Ван-дер-Ваальса уравнени

Расчет летучести по уравнению Ван-дер-Ваальса Уравнение Ван-дер-Ваальса можно записать в таком виде [c.232]

ВАН ДЕР ВААЛЬСА УРАВНЕНИЕ — уравнение состояния реальных газов (и в некоторой степени жидкостей) [c.52]

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]

ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА УРАВНЕНИЕ, ур-ние состояния реального газа. Для п молей газа, имеющего объем V при т-ре Т и давлении р, имеет вид [c.352]

Свойства реальных газов. Неидеальность Г. в молекулярно-кинетич. теории рассматривается как результат взаимод. молекул. В первом приближении ограничиваются рассмотрением парных взаимодействий, во втором - тройных и т,д. Такой подход приводит к вириальному уравнению состояния, коэф. к-рого м. б. теоретически рассчитаны, если известен потенциал межмол. взаимодействий. Наиб, полезно вириальное ур-ние при рассмотрении св-в Г. малой и умеренной плотности. Предложено много эмпирич. и полуэмпирич. ур-ний, связывающих р, V и Т, к-рые либо исходят нз нек-рой простой модели взаимодействий (напр., Ван-дер-Ваальса уравнение), либо выражают чисто эмпирич. зависимость, справедливую для определенного класса в-в (см. Уравнения состояния). [c.475]

Уравнение Ван-дер-Ваальса Уравнение Бертло Уравнение Дитеричи [c.25]

Уравнение Ван-дер-Ваальса Уравнение Редлиха — Квонга [c.93]

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]

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]

Легко видеть, что уравнение Фрумкина является двухмерным аналогом уравнения Ван-дер-Ваальса. Оно хорошо передает концентрационную зависимость поверхностного натяжения растворов в широком интервале концентраций. По аналогии с уравнением Ван-дер-Ваальса уравнение (IV. 10) называется уравнением состояния адсорбционного слоя. [c.75]

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]

Объясггить физический смысл уравнения состояния Ван-дер-Ваальса [уравнение (1.4,1)] и связать его параметры с критичес-ки. п1 константа.ми газа (стр, 52), [c.37]

МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ, взаимод. молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых хим. связей, М. в. определяет отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и мол. кристаллов От М. в. зависят мн. структурные, спектральные, термодинамич., теплофиз. и др св-ва в-в. Появление понятия М. в. связано с именем Й. Д. Ван-дер-Ваальса, к-рый для объяснения св-в реальных газов и жидкостей предложил в 1873 ур-ние состояния, учитывающее М. в. (см. Ван-дер-Ваальса уравнение). Поэтому силы М. в. часто называют ван-дер-ваальсовыми. [c.12]

Неавтономность адсорбционного слоя и связанное с ней влияние на его строение поверхности адсорбента являются причиной большего разнообразия поверхностных фаз по сравнению с объемными. Условно фазы адсорбированного монослоя можно подразделить на две группы 1 фазы, структурно связанные со строением поверхности адсорбен-тга, 2) фазы, структурно не зависящие от ее строения. Интерпретация явлений, относящихся ко второй группе, проще и основана на прямой аналогии с обычными трехмерными фазами. Действительно, рис. 1 полностью эквивалентен трехмерной фазовой диаграмме и на нем легко выделяются области двумерных газа, жидкости и кристалла. Молекулы двумерного газа, находящиеся в адсорбционном слое, так же как и трехмерного, мобильны и мало влияют друг на друга, но двумерному кристаллу свойственно регулярное расположение молекул в слое. Ниже температуры тройной точки возможны фазовые переходы между двумернцм газом и двумерным кристаллом в интервале температур между тройной и критической точками возможно сосуществование двух из следующих фаз двумерный газ, двумерная жидкость, двумерный кристалл наконец, выше критической температуры возможны переходы между кристаллом и сверхкритическим флюидом. Для теоретического описания фазовых переходов в таких слоях используются двумерные аналоги обычных уравнений состояния. В частности, нашли применение двумерное уравнение состояния Ван-дер-Ваальса, уравнения теории свободной площади (аналог теории свободного объема жидкости), двумерное вириальное уравнение состояния. Подробный обзор двумерных уравнений состояния дан в работе [6]. [c.26]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология