Давление уравнение Ван-дер-Ваальс

С дальнейшим увеличением давления уравнение (61) тоже оказывается несправедливым, ибо не соответствует области применимости уравнения Ван-дер-Ваальса. [c.173]

Пока еще не найдено достаточно хорошего уравнения состояния реального газа. Удовлетворительно характеризует поведение реальных газов при средних давлениях уравнение состояния, предложенное голландским ученым Ван-дер-Ваальсом (1873). В уравнение состояния для одного моля идеального газа рУ = ЯТ Ван-дер-Ваальс ввел две поправки р (величина, характеризующая силы межмолекулярного притяжения) и Ь (поправка на собственный объем молекул газа). [c.36]

Пример. Определить объем 1 кмоль двуокиси углерода при =200° С и давлении 14,8-10 н/м . г -304° К,/ ,ф° =73.86-10 н/жЧ При таком высоком давлении уравнения Менделеева и Ван-дер-Ваальса неприменимы. [c.41]

Решение. При столь высоком давлении уравнения Менделеева—Клапейрона и Ван-дер-Ваальса неприменимы. Поэтому проще всего решить эту задачу, пользуясь выражением (I, 55). Так как [c.35]

При низких температурах, близких к критическим, и высоких давлениях уравнение состояния газов Клапейрона — Менделеева дает большие погрешности. Для определения основных параметров— давления, объема и температуры реальных газов наиболее применимо уравнение Ван-дер-Ваальса [c.54]

Рвн, учитывающий взаимное притяжение молекул, называют внутренним давлением. Уравнение (1У.4), в котором этот член принят прямо пропорциональным квадрату плотности, называется уравнением Ван-дер-Ваальса. Оно является одним из наиболее ранних и наиболее изученных уравнений состояния реальных газов. Всего таких уравнений было предложено около двухсот. Их обилие свидетельствует о сложности точного описания свойств реальных газов. [c.245]

Наукой пока еще не найдено достаточно хорошего уравнения состояния реального газа. Удовлетворительно описывает поведение реальных газов при средних давлениях уравнение состояния, предложенное Ван-дер-Ваальсом (1878 г.). [c.59]

В области высоких давлений уравнение (29) дает плохое совпадение с опытными данными, так как при этом начинают проявляться силы межмолекулярного отталкивания, которые в уравнении Ван-дер-Ваальса не учтены. В области же средних давлений уравнение (29) гораздо точнее отображает состояние реального газа, чем уравнение Д. И. Менделеева. [c.60]

Уравнение состояния тесно связано с термодинамическими уравнениями системы и ее однородных частей (фаз),но не может быть в конкретной форме выведено из основных уравнений термодинамики и должно быть найдено опытным путем или получено методами статистической физики, исходя из молекулярных параметров (т. е. величин, характеризующих строение и свойства отдельных молекул). Простейшими уравнениями состояния являются уравнения для газов при малых давлениях уравнение Клапейрона— Менделеева, уравнение Ван-дер-Ваальса и др. [c.36]

Сочетание закона аддитивности давлений [уравнение (98)] с уравнением Ван-дер-Ваальса. [c.249]

Было сделано много попыток опытным. путем или теоретически обобщить отклонения реальных газов от законов газового состояния. Из всех попыток наибольшего внимания заслуживает уравнение Ван-дер-Ваальса, согласно которому в уравнение состояния газа РУ=РТ введены поправки на объем, занимаемый молекула.ми, и на силы взаимодействия между ними (внутреннее давление). Уравнение Ван-дер-Ваальса имеет следующий ид [c.39]

Для иллюстрации приводим расчет летучести углекислоты при 0° С п под давлением 5 ат, приняв, что молярный объем углекислоты при указанных условиях равен 4,48 л, а константы уравнения Ван-дер-Ваальса [c.174]

Внутренняя энергия реального газа, подчиняющегося уравнению Ван-дер-Ваальса, меньше энергии идеального газа, занимающего тот же объем, на величину a/V. Величина —a/V является энергией взаимного притяжения молекул газа, она меньше нуля. Внутреннее давление реального газа (/—р) в данном случае равно alV. [c.130]

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]

Из уравнения Ван-дер-Ваальса следует, что при некотором значении температуры, повышая давление газа, его можно превратить в жидкость. Однако для каждого газа существует такая температура, выше которой он никаким повышением давления не может быть переведен в жидкость. Эта температура называется критической Г р-Давление насыщенных паров, соответствующее критической температуре, называется критическим давлением Р р. Объем паров при критических температуре и давлении называется критическим объемом. В критической точке исчезает граница между газообразным и жидким состоянием. [c.45]

Для нефтяных фракций при известных величинах плотности и средней температуры кипения критические температуры и давления удобно находить по графику рис. 6. Иногда Р, V я Т, входящие в уравнение Ван-дер-Ваальса, выражают в зависимости от соответствующих критических параметров. При этом получают так называемые [c.45]

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]

Далее, Ван-дер-Ваальс учел, что молекула газа, испытывающая притяжение со стороны других молекул, ударяется о стенку сосуда с меньщей силой, чем если бы такое притяжение отсутствовало. Когда молекула приближается к стенке сосуда, между ними остается меньще молекул, чем в газе, находящемся позади молекулы (рис. 3-18). Число столкновений со стенкой за произвольный промежуток времени пропорционально плотности газа, а каждое столкновение смягчается вследствие больщего притяжения остающимися в толще газа молекулами, которое также пропорционально их плотности. Таким образом, поправка к измеряемому давлению Р должна быть пропорциональна квадрату плотности газа, т.е. обратно пропорциональна квадрату его объема Р = Р + а/У , где постоянная а определяется притяжением между молекулами. Окончательный вид уравнения Ван-дер-Ваальса таков [c.153]

Уравнение Ван-дер-Ваальса применимо в гораздо более широком диапазоне температур и давлений, чем закон состояния идеального газа более того, оно даже позволяет описывать конденсацию газа в жидкость. [c.155]

Чему равен молярный объем идеального газа при нормальных условиях (давление 1 атм и температура 273,15 К) уравнение Ван-дер-Ваальса позволяет правильнее описывать поведение реальных газов, чем объединенный закон состояния идеального газа. Вычислите, пользуясь этим уравнением, давление 1 моля О2, занимающего объем, найденный вами при ответе на первый вопрос этой задачи для идеально- [c.163]

Уравнение Ван-дер-Ваальса, равно как и уравнение (1.44), дает хорошие результаты лишь при невысоких давлениях и не намного улучшает расчеты по уравнению идеального газа. [c.35]

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 соответственные состояния. На основе уравнения Ван-дер-Ваальса выводится интересное новое соотношение. Пусть Т , р и Уц обозначают, как и прежде, критические температуру, давление и мольный объем данного вещества. [c.115]

Здесь с и 0) — индивидуальные постоянные, не зависящие ни от температуры, ни от давления. Вторая из них представляет собой некоторый объем, по смыслу уравнения близкий постоянной Ь уравнения Ван-дер-Ваальса (111,28). Таким образом, v — о) характеризует свободный объем жидкости. Вязкость оказывается обратно пропорциональной этой величине. Точнее говоря, при изменении температуры и давления изменяется свободный объем жидкости, а это главным образом и влияет па ее вязкость. Так, с повышением температуры увеличивается объем жидкости, а следовательно, и величина v — ы при этом, в соответствии с ур. (V, 3), уменьшается вязкость. Это происходит потому, что при повышении температуры увеличиваются средние расстояния между молекулами и ослабляется взаимное притяжение между ними. (В ассоциированных жидкостях это сопровождается и уменьшением степени ассоциации.) Уменьшение вязкости при повышении температуры показано в табл. 22. [c.176]

Рис. 12. Зависимость мольного объема СОг от давления, рассчитанного по уравнению Ван-дер-Ваальса при а = 3,592 дм - бар/моль , 6=0,04267 дм- МОЛЬ , Р=392 бар

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]

Здесь а и Ь—величины, в первом приближении принимаемые независимыми от температуры и давления. Уравнение Ван-дср-Ваальса (2) может представить изменения как для газовой фазы, так и для жидкой, и с его помощью можно построить единую картину превращения в однокомпонентной системе газ-жидкость. [c.191]

Покажите, что для газа Ван-дер-Ваальса 7кр= =8а127ЬЯ, Укр—ЬпЬ и Ркр=а127Ь где Гкр — критическая температура, У кр — критический объем и кр — критическое давление. Уравнение Ван-дер-Ваальса имеет вид [c.18]

В 1873 г. голландский физик Иоганнес Дидерик Ван-дер-Ваальс (1837—1923) вывел уравнение, связывающее давление, объем и температуру газов. Это уравнение включает две константы а ч Ь (характерные для каждого газа), учитывающие размер молекул газов и притяжение между ними. [c.121]

Хотя уравнение (17.3) по форме аналогично уравнению Ван-д ер-Ваальса — Сторонкина, в нем фигурируют переменные и производные иного физического смысла. В частности, все производные в этом уравнении рассчитываются в тех направлениях или в тех условиях, которые совместимы с уравнением (17.2). Иными словами, уравнение (17.3) описывает фазовое равновесие жидкость — пар на многообразии состояний химического равновесия. В условиях постоянного давления Р = О уравнение (17.3) принимает вид [c.192]

Уравнение Ван-дер-Ваальса дает достаточно точные результаты для всех газов даже в области их критических температур и давлений. Однако при высоких давлениях, когда плотность газа велика или когда газ находится вблизи точки сжижения, это уравнение дает значительные отклонения от действительного поведения газа (ср. приведенные выше примеры 2 н 3). Отклонения объясняются тем, что при большой плотности газа иа его давление оказывают влияние не только силы взаимного притяжения, но также и силы взаимного отталкивания частиц, обусловленные внешними электронными оболочками этих частиц. Кроме того, здесь на реальное поведение газа в значительной мере также оказывают влияние неупругие столкновения его частиц и другие факторы. В связи с этим, кроме уравнения Ван-дер-Ваальса, был предложен ряд других, более сложных уравнений для реального состояния газов, на которых мы здесь останавливаться не будем, так как они для ггракгики технологических расчетов интереса не представляют. Уравнением Ван-дер-Ваальса в производственных расчетах также пользуются довольно редко наиболее удобными и более точными для этого являются энтропийные диаграммы (глава IV, стр. 103). [c.57]

Можно поступить наоборот и подставить в уравнение <ХУП, 43) значение поверхностного давления из уравнения (XVII, 40), являющегося уравнением двухмерного состояния не-локализованного адсорбционного слоя, аналогичным уравнению Ван-дер-Ваальса для трехмерного состояния, т. е. [c.477]

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