Page 91 - 6375

4
3
Для одного моля стала = ∙ 4 ∙ . Вона враховує власний об’єм молекул, який
3
в чотири рази більший від сумарного об’єму молекул. При значних тисках поряд з
подвійними зіткненнями відбуваються потрійні і більш складні зіткнення, тому величина

буде іншою.
Притягання між молекулами повинно привести до зменшення тиску газу на

величину , оскільки на кожну молекулу, що знаходиться біля стінки посудини, діятиме з

боку інших молекул сила, напрямлена в об’єм посудини. Отже,

= −
−

або

+ − = . (2)

−9
Врахування сил притягання складніше, вони короткодіючі (~10 м). У першому
наближенні ці сили пропорційні , тобто числу молекул в одиниці об’єму. Сам тиск також
0
2
пропорційний . Зважаючи на це, величина пропорційна або обернено пропорційна
0
0

об’єму. Отже, = , де – стала, яка характеризує сили молекулярного притягання у

2
газі.Тоді рівняння (2) перетворюється у рівняння (1).
Для газу масою

2

+ − = .
2
2

17.3. Теоретичні та експериментальні ізотерми реальних газів. Типові ізотерми
Ван-дер-Ваальса наведено на рис. 5.

Рівняння Ван-дер-Ваальса кубічне відносно об’єму . Для його коренів можливі такі

три випадки: один з коренів дійсний, два уявні. Це відповідає надкритичним тискам >
.Всі три корені дійсні і різні. Це відповідає докритичним тискам < . Всі три корені
кр
кр
дійсні і рівні. Це відповідає критичному стану.

Порівняння ізотерм Ван-дер-Ваальса з експериментальними показує, що вони
охоплюють не тільки область газоподібного стану речовини, а й області двофазного (газ –

рідина) та рідкого станів. Отже, можна твердити, що рівняння Ван-дер-Ваальса є одним з
унікальних фізичних співвідношень. Незважаючи на досить просту форму, воно передає

головні принципові особливості молекулярної структури речовини і одночасно породжує ідеї