Ван-дер-Ваальса уравнени приведенное

Уравнение БЭТ в настоящее время наиболее широко используется для определения удельных поверхностей адсорбентов и катализаторов. Однако следует помнить, что допущения , на которых базируется вывод уравнения, теоретически необоснованы и могут привести к ошибкам, особенно при применении его к адсорбентам, характеризующимся весьма неоднородной пористостью. Кроме того, данный метод не следует применять (даже если получается хорошее спрямление изотерм в координатах БЭТ) в случае тонкопористых адсорбентов и катализаторов, а также в случаях слабой адсорбции, когда относительная роль взаимодействия адсорбированных молекул друг с другом может быть очень большой. Тем не менее считаем своим долгом подчеркнуть, что роль теории БЭТ в физической адсорбции, несмотря на ее грубые допущения, можно в некоторой степени сравнить с теорией Ван-дер-Ваальса в теории жидкостей она была первой и в сущности стимулировала все последующие за ней работы в области адсорбции, не будучи количественно точной, до сих нор еще является исключительно полезной как качественная направляющая пить. [c.92]

Уравнение Ван-дер-Ваальса дает результаты совпадающие с практическими данными для газов с малой плотностью в широких диапазонах давлений и температур. Применение указанного уравнения к тяжелым углеводородам типа пропана, пропилена, -бутана, бутилена и других может привести к ошибкам, достигающим 2—10 % в зависимости от давлений и температур, при которых находится газ. [c.55]

Еще одна трудность, связанная с применением многопараметрических моделей, — это чувствительность к ощибкам опытов. Чем больше параметров, тем более точный эксперимент требуется, чтобы достаточно точно оценить эти параметры. Если модель построена на основе структурного подхода, а эксперимент не очень точен, то возникает специфическая опасность потери физического см ы с л а можно получить неверные значения параметров, хотя модель в целом будет давать достаточно точное совпадение с опытными данными. Это происходит потому, что ошибки в значениях разных параметров взаимно компенсируются. Модель остается пригодной для количественного описания объекта (в достаточно узких пределах), но физический смысл искажается—мы получаем превратное представление о величинах эффектов, связанных с параметрами. В конце концов физический смысл теряется, и параметры модели получают смысл подгоночных параметров, назначение которых — лишь привести в соответствие данные и модель. Уравнение становится эмпирическим, о чем исследователь может не знать. Проиллюстрировать это можно даже на примере достаточно простого —двухпараметрического уравнения Ван-дер-Ваальса. [c.40]

К аналогичному виду можно привести уравнение Ван-дер-Ваальса. Действительно, согласно (XI. 17) [c.342]

В качестве второго примера можно привести уравнение Ван-дер-Ваальса для равновесия фаз в двух компонентной системе (см. разд. П1.2). При некоторых довольно простых допущениях из него вытекают законы разбавленных растворов. Однако эти допущения справедливы в том случае, когда учитываются только не взаимодействующие друг с другом частицы. При наличии в системе различных взаимодействий (например, при диссоциации) получаемые простые соотношения не выполняются. [c.132]

Одномерная теория с учетом межмолекулярного взаимодействия. При определении термодинамических характеристик обычно псиользуют уравнение состояния идеального газа для каждого индивидуального вещества и для всей смеси в целом. Однако в ряде случаев отклонение от идеальности за счет межмолекуляр-ных взаимодеиствий тина сил Ван-дер-Ваальса может привести к заметным погрешностям при вычислении термодинамических свойств. Термодинамические свойства реальных газов могут быть вычислены, если известно уравнение состояния. Обзор уравнений состояния ирнведен в работе [197]. Следует отметить, что практически все известные уравпепия состояния являются эмпирическими или иолуэмпирическими. Единственным уравнением состояния, полученным теоретически, является уравнение состояния с вириаль-пыми коэффициентами [18], что позволяет использовать его при экстраполяции в область температур, для которых отсутствуют экспериментальные данные. [c.58]

Если температура газа остается выше критической, никакое давление не может привести его к сжижению. Настойчивые попытки сконденсировать воздух в жидкость путем повышения давления до 3000 атм и более, но без необходимого для этой цели сильного охлаждения предпринимались вплоть до 1869 г., когда Эндрюс, впервые экспериментально изучая изотермы СО2, обнаружил существование критической температуры. Спустя четыре года Ван-дер-Ваальсом было предложено уравнение состояния, и учение о критическом состоянии приобрело должную ясность. Сталд очевидным, что для конденсации газов усилия должны быть направлены не столько на повышение давления, сколько на понижение температуры. [c.34]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология