Ван-дер-Ваальса кинетической теории газов

Основываясь на кинетической теории газов, Ван-дер-Ваальс предложил следующее уравнение состояния для жидкости и реального газа [c.72]

Так как объем сферы радиуса а равен 4яа 3, то молекулярная рефракция Лорентц-Лоренца (для Я=оо) должна быть, согласно (1.43), равна истинному объему молекул в 1 моле вещества. С другой стороны, объем молекул, по кинетической теории газов, должен быть равен одной четверти константы Ь уравнения Ван-дер-Ваальса следовательно, между этой константой и молекулярной рефракцией должна быть простая связь [c.98]

Упрощенная кинетическая теория газов основана на предположении о том, что частицы (атомы и молекулы) представляют собой жесткие сферы, которые взаимодействуют исключительно за счет упругих столкновений. В действительности существуют отклонения от этих предположений. Молекулы имеют сложную структуру и, очевидно, отличаются от сферической геометрии. Кроме того, модель упругих столкновений предполагает, что частицы взаимодействуют лишь в момент соударения, а в действительности между ними существуют силы притяжения (силы Ван-дер-Ваальса). Потенциалы межмолекулярного взаимодействия, описывающие притяжение и отталкивание молекул или атомов, существенно отличаются от идеального потенциала взаимодействия жестких сфер. [c.66]

Ван-дер-Ваальса само по себе очень простое и в то же время отражает особые свойства фазового перехода на линии насыщения. Вследствие этого далее мы на основе элементарных представлений кинетической теории газов раскроем физический смысл [c.202]

Во второй половине XIX в. физик Э. Г. Амага (1840—1915) установил, что все газы отклоняются от закона Р. Бойля, особенно при высоких давлениях. В связи с этим были введены понятия идеального и реального газов. В 1871 г. студент И. Д. Ван-дер-Ваальс вывел уравнение состояния реальных газов, учитывающее взаимное притяжение молекул газа и их собственный объем. Исходя из кинетической теории, были рас- [c.160]

Как уже известно, уравнение (1.5) не отражает поведение реальных газов, особенно при температурах ниже критических. В связи с этим было предложено много других уравнений, связывающих переменные р,и,Т и точнее передающих реальные зависимости.Наиболее известно из этих уравнений уравнение Ван-дер-Ваальса, учитывающее собственный объем молекул, который в кинетической теории идеального газа считается пренебрежимо малым по сравнению с объемом газа. Учитываются также силы взаимодействия между молекулами, зависящие от расстояния между ними. Если представить молекулы газа в виде несжимаемых шаров диаметром а, то, как видно из рис. 7, вокруг каждой молекулы существует запрещенный объем радиуса а, внутрь ко- [c.14]

Из краткого рассмотрения молекулярных сил и их составляющих видно, что процесс адсорбции и связанные с ним взаимодействия между атомами и молекулами представляют один из сложнейщих вопросов теории, имеющий ту же принципиальную значимость, что и учение о молекулярном строении материи, кинетической теории газов и т. д. Кроме того, адсорбция на твердых телах усугубляется еще и тем, что вследствие энергетической неоднородности их поверхности и наличия пористой структуры она протекает значительно сложнее, чем на поверхности жидкостей. При этом силы притяжения, действующие на молекулы со стороны поверхности адсорбента, увеличиваются лишь до известного предела и, наоборот, при очень тесном сближении молекул начинает резко сказываться их отталкивание, обусловленное взаимным проникновением электронных оболочек молекул, атомов. Характер этих сил связан с принципом Паули, запрещающим нескольким электронам находиться в одном и том же состоянии. Возникающие силы отталкивания чрезвычайно значительны в условиях непосредственного контакта частиц и быстро убывают с расстоянием 11 от. Следовательно, в общем выражении энергии взаимодействия Ван-дер-Ваальса нужно учитывать это отталкивание [c.19]

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]

Следуя установившейся на Западе традиции , развивая на основе нового фактического материала ломоносовские мысли, идеи, открытия, иностранные ученые никогда не ссылались на Ломоносова как на автора этих идей и открытий. Немец Роберт Майер и ан1глича-нин Днсоуль, создавшие в 1842- 1847 годах современную теорию тепла, не упомянули, что эту теорию, объясняющую тепло движением молекул, Ломоносов опубликовал еще в 1745 году и отстаивал от нападок немецкого магистра Арнольда в 1754 году. Немцы Август Крениг и Рудольф Клаузиус, разработавшие в 1856— 1857 годах кинетическую теорию газов, не указали, что эту самую теорию Ломоносов, исходя из своих атомистических взглядов, опубликовал еще в 1748 году. Голландец ван дер Ваальс, пришедший в 1873 году к выводу о значении величины объема частиц газов, умолчал, что этот самый вывод Ломоносов опубликовал еще в 1749 году. Американец Симпсон, предложивший в 1929 году теорию атмосферного электричества, не сослался на Ломоносова, который впервые докладывал [c.102]

Уравнение состояния Ван-дер-Ваальса. В кинетической теории газов, на которой основано уравнение состояния идеальных газов (см. стр. 37), предполагается, что а) реальный объем молекул настолько мал по сравнению с общим объемом газа, что им можно пренебречь, и б) между молекулами не существует сил притяжения и отталкивания. Оба эти предположения справедливы (приблизительно) лищь при очень низких давлениях и высоких температурах. [c.136]

Таким образом, существует параллелизм между объемом, занимаемым молекулой в пространстве при температуре кипения, и поляризуемостью. При соответствующих предпосылках между обеими величинами может быть установлена связь. Если при расчетах исходить из кинетической теории газов, рассматривая молекулы как твердые шары, а удары между ними считать упругими, то по отклонению от законов идеальных газов или также из величин внутреннего трения в газах можно получить определенный диаметр молекул и определенный молекулярный объем. При этом величина молекулярного объема равна постоянной Ван-дер-Ваальса Ь, а так как величина Ь при точке кипения пропорциональна молярному объему, то она всегда составляет одну и ту же часть этого моля зного объема. Молекулярный объем также можно вывести из поляризуемости, если использовать устаревшую модель Клаузиуса—Мозотти, согласно которой заряды свободно перемещаются по поверхности шара. Поляризуемость тогда равна Зя/4 объема этого шара, который представляет собой молекулярный объем. Рассчитанные таким образом объемы молекУл совпадают по порядку величины с объемом, полученным из постоянной Ван-дер-Ваальса . Так, например [c.166]

Теоретические исследования жидкого состояния посвящены в основном различным проявлениям межмолекулярных сил к сожалению, существующие теории жидкого состояния настолько сложны, что из них нельзя извлечь модельного представления о структуре жидкостей. Одним из немногих эффективных представлений о жидком состоянии, позволяющим объяснить различные его свойства, является так называемый свободный объем. Это представление может быть использовано также и для рассмотрения структурных особенностей других агрегатных состояний вещества. Например, в применении к газам свободный объем может рассматриваться как объем, не занятый молекулами, что соответствует члену V— Ь в уравнении Ван-дер-Ваальса. При сжатии газа его свободный объем уменьшается в соответствии с законом Бойля — Мариотта. Хотя плотность жидкости намного больше плотности газа, в ней сохраняется предположительно 3% свободного объема. При повьш1ении температуры жидкости кинетическая энергия ее молекул увеличивается, и это приводит к ее расширению в результате возрастания свободного объема. Увеличение объема сопровождается увеличением среднего расстояния между молекулами и, следовательно, уменьшением сил межмолекулярного взаимодействия. Подвергая жидкость постепенно увеличивающемуся сжатию, можно уменьшить ее первоначальный объем до 97%. Для дальнейшего уменьшения объема жидкости требуются гораздо большие давления (рис. 11.2). [c.188]

Причины отклонений реальных газов от законов, выведенных для идеальных, Ван-дер-Ваальс объясняет следующим образом. Объем V, занимаемый данной массой газа, представляет собой сумму объемов самих молекул и объема межмолекулярного пространства. В кинетической теории идеальных газов было принято, что молекулы газа занимают настолько малый объем по сравнению со всем объемом газа, что объемом самих молекул можно пренебречь. Указанное приемлемо для сильно разреженных газов. Однако с возрастанием давления объем самих молекул начинает играть все более заметную роль, эквивалентную силам отталкивания, а свободного лространства остается все меньше и меньше. Между тем при повышении давления сжатия самих молекул не происходит, а уменьшается лишь межмолекулярное пространство. Поэтому в уравнении состояния газа рУ=ЯТ объем V должен быть уменьшен на некоторую величину Ь и вместо V надо брать V—6. [c.16]

Авторы раипих работ принимали в качестве исходной концепции теорию сжиженного газа Ван-дер-Ваальса. Современные исследования основываются на теории псевдокристаллического строения жидкостей, однако применение этой теории для интерпретации кинетических явлений (процессов переноса количества движения, энергии, массы) в жидкостях затруднительно [11] и полученные результаты еще непригодны для расчетной практики. [c.493]

Изложенные выше результаты нельзя объяснить в рамках простой теории, однако они позволяют получить общие представления о механизме. Очевидно, что связь молекул газа с поверхностью вызывается скорее физическими, чем химическими силами, и поэтому пе наблюдается существенных различий в поведении инертных газов и таких газов, как кислород и азот. Однако наблюдаемые величины энергий связи много больше тех, которые могут быть обусловлены просто силами Ван-дер-Ваальса. В случае металлов наиболее вероятно, что ионы, обладающие кинетической энергией, проникают в глубь самого металла на несколько атомных слоев и, таким образом, захватываются кристаллической решеткой. (Юнг [4] показал, что ироникновение ионов водорода и гелия в кристаллическую решетку алюминия увеличивается приблизительно линейно с ростом энергии в интервале от 1 до 10 кэв. При энергии порядка 1 кэв они проникают на глубину, примерно равную 10 мм, что соответствует 50 атомным слоям. Поэтому вполне допустимо предположение о том, что в описанных выше опытах ионы, обладающие энергией порядка 1 кэв, проникают в глубь металла на несколько атомных слоев.) Замена одного адсорбированного слоя другим при последующей бомбардировке ионами (рис. 4) указывает на то, что ион, проникающий в кристаллическую решетку, способен выбить предварительно адсорбированную молекулу, находящуюся в непосредственной близости. Таким образом, при продолжительной бомбардировке в конце концов создаются условия динамического равновесия, когда скорости адсорбции и десорбции становятся равными. Наблюдаемое изменение этого равновесия в сторону увеличения адсорбции пропс- [c.541]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология