Реальні гази

План

Реальні гази

Обмеження використання законів ідеального газу

Міжмолекулярні сили

Причини відхилення газів від закону Бойля-Маріотта

Рівняння Ван-дер-Вальса

Порівняння ізотерм Ван-дер-Вальса з експериментальними

Критичний стан речовини

Література


Реальні гази

 Ідеальні гази описуються в залежності від процесів які відбуваються над ними. Ці гази описуються законами Бойля-Маріота, Гей-Люсака, Шарля, Пуасона. У рівноважному стані параметри газу взаємопов’язані і цей взаємозв'язок виражає рівняння Клапейрона-Мєндєлєєва.

 Як показали експерименти рівняння газових процесів, які випливають із газових законів експериментально підтверджуються лише в певних межах зміни температури і тиску. Так рівняння Клапейрона-Менделєєва РV = const може не виконуватись для різних газів при різних тисках.

 При встановленні моделі ідеального газу нехтують взаємодією між молекулами та їх власними об’ємами. Якщо при нормальних умовах власний об’єм молекул повітря, що знаходяться в 1см3 становить 1. 2*10-4 см. При тиску 2500 атмосфер власний об’єм молекул складає половину об'єму який займало повітря.

 Наявні не співпадання між експериментами і розрахунками характеристик при підвищених тисках або підвищенні температури і обумовлені взаємодією між молекулами та їх власним об’ємом, який зменшує долю або частку доступного об’єму. Такі гази в яких наявна взаємодія між молекулами називають реальними газами.

Обмеження використання законів ідеального газу

 На відхилення реальних газів від закону Бойля-Маріотта вперше вказав М. В. Ломоносов. Причину цих відхилень Ломоносов вбачав у скінчених розмірах молекул газу і їхньому взаємному притяганні.

 Дослідні дані ізотермічного стиску реального газу подають у координатах РV-р (ізотерми Амага)

Для ідеального газу ізотерми Амага були б прямими лініями, паралельними осі абсцис. Ізотерми для вищих температур розміщуються вище. Насправді ізотерми Амага нічого спільного не мають з ізотермами ідеального газу, але для високих температур вони стають подібними між собою. Так при температурі 127 К ізотерма Амага для водню практично збігається з ізотермою ідеального газу.

 Ізотерми стиску реальних газів зображуються також у координатах -Р, де =- число Амага, PV і PV- відповідно добутки тиску на об’єм для реального і ідеального газу (рис 1. ) 

При малих тисках ізотерми реального та ідеального газу збігаються. З підвищенням тиску числа Амага зменшуються, досягають мінімуму, а потім монотонно зростають. На (рис. 1) ізотерми ідеального газу показано штрихованими лініями.

 Крива, яка є геометричним місцем точок мінімум ізотерм називається кривою Бойля (Оb1b2b3B). Ізотерма Т4В=соnst характеризується тим, що для неї точка мінімуму зливається з віссю ординат. Температуру ТВ називають температурою Бойля, а точку В-точкою Бойля.

Зменшення числа Амага Показує, що при тій самій зміні тиску об’єм реального газу змінюється більше ніж ідеального. Це свідчить про наявність взаємодії між молекулами газу, яка приводить до появи додаткового тиску. При дальшому підвищенні тиску число Амага зростає і для відповідних значень тиску реальні ізотерми перетинаються з ідеальними. Зростання числа Амага на цьому інтервалі тисків свідчить про зменшення стисливості реальних газів порівняно з ідеальними. Це можна пояснити, якщо врахувати власний об’єм

1 2 3 4 5