Вин-дер-Ваальса вычисление работы

Несостоятельность гипотезы о тепловой смерти вселенной была доказана в работах ряда физиков Больцмана, Смолуховского, Ван-дер-Ваальса и др., которые показали, что второй закон термодинамики (в результате некритического применения следствий, из которого возникла гипотеза о тепловой смерти) имеет статистическую природу. Нельзя вселенную рассматривать как изолированную систему и применять второй закон к вселенной в целом, так как в ней протекают разнообразные и сложные процессы, для анализа которых не следует механически применять только один термодинамический метод. Исходным для вычисления энтропии является уравнение (15), из которого для расчетов получен ряд других уравнений, но все они позволяют определить лишь изменение энтропии для того или иного процесса. Абсолютное значение энтропии можно вычислить, исходя из постулата Планка энтропия индивидуального кристаллического вещества при абсолютном нуле равна нулю [c.102]

Находя температуру, при которой давление пара твердой и жидкой фаз одинаково, мы определим точку плавления. Энтропия плавления может быть определена обычным способом как разность энтропии твердого тела и жидкости при температуре плавления. Изображая графически максимальную работу как функцию объема и находя две точки, в которых кривая имеет общую касательную, найдем объемы сосуществующих фаз (жидкость —пар), а также и соответствующие упругости паров. Однако на практике вычисления упрощаются тем, что для решения вопроса привлекают уравнение Ван-дер-Ваальса. [c.618]

В этих уравнениях Уо и Ц о — предельные объемы адсорбционного пространства В п А — константы а — величины адсорбции (в ммолях г) для равновесных относительных давлений р рз и абсолютных температур Т Рир — критическое давление адсорбируемого вещества Ъ — константа уравнения Ван-дер-Ваальса V — объем 1 ммоля вещества в адсорбированном состоянии, способ вычисления которого по физическим константам приведен в работе К. М. Николаева и М. М. Дубинина [7] 3 — коэффициент аффинности характеристических кривых, которые для адсорбции, обязанной проявлению дисперсионных сил, могут быть оценены как отношения парахоров адсорбируемых веществ Р к парахору стандартного пара Ро, служащего для определения констант уравнений Же и В или 1 о и А [c.8]

Энтропия (37, 38)—термодинамическая координата состояния, отвечающая теплообмену. Неизмеряемая функция состояния системы, определяемая вторым началом термодинамики. Мате.матичсский аппарат термодинамики фактически построен на использовании свойсти внутренней энергии и энтропии. Особое значение в химии имеет в связи с вычислением химических потенциалов и констант равновесия химических реакций. Вычисление (62) идеального газа (75, 83) газа Ван-дер-Ваальса (77) статистические расчеты (207, 220, 221). Возрастание энтропии при необратимых процессах связано с дополнительным источником теплоты — некомпенсированной теплоты Клаузиуса (284) — переходом в теплоту потерянной части работы. Важным разделом линейной термодинамики необратимых процессов является вычисление скорости возрастания энтропии (источник энтропии). [c.317]

Величина падает при увеличении 8, так что и положительно. В оригинальных работах Майер и Заупе [37—39] предположили, что и обусловлено только силами Ван-дер-Ваальса и не зависит от температуры. В действительности может оказаться существенным вклад от стерического отталкивания (такого, как в вычислениях Онсагера), которое зависит от температуры ). Тогда полная зависимость 17 от температуры может быть довольно сложной ), [c.58]

В этом уравнении (—А) — работу, затрачиваемая на сжатие 1 г-моля 50а от. объема Уу (при давлении Ру атм) до объема (при Р, атм) Ь = 56,4мл для Оа а = 6,71 10 дотл лл (для 80,). Молярный объем 80,, вычисленный по уравнению Ван-дер-Ваальса, при 25° С и 1 атм равен 24 250 мл при 4-2 атм — 5500 лл, следовательно, [c.295]

При 298,1° К и 100 атм Кц, = 235 лл если положить искомое Г—77° К, то молярный объем N2 будет равен 6180 Подстановка этих двух объемов в уравнение (16.15) дает Г=75°К. Таким образом, если газ подчиняется уравнению Ван-дер-Ваальса вплоть до этой температуры и если им была совершена работа, определяемая выражением, стоящим с правой стороны уравнения (16.12), то газ охладится до температуры, близкой к точке кипения азота. Выполненные нами вычисления являются весьма приблизитель--ными и могут служить лишь для иллюстрации самой идеи метода. [c.297]

Воз.здожность применения принципов статистической меха-ики для вычисления ряда фундаментальных свойств нестехиометрических клатратов и, следовательно, газовых гидратов, впервые показана в работах Ван-дер-Ваальса [25] и Ван-дер-Ваальса и Платтеу [26] в 1956 г. на примере нестехиометрических клатратов, образуемых гидрохиноном с инертными газами (аргоном, неоном, криптоном и ксеноном). [c.17]

Обширная работа по вычислению констант уравнения состояния продуктов сгорания была проделана Хиргафельдером и др. [5]. Уравнение состояния газов при высокой температуре, приспособленное для этой цели, имеет вид несколько упрощенного уравнения ван дер Ваальса [c.28]

Следует отметить, что в ряде теоретических работ, посвященных физической (вандерваальсовой) адсорбции (см., например, [1, 2]), при вычислении адсорбционного минимума на кривой W =W r) (рис. 1,с) для равновесного расстояния Го получаются значения, равные или даже меньшие, чем сумма атомных радиусов адсорбируемой частицы и атома адсорбента. Следует, однако, иметь в виду, что сумма атомных радиусов представляет собой как раз то критическое расстояние, при котором вступает в игру обменное взаимодействие и теряет смысл вандерваальсово взаимодействие, которым в этих работах оперируют. Действительно, вандерваальсово взаимодействие, обусловливающее в этих работах притяжение адсорбируемого атома к поверхности, вычисляется как второе приближение в теории возмущений Понятие сил Ван-дер-Ваальса вообще сохраняет смысл ЛИШЬ до тех пор, пока мы остаемся в рамках теории воз- [c.18]

Влияние сил ван-дер-Ваальса мало, но им нельзя полностью пренебрегать. Обусловливаемое этими силадш увеличение потенциала притяжения меняется от 6 (соли Ь ) до 12 ккал (соли Сз).Недавняя работа Мэя [28, 29] показывает, что это изменение потенциала может быть и больше. Если вообще пренебречь ван-дер-ваальсовскими силами, то это частично можно компенсировать подстановкой в уравнение (12) другого значения р, получаемого из сжимаемости без учета ван-дер-ваальсовских сил. Некоторое представление о величине влияния ван-дер-ваальсовских сил на р можно получить путем вычисления и , как это сделал Хэггинс, с последующим обращением процесса и расчето.м эффективной величины р непосредственно по уравнению (12) без поправок. Эти величины р даны для галогенидов щелочных металлов в табл. 27. [c.234]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология