Równanie van der Waalsa jest równaniem stanu, które koryguje dwie właściwości gazów rzeczywistych: wykluczoną objętość cząstek gazu i siły przyciągania między cząsteczkami gazu. Równanie van der Waalsa jest często przedstawiane jako: (P+an2V2)(V−nb)=nRT (P + a n 2 V 2) (V − n b)=n R T.
Czy gaz rzeczywisty jest zgodny z równaniem Vanderwaala?
Jeśli stałe 'a' i 'b' są małe, wyrazy aV2 i b można pominąć w porównaniu z P i V. Równanie redukuje się do PV=RT. Dlatego gaz rzeczywisty będzie przypominał gaz doskonały, gdy stałe „a” i „b” są małe. Tak więc prawidłowa odpowiedź to „Opcja A”.
Czy równanie van der Waalsa powinno być używane dla gazu?
Równanie Van der Waalsa jest szczególnie przydatne w naszych próbach zrozumienia zachowania rzeczywistych gazów, ponieważ zawiera prosty fizyczny obraz różnicy między rzeczywistym gazem a gazem. gaz doskonały. Wyprowadzając prawo Boyle'a z praw Newtona, zakładamy, że cząsteczki gazu nie oddziałują ze sobą.
Czy rzeczywiste gazy podlegają siłom międzycząsteczkowym?
Gazy rzeczywiste podlegają efektom objętości cząsteczkowej (międzycząsteczkowej siły odpychania) i międzycząsteczkowych sił przyciągania. Zachowanie gazu rzeczywistego jest zbliżone do zachowania gazu doskonałego, gdy ciśnienie zbliża się do zera.
Czy PV nRT ma zastosowanie do rzeczywistych gazów?
Dla gazu doskonałego pV=nRT. … Dla gazów rzeczywistych pV nie jest równe nRT, więc wartość będzieróżne. Termin pV / nRT nazywa się współczynnikiem kompresji. Poniższe wykresy pokazują, jak zmienia się to dla azotu wraz ze zmianą temperatury i ciśnienia.
