Ван-дер-Ваальса уравнение состояни

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]

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]

Дл этих случаев найдены различные уравнения состояния, одно из которых имеет следующий вид (уравнение Ван-дер-Ваальса) [c.123]

В разное время различными авторами было предложено до 5,0 уравнений состояния для реальных веществ. Наиболее известным и употребительным из них является уравнение Ван-дер-Ваальса [c.35]

Известно много уравнений состояния реальных газов, предложенных разными исследователями. Уравнения эти либо имеют ограниченную область применения и недостаточно точны за ее пределами, либо сложны для практического использования. Наиболее простым уравнением состояния реального газа является уравнение Ван-дер-Ваальса [c.27]

На рис. IV, 2 схематически изображены зависимости термодинамических потенциалов идеального газа от его объема. Уравнения для термодинамических потенциалов реального газа можно получить, используя уравнения состояния реального газа, например уравнение Ван-дер-Ваальса или другое. [c.130]

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]

Вычислить летучесть одного моля газа по уравнению (IV, 46) можно различными путями. Так, можно в подынтегральное выражение подставить мольный объем, выраженный как функция давления по уравнению состояния, например по уравнению Ван-дер-Ваальса. [c.132]

Уравнение РУ = пКТ принято называть уравнением состояния идеального газа, поскольку оно описывает состояние системы при помощи измеряемых переменных Р, У, Г (параметров состояния) и п (рис. 3-17). Предлагались другие уравнения состояния, которые описывают свойства реальных газов лучше, чем уравнение состояния идеального Г за. Наибольшее распространение среди них получило уравнение, предложенное в 1873 г. Ван-дер-Ваальсом. Ван-дер-Ваальс предположил, что для реальных газов также можно воспользоваться понятиями идеального давления Р и идеального объема V, к которым применимо идеальное уравнение Р У = пКТ, однако из-за отклонения свойств реальных газов от идеальных эти величины не совпадают с измеряемыми давлением Р и объемом У. Он полагал, что идеальный объем должен быть меньше измеряемого объема, поскольку реальные молекулы отнюдь не являются точечными массами, а имеют конечный объем, и вследствие этого часть объема сосуда, занятая другими молекулами, оказывается недоступной для [c.152]

Межмолекулярное взаимодействие. При изучении свойств различных веществ наряду с внутримолекулярными взаимодействиями, обусловленными действием валентных (химических) сил и характеризующимися насыщенностью, большими энергетическими- эффектами и специфичностью, следует учитывать и взаимодействие между молекулами вещества. При расширении газов, конденсации, адсорбции, растворении и во многих других процессах проявляется действие именно этих сил. Межмолекулярные силы часто называют силами Ван-дер-Ваальса (в честь ученого, который предложил уравнение состояния газа, учитывающее межмолекулярное взаимодействие). [c.135]

Для дальнейшего разбора вопроса мы обратимся к одному из наиболее ранних и наиболее изученных уравнений состояния реальных газов — уравнению Ван-дер-Ваальса. [c.112]

Кроме уравнения Ван-дер-Ваальса было предложено довольно много других форм уравнения состояния реальных газов. Некоторые из этих уравнений лучше выражают зависимость V от температуры и давления, но содержат большое число индивидуальных постоянных и рассчитывать по ним сложно. К тому же физический смысл этих постоянных и связи между ними не -всегда достаточно ясны. [c.113]

Приведенное уравнение и вытекающий из него закон соответственных состояний могут быть получены не только из уравнения Ван-дер-Ваальса, но и иа любого другого уравнения состояния, содержащего не более двух индивидуальных постоянных. [c.116]

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]

На свойстве реальных газов охлаждаться при их расширении без производства работы основана работа холодильных машин некоторых типов. Это свойство называется эффектом Томсона — Джоуля. Для реальных газов становятся неточными и ур. (VII, 48) —(VII,56). Для таких газов можно воспользоваться тем или другим уравнением состояния реальных газов, например уравнением Ван-дер-Ваальса (III, 28), и получить соответствующие выражения для термодинамических функций, аналогичные таковым для идеальных газов, но соответственно более сложные. [c.233]

Для этого в уравнения (2.80) и (2.78) подставляют уравнения состояния вещества. Для реальных веществ можно воспользоваться уравнением Ван-дер-Ваальса или любым другим уравнением, а для идеального состояния — уравнением Менделеева—Клапейрона. Теплоемкость можно определить по одному из уравнений раздела 1.2.7. [c.44]

По второму способу производные для уравнения (3.20) можно найти на основе уравнения состояния вещества. Для этого выражения удобно воспользоваться уравнением Ван-дер-Ваальса [c.74]

Для описания свойств веществ в гомогенной системе в паровой фазе применяют уравнение состояния вещества (Менделеева—Клапейрона, Ван-дер-Ваальса и другие)- Процессы фазового перехода вещества из одного агрегатного состояния в другое описываются с помощью уравнения Клаузиуса—Клапейрона. [c.165]

Молекулы веществ, находящиеся в твердом, жидком и газообразном состоянии, взаимодействуют друг с другом с разными по энергии силами — силы Ван-дер-Ваальса, водородная связь, химическая связь и др. Такое взаимодействие определяет конденсированное состояние вещества. Эти силы приводят к появлению в жидкостях и газах сольватов и ассоциатов, обусловливают диссоциацию молекул и других частиц в любых агрегатных состояниях вещества, они же характеризуют появление структуры (полиэдры, ансамбли полиэдров или кластеры) в веществе в разных его агрегатных состояниях, определяя аморфную или кристаллическую структуру. Межмолекулярное взаимодействие частиц в системе приводит к отклонению их свойств от идеальных. Такие системы называют неидеальными или реальными. Свойства индивидуальных реальных систем (веществ в чистом виде) могут быть рассчитаны с помощью уравнений состояния вещества. Этих уравнений в литературе приведено несколько сотен. Свойства же смесей расчету пй уравнениям состоянию не поддаются. Это определяется сложностью изменения свойств смесей с изменением их состава. [c.220]

Из теоремы о соответственных состояниях вещества следует что существует универсальное уравнение состояния, записанное через приведенные параметры типа я=Р/Ркр — приведенное давление, т=Г/Гкр — приведенная температура и ф—У/Укр — приведенный объем. Такое уравнен ие было получено Ван-дер-Ваальсом в виде [c.233]

Аналитические методы. Л. Расчет фугитивности чистого с применением уравнения состояния. Из большого количества (более 150) уравнений состояния для реальных газов при вычислении фугитивности чаще всего используются уравнения Ван-дер-Ваальса, Бертло и Битти — Бриджмена. Уравнение Ван-дер-Ваальса для одного моля газа [c.275]

До какой температуры можно нагреть стальной сосуд вместимостью 0,01 м , содержащий 5 кг газа А(Оа, N2, Н , Н О, NH3, O-j, Не), если предельно допустимое давление 15,2 МПа. По какому из уравнений состояния следует вести расчет Оцените погрешность расчета по уравнению Ван-дер-Ваальса (относительно расчета по уравнению в вириальной форме). Почему величины погрешности для различных газов не совпадают [c.136]

ЖИТЬ, что изотермы во всей области состояния являются аналитическими функциями. Тогда они обязательно должны иметь вид, известный из уравнения состояния Ван-дер-Ваальса, который изображен на рис. 33. [c.230]

Многокоэффициентные уравнения BWR и SH достаточно сложны, для пблучения корней этих уравнений требуются итерационные процедуры. Для инженерных расчетов более удобны кубические (относительно объема) уравнения состояния. Их теоретической основой является знаменитое уравнение состояния Ван-дер-Ваальса. Уравнения состояния ВаН Дер-Ваальсового вида выгодно отличаются от уравнения BWR и его модификаций простотой и возможностью аналитического определения корней. При этом кубические уравнения состояния зачастую не только не уступают, но и превосходят многокоэффициентные уравнения по точности предсказания термодинамических свойств чистых веществ и их смесей. Это направление в разработке и йрименении уравнений состояния для моделирования фазового равновесия и теплофизических свойств нефтегазоконденсатных смесей в последние 20 лет стало доминирующим. [c.7]

Не всегда вычисления значений конститутивных величин настолько просты. Для достижения большей точносги расчетов необходимо принимать во внимание, с каким атомом или с какой группой связан элемент молекулы, какими связями он соединен и т. д. Нередко это становится причиной использования усложненных аддитивных методов расчета. Например, Тодос и его сотрудники заметили, что можно рассчитать аддитивным методом постоянные а и 6 в уравнении состояния реального газа (в уравнении Ван-дер-Ваальса) [c.82]

На рис. IV, 13 изображены инверсионные кривые для воздуха вычисленная по уравнению состояния Ван-дер-Ваальса и опытная (по данным Ноэлля), качественно совпадающие между собой. [c.155]

Если в основное уравнение Ван-дер-Ваальса вместо Р, У и Г подставить кр и а значения констант ап Ь заменить соответствующими выражениями а = ЗРкр кр и Ь = Т р/З, то для критической точки уравнение состояния газа будет иметь вид [c.47]

В сотрудничестве с Герцфельдом Гайтлер выполнил теоретическую работу, посвященную изучению давления паров и теплот смешения в бинарных жидких системах по методу Ван-дер-Ваальса. Его диссертация была посвящена теории концентрированных растворов. В ней он предложил рассматривать жидкие бинарные системы неэлектролит— растворитель как пространственную решетку кубической симметрии. На осрове своей модели Гайтлер рассчитал методами статистической физики наиболее вероятное расположение молекул растворителя около молекулы растворенного вещества. Допуская, что теплота смешения ие зависит от температуры и что все парциальные моляльные теплоты примерно одинаковы, он получил уравнение состояния системы, по которому можно было определить некоторые ее свойства. Сопоставление с экспериментом показало, что теория дает вполне удовлетворительные результаты. По-видимому, исследование растворов неэлектролитов методами статистической термодинамики привело Гайтлера (не без влияния Герцфельда) к вопросу о природе химических взаимодействий в них. [c.154]

Оба члена, отличающие уравнение Ван-дер-Ваальса от уравнения состояния идеальных газов, приобретают тем большее относительное значение, чем меньше становится мольный объем газа. При малых объемах, т. е. при высоких давлениях или при низких температурах, член возрастает и играет все большую и большую роль по сравнению с давлением р в то же время с уменьшением V относительное значение члена Ь тоже возрастает. В противоположном случае, т. е. при больших объемах (при низких давлениях или высоких температурах), член становится малым и вследствие большой величины У член Ь тоже играет относительно 1 1алую роль. В пределе при достаточно больших объемах оба эти члена теряют свое значение и рассматриваемое уравнение переходит в уравнение состояния идеального газа. [c.112]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология