных. Два варианта уравнения (1.6) предложил Клаузиус, и оба они связаны с усложнением вида постоянной Ь. Больцман разрабатывал три уравнения этого типа, изменяя выражения для постоянной а. Всего известно более 150 подобных уравнений с разным числом эмпирических постоянных. Тем не менее все эти попытки не привели к заметным успехам. Ни одно из уравнений состояния, содержавших меньше 5 индивидуальных параметров, не оказалось достаточно точным для реальных газов в широком диапазоне изменения параметров р, V, Т, и все они оказались непригодными в области конденсации газов. [c.21]

Для определения газовой фазы в условиях высоких р и I используем уравнение Ван-дер-Ваальса [c.251]

При моделировании процессов разделения газовых смесей при высоких давлениях и низких температурах необходимо учитывать неидеальность также и паровой фазы. В этих случаях применяют уравнения состояния Ван-дер-Ваальса, Редлиха - Квонга, Бенедикта - Рубина и др. [c.35]

В науке и технике уравнение состояния Ван-дер-Ваальса обычно используется для качественного анализа газового и жидкого состояний. Для областей, близких к условиям идеальности, оно дает и хорошее количественное соответствие теории и опыта. Часто в технике используются уравнения состояния, которые в узкой области изменения параметров состояния дают хорошее согласие теории с экспериментом. [c.81]

Было сделано много попыток опытным путем или теоретически обобщить отклонения реальных газов от законов газового состояния. Из всех попыток наибольшего внимания заслуживает только уравнение Ван-дер-(Ваальса, согласно которому в урав- [c.59]

Рассчитать, сколько граммов водорода содержится в сосуде емкостью 500 см , если он заполнялся водородом под давлением 100 атм при 200° С. При расчете использовать а) простые газовые законы, б) уравнение Ван-дер-Ваальса. [c.103]

Поскольку все молекулы содержат колеблющиеся электроны, постольку между ними всегда действуют силы притяжения, изменяющиеся обратно пропорционально шестой степени межмолекулярного расстояния. Этот результат, полученный Лондоном [7], широко используется в физической химии. Его можно легко сопоставить с опытом, поскольку экспериментальные данные по скрытым теплотам исиарения дают падежные сведения о зависимости потенциальной энергии молекул от межмолекулярных расстояний, а данные по дисперсии света дают значения поляризуемости молекул а и частоты электрических колебаний v (см. гл. IX). Межмолекулярные силы, вызванные связью квантованных электрических осцилляторов, изменяются обратно пропорционально седьмой степени расстояния эти силы часто называются лондоновскими или дисперсионными силами. Вольно и менее точно их называют силами Ван-дер-Ваальса главным образом потому, что они дают объяснение сил притяжения, действующих между неполярными газовыми молекулами. Однако следует учесть, что в уравнении состояния Ван-дер-Ваальса принимается, что силы взаимодействия молекул изменяются обратно пропорционально четвертой степени межмолекулярного расстояния. [c.169]

Поверхностноактивные вещест Ьа в адсорбционных и мономолекулярных слоях могут находиться в очень разбавленном состоянии, аналогичном идеальным газам в объеме, — в виде двухмерной газовой пленки (IV. 7). Газовое состояние пленок позволяет определить молекулярные веса белков и других веществ в поверхностном слое (IV. 11). Общее уравнение состояния адсорбционных слоев, по Фрумкину, (IV. 8), является двухмерным аналогом уравнения Ван-дер-Ваальса. [c.100]

Что представляют собой газовые и конденсированные пленки Какие уравнения соответствуют уравнению состояния идеальных газов и уравнению Ван-дер-Ваальса для двухмерного состояния [c.101]

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]

Ван-дер-Ваальс научный труд о непрерывности газового и жидкого состояний. Уравнение состояния и принцип соответственных состояний [c.11]

Свойства гидратов и условия их образования. Согласно современным представлениям, отдельные газы или их смеси способны образовывать газовые гидраты. Газогидраты — твердые кристаллические вещества, так называемые газовые клатраты. Кристаллическая решетка клатратов построена из молекул воды, во внутренних полостях которых размещены молекулы газа, образующего гидрат. Они удерживаются силами Ван-дер-Ваальса. Незаполненная газом решетка существовать не может, в этом ее принципиальное отличие от кристаллической решетки льда. Газогидраты кристаллизируются в две структуры кубической сингонии. [c.49]

Основная трудность в расчете равновесий газ - жидкость состоит в определении коэффициента активности в жидкой фазе у,- и коэффициента фугитивности в газовой фазе Ф,-. Методы оценки коэффициентов активности в растворах неэлектролитов уже были рассмотрены. Оценка же коэффициента фугитивности в газовой фазе может быть выполнена на основании уравнения состояния (Ван-дер-Ваальса, вириального и др.). Однако часто растворимость газа в жидкости очень мала и в этих условиях жидкая фаза стремится к идеальной. Кроме того, при умеренных давлениях не-идеальность газовой фазы незначительна. Тогда стремление того или иного компонента улетучиваться из жидкой фазы в газовую не зависит от присутствия других компонентов и система соответствует идеальной, для которой справедлив закон Генри [c.234]

Ван-дер-Ваальса уравнение Предложенное в 1873 Ван-дер-Ваальсом (см. выше) соотношение состояния реального газа (р+ а/V )-( V- Ь) = = RT, где р — давл., V — объем, R — универс. газовая пост., Т — т-ра, д и 6 — эксперимент, пост., учитывающие отклонение св-в реального газа от идеального. [c.40]

Исходя из уравнения Ван-дер-Ваальса, газовую постоянную Rvdw можно выразить через критические свойства следующим образом [c.23]

Можно найти известную аналогию в развитии теории растворов электролитов и теории газового агрегатного состояния. В том и другом случаях первоначально предполагалось, что система ведет себя подобно идеальной и что между образующимися частицами нет сил взаимодействия. Приложение полученных на основе таких представлений законов к реальным системам приводило к значительным расхождениям между теорией и опытом. В связи с этим для газов вместо простого уравнгния газового состояния рУ = ЯТ предлагались другие, более сложные, в которых так или иначе учитывались силы взаимодействия между частицами. Одним из них было уравнение Ван-дер-Ваальса [c.73]

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]

Ме кмолекулярные взаимодействия имеют природу водородной связи или сводятся к силам Ван-дер-Ваальса. Если отвлечься от солей и металлов, то именно эти взаимодействия определяют агрегатное состояние материи. Межмолекулярные водородные связи характерны, например, для спиртов и карбоновых кислот. Последние даже в газовой фазе имеют димерное строение [c.80]

Рассмотрение вопроса о свойствах газовых смесей при высоких давлениях будет неполным, если не остановиться на интереснейшем явлении расслоения газовых смесей под давлением, открытом советскими учеными И. Р. Кричевским, П. Е. Большаковым и Д. С. Циклисом [18, 19]. Это явление детально рассмотрено в упоминавшейся монографии И. Р. Кри-чевского [1]. Оно является ярким подтверждением правильности представления о глубокой и далеко идущей аналогии свойств жидкостей и сжатых газов. Возможность существования гетерогенного равновесия в газовой смеси выше критической температуры ее компонентов была впервые указана Ван-дер-Ваальсом и затем проанализирована Камерлинг Он-несом и Кеезомом. Однако экспериментальное доказательство наличия такого равновесия было впервые осуществлено в 1941 г. на примере системы аммиак — азот [18]. Исследование этого вопроса показало, что в некоторых газовых смесях наблюдается ограниченная взаимная растворимость сжатых газов. Естественно, что такое расслоение может происходить лишь в том случае, если оно сопровождается уменьшением объема. Вначале предполагалось, что ограниченная взаимная растворимость наблюдается лишь в газовых смесях, содержащих полярный компонент (аммиак, сернистый газ). Однако впоследствии было установлено расслоение газовых смесей гелий — двуокись углерода [20], гелий — этилен [21] и гелий — пропан [22]. [c.22]

Лерберг [30] и независимо от него ]И. И. Темкин [31] получили выражение для летучести компонента смесей, подчиняющихся уравнению Ван-дер-Ваальса, и показали, что это уравнение применимо для газовых смесей в той же мере, что и для чистых газов. Однако, как известно, его применимость ограничивается умеренными давлениями. [c.32]

Из всех этих определений, относящихся к 1901—1909 гг., с несомненностью следовало, что закон Я. Вант-Гоффа действителен только для очень разбавленных растворов. В связи с этим возникла мысль, что отклонения от закона при высоких концентрациях растворенных веществ вызываются теми же причинами, что и отклонения газовых законов при высоких давлениях. Были предприняты попытки найти уравнения для растворов, аналогичные уравнению Ван-дер-Ваальса. Однако некоторые ученые в конце XIX в. высказывали сомнения в целесообразности такого подхода. Так, ирландский физик Д. Ф. Фитцжеральд (1851— 1901) отметил в 1896 г., что динамическое состояние молекул в растворе коренным образом отличается от состояния молекул в газе. [c.243]