Уравнение Ван-дер-Ваальса

Для реальных газов необходимо учитывать размеры молекул и их взаимодействие друг с другом, поэтому модель идеального газа и уравнение Клапейрона pV_m = RT (для моля газа), описывающее идеальный газ, для реальных газов непригодны.

Учитывая собственный объем молекул и силы межмолекулярного взаимодействия, голландский физик Ван-дер-Ваальс вывел уравнение состояния реального газа. В уравнение Клапейрона-Менделеева он ввел две поправки:

- учет собственного объема молекул. Наличие сил отталкивания, которые противодействуют проникновению в занятый молекулой объем других молекул, сводится к тому, что фактический свободный объем, в котором могут двигаться молекулы реального газа, будет не V_m,a V_m - b, где b – объем, занимаемый самими молекулами;

- учет притяжения молекул. Действие сил притяжения газа приводит к появлению дополнительного давления на газ, называемого внутренним давлением. По вычислениям Ван-дер-Ваальса, внутреннее давление обратно пропорционально квадрату молярного объема, т. е.

p^/= ,(9.1)

где: а – постоянная Ван-дер-Ваальса, характеризующая силы межмолекулярного притяжения, V_m – молярный объем.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: