Законы реальных газов

Законы реальных газов

Поскольку критические константы являются характеристическими свойствами газов, их можно использовать для создания соответствующей относительной шкалы, введя безразмерные приведенные переменные: приведенное давление pr, приведенный объем Vr и приведенную температуру Tr:

Соответственными называются состояния разных веществ, имеющие одинаковые значения приведенных переменных. Согласно закону соответственных состояний, если для рассматриваемых веществ значения двух приведенных переменных одинаковы, должны совпадать и значения третьей приведенной переменной. Таким образом, уравнения состояния различных веществ, записанные в приведенных переменных, должны совпадать. Это утверждение эквивалентно постулату о существовании общего универсального приведенного уравнения состояния

Поскольку это приведенное уравнение не содержит в явном виде индивидуальных постоянных, оно должно быть применимо к любому веществу. Закон соответственных состояний является общим утверждением, не связанным с конкретным видом уравнения состояния. На практике закон соответственных состояний приближенно выполняется для однотипных веществ, что позволяет, например, использовать для реальных газов обобщенные диаграммы сжимаемости (рис. 1.6).

Рис.1.6. Зависимость фактора сжимаемости некоторых газов от приведенного давления при разных приведенных температурах.

Уравнение Ван-дер-Ваальса также согласуется с законом соответственных состояний. Подставляя в исходное уравнение (1.5) постоянные a, b и R, выраженные через критические параметры (уравнения (1.11) – (1.13)), и переходя к приведенным переменным, получим уравнение Ван-дер-Ваальса в приведенной форме:

. (1.24)

Можно показать, что любое уравнение состояния, содержащее три параметра, можно представить в приведенной форме. В таблице 1.4 представлены наиболее известные уравнения состояния. Для тех из них, которые содержат три параметра, представлена также и приведенная форма. Отсутствие универсального уравнения F(pr, Vr, Tr) = 0 говорит не о неверности закона о соответственных состояниях, а о недостаточности двух индивидуальных постоянных и R в уравнении состояния.

В настоящее время понятно, почему в уравнениях состояния реальных газов двух индивидуальных параметров в общем случае не хватает, но в первом приближении этого достаточно. Причиной всех отклонений от уравнения состояния идеального газа являются межмолекулярные взаимодействия в газах. Зависимость потенциала межмолекулярного взаимодействия u от расстояния между частицами r достаточно точно описывается уравнениями, содержащими по меньшей мере четыре параметра – n, m, A и B:

. (1.25)

Статистический расчет показывает, что наличие индивидуальных постоянных в уравнении межмолекулярного взаимодействия всегда приводит к появлению индивидуальных постоянных и в уравнении состояния газов. Поэтому в области значений p, V и T, для которых в реальных газах вклад межмолекулярных взаимодействий достаточно велик, в уравнениях состояния появляются индивидуальные постоянные, зависящие от параметров уравнении межмолекулярного взаимодействия. Вместе с тем для молекул сфероидальной формы довольно хорошие результаты дает уравнение с n = 12 и m = 6. Поэтому в приближенных уравнениях состояния часто оказывается достаточно использовать две индивидуальные постоянные. Если же требуется описать поведение газа с более высокой точностью, необходимо использовать уравнения с бу льшим числом постоянных. Так, например, уравнение Битти – Бриджмена (см. табл. 1.4) содержит пять постоянных кроме R и считается одним из лучших эмпирических уравнений состояния. В течение некоторого времени оно применялось при составлении справочных таблиц реальных газов. В настоящее время для возможно более точного описания свойств газов используют эмпирическое уравнение Бенедикта – Вебба – Рубина ( — плотность газа):

.

www.chem.msu.su

Отклонения реальных газов от физических законов

Законы газового состоянии справедливы для идеальных газов. Все существующие в действительности реальные газы более или менее отклоняются от идеальных газов. При этом отклонение тем больше, чем ниже температура и выше давление.

Такие газы, как водород, азот, кислород, так называемые действительные или постоянные газы при обычных условиях приближаются к идеальным. Вообще при нормальных температурах и давлении отклонение от идеальных газов меньше у тех газов, у которых критическая температура очень низка, а критическое давление велико. Для таких газов почти полностью справедливо выражение PV=const. Реальные газы следуют этому закону приблизительно и то при низких давлениях. Для реальных газов уравнение состояния газа PV=RT является предельным, т. е. становится справедливым только при Р→0.

Причина отклонения реальных газов от законов газового состояния заключается в следующем.

Законы газового состояния были введены при допущении, что молекулы газа можно рассматривать как материальные точки, размep которых ничтожно мал по сравнению с пространством между ними, и что между молекулами газа не действуют межмолекулярные силы. Между тем у реальных газов молекулы занимают некоторый объем, вследствие чего часть объема занята самими молекулами, и между ним действуют силы сцепления.

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 PV=RT введены поправки на объем, занимаемый молекулами, и на силы взаимодействия между ними (внутреннее давление). Уравнение, Ван-дер-Ваальса имеет следующий вид

(1.14)

где — выражает внутреннее давление молекул, которое является равнодействующей сил их взаимного притяжения в объеме V; b поправка на объем, которая при допущении шарообразности молекул равна учетверенному объему самих молекул.

Постоянные а и b приведенного уравнения могут быть вычислены из критических условий по следующим соотношениям:

;

;

.

Если вместо параметров Р, V и Т ввести приведенные параметры и выразить константы aи bчерез критические параметры, то уравнение (1.14) может быть преобразовано в обобщенное уравнение, одинаковое для любого газа:

где — приведенные давление, объем и температура

Уравнение состояния газов Baн-дep-Ваальса наиболее точно определяет поведение легких газов при давлении до 100 атм и температуре 0-20 0 С. Применение этого уравнения к пропану и бутану или их смесям в назначенном диапазоне температур и давлений приводит к ошибкам, величина которых не превышает 10%.

Однако уравнение Ван-дер-Ваальса громоздко и пользоваться им при термодинамических расчетах трудно. Значительно удобнее и легче пользоваться уравнением состояния идеального газа, введя в него эмпирическую безразмерную поправку:

Безразмерный поправочный коэффициент z называется коэффициентом сжимаемости газов.

Эта эмпирическая величина, выражающая отклонение реальных газов от идеальных, находится из специальных графиков, построенных по приведенным температурам и давлениям.

Коэффициент сжимаемости в согласовании с законом соответствующих состояний связан с критическими и приведенными параметрами. Так как согласно уравнению (1.13)

,

то можно записать

.

(1.15)

Если уравнение (1.15) написать в выражениях критических параметров, то получим значение критического коэффициента сжимаемости, т. е. значение коэффициента сжимаемости для критической точки

,

Для абсолютного большинства веществ значение Zкр лежит в пределах 0,25—0,29, а в среднем принимается равным около 0.265

Отклонение газов от законов газового состояния при нормальных условиях может быть определено по уравнению

,

где ρ0 — плотность при нормальных условиях, определенная экспериментально.

Зная коэффициент сжимаемости при нормальных условиях, можно определить его значение и при любых других условиях по уравнению:

.

Процессы сжатия и расширения газа

Изменение состояния газа в зависимости от условий может происходить различно, причем каждый комплекс условий определяет соответствующий процесс изменения состоя­ния газа.

Изменение состояния газа может происходить без теплообмена с ок­ружающей средой (обычно это бывает при очень быстром течении процес­са, например при движении газа в сопле реактивного двигателя). Такой процесс называется адиабатным и характеризуется уравнением: рV к = const, откуда следуют такие соотношения:

где k = cp/cw показатель адиабаты; ср — теплоемкость газа при р = const; cwтеплоемкость газа при V= const.

Все перечисленные выше процессы являются частными случаями по-литропного процесса, при котором ни один параметр газа не остается неиз­менным и состояние газа изменяется в условиях теплообмена с окружаю­щей средой. Он характеризуется соотношением рV n = const, откуда следуют равенства:

где п — показатель политропы.

При п = k — получим адиабатный процесс, при n = 1 — изотермический, при п = 0 — изобарный, при п = ∞- изохорный.

Дата добавления: 2015-04-18 ; просмотров: 8 ; Нарушение авторских прав

lektsii.com

Законы реальных газов

1.3. Уравнение Ван-дер-Ваальса

Предпринималось много попыток для учета отклонений свойств реальных газов от свойств идеального газа путем введения различных поправок в уравнение состояния идеального газа. Наибольшее распространение вследствие простоты и физической наглядности получило уравнение Ван-дер-Ваальса (1873).

Первая поправка в уравнении состояния идеального газа рассматривает собственный объем, занимаемый молекулами реального газа. В уравнении Дюпре (1864)

постоянная b учитывает собственный мольный объем молекул.

При понижении температуры межмолекулярное взаимодействие в реальных газах приводит к конденсации (образование жидкости). Межмолекулярное притяжение эквивалентно существованию в газе некоторого внутреннего давления (иногда его называют статическим давлением). Изначально величина была учтена в общей форме в уравнении Гирна (1865)

(p + ) (Vnb) = nRT. (1.4)

Ван-дер-Ваальс в 1873 г. дал функциональную интерпретацию внутреннего давления. Согласно модели Ван-дер-Ваальса, силы притяжения между молекулами (силы Ван-дер-Ваальса) обратно пропорциональны шестой степени расстояния между ними, или второй степени объема, занимаемого газом. Считается также, что силы притяжения суммируются с внешним давлением. С учетом этих соображений уравнение состояния идеального газа преобразуется в уравнение Ван-дер-Ваальса:

(1.5)

или для одного моля

. (1.6)

Значения постоянных Ван-дер-Ваальса a и b, которые зависят от природы газа, но не зависят от температуры, приведены в таблице 1.3.

Таблица 1.3. Постоянные Ван-дер-Ваальса для различных газов

Уравнение (1.6) можно переписать так, чтобы выразить в явном виде давление

(1.7)

(1.8)

Уравнение (1.8) содержит объем в третьей степени и, следовательно, имеет или три действительных корня, или один действительный и два мнимых. При высоких температурах уравнение (1.8) имеет один действительный корень, и по мере повышения температуры кривые, вычисленные по уравнению Ван-дер-Ваальса, приближаются к гиперболам, соответствующим уравнению состояния идеального газа.

На рис. 1.4 (стр. 7) приведены изотермы, вычисленные по уравнению Ван-дер-Ваальса для диоксида углерода (значения констант a и b взяты из табл. 1.3). Из рисунка видно, что при температурах ниже критической (31,04 °С) вместо горизонтальных прямых, соответствующих равновесию жидкости и пара, получаются волнообразные кривые 12345 с тремя действительными корнями, из которых только два, 1 и 5, физически осуществимы. Третий корень (точка 3) физически не реален, поскольку находится на участке кривой 234, противоречащем условию стабильности термодинамической системы . Состояния на участках 12 и 54, которые соответствуют переохлажденному пару и перегретой жидкости, соответственно, являются неустойчивыми (метастабильными) и могут быть лишь частично реализуемы в специальных условиях. Так, осторожно сжимая пар выше точки 1 (рис. 1.4), можно подняться по кривой 12. Для этого необходимо отсутствие в паре центров конденсации, и в первую очередь пыли. В этом случае пар оказывается в пересыщенном, т.е. переохлажденном состоянии. И наоборот, образованию капелек жидкости в таком паре способствуют, например, попадающие в него ионы. Это свойство пересыщенного пара используется в известной камере Вильсона (1912), применяемой для регистрации заряженных частиц. Движущаяся заряженная частица, попадая в камеру, содержащую пересыщенный пар, и соударяясь с молекулами, образует на своем пути ионы, создающие туманный след – трек, который фиксируется фотографически.

Согласно правилу Максвелла (the Maxwell construction), которое имеет теоретическое обоснование, для того, чтобы расчетная кривая соответствовала экспериментальной равновесной изотерме, нужно вместо кривой 12345 провести горизонтальную прямую 15 так, чтобы площади 1231 и 3453 были равны. Тогда ордината прямой 15 будет равна давлению насыщенного пара, а абсциссы точек 1 и 5 – мольным объемам пара и жидкости при данной температуре.

По мере повышения температуры все три корня сближаются, и при критической температуре Tc все три корня становятся равными. В критической точке изотерма Ван-дер-Ваальса имеет точку перегиба [] с горизонтальной касательной [], то есть

, (1.9)

. (1.10)

Совместное решение этих уравнений дает:

, (1.11)

, (1.12)

, (1.13)

что позволяет определять константы уравнения Ван-дер-Ваальса из критических параметров газа. Соответственно, согласно уравнению Ван-дер-Ваальса, критический фактор сжимаемости Zc для всех газов должен быть равен

(1.14)

Из таблицы 1.2 видно, что хотя значение Zc для реальных газов приблизительно постоянно (0,27 – 0,30 для неполярных молекул), оно все же заметно меньше вытекающего из уравнения Ван-дер-Ваальса. Для полярных молекул наблюдается еще большее расхождение.

Принципиальное значение уравнения Ван-дер-Ваальса определяется следующими обстоятельствами:

1) уравнение было получено из модельных представлений о свойствах реальных газов и жидкостей, а не явилось результатом эмпирического подбора функции f(p,V,T), описывающей свойства реальных газов;

2) уравнение долго рассматривалось как некоторый общий вид уравнения состояния реальных газов, на основе которого было построено много других уравнений состояния (см. ниже);

3) с помощью уравнения Ван-дер-Ваальса впервые удалось описать явление перехода газа в жидкость и проанализировать критические явления. В этом отношении уравнение Ван-дер-Ваальса имеет преимущество даже перед более точными уравнениями в вириальной форме (см. 1.1, 1.2).

Причиной недостаточной точности уравнения Ван-дер-Ваальс считал ассоциацию молекул в газовой фазе, которую не удается описать, учитывая зависимость параметров a и b от объема и температуры, без использования дополнительных постоянных. После 1873 г. сам Ван-дер-Ваальс предложил еще шесть вариантов своего уравнения, последнее из которых относится к 1911 г. и содержит пять эмпирических постоянных. Две модификации уравнения (1.5) предложил Клаузиус, и обе они связаны с усложнением вида постоянной b. Больцман получил три уравнения этого типа, изменяя выражения для постоянной a. Всего известно более сотни подобных уравнений, отличающихся числом эмпирических постоянных, степенью точности и областью применимости. Выяснилось, что ни одно из уравнений состояния, содержащих менее 5 индивидуальных постоянных, не оказалось достаточно точным для описания реальных газов в широком диапазоне p, V, T, и все эти уравнения оказались непригодными в области конденсации газов. Из простых уравнений с двумя индивидуальными параметрами неплохие результаты дают уравнения Дитеричи и Бертло (см. табл. 1.4).

www.chem.msu.su

Рубрикатор

Идеальный и реальный газы

Идеальным называют такой газ, между молекулами которого нет силового взаимодействия, а сами молекулы не обладают ни объемом, ни массой. В природе таких газов нет. Их вводят в термодинамику для получения более простых расчетных формул.

Реальные газы, состоящие из молекул конечного объема, между которыми действуют силы взаимного притяжения, отклоняются от идеальных в большей или меньшей степени. С достаточной точностью можно считать, что при небольших давлениях и высоких температурах свойства некоторых газов (например, водорода и гелия) одинаковы со свойствами идеального газа.

Основными законами идеальных газов являются законы Бой-ля—Мариотта и Гей-Люссака. Эти законы были выведены экспериментально, но их можно доказать и теоретическим путем на основании молекулярно-кинетической теории газов.

Закон Бойля—Мариотта. Согласно этому закону, произведение объема газа на соответствующее давление есть величина постоянная:

При постоянной массе газа и неизменной температуре давление газа обратно пропорционально его объему: p1V1 = p2V2 или p2/p2 = = V2/V1.

А если 1/V1=p1 и 1/У2=р1, то p1/p2=p1/p2.

Исходя из этого, можно сделать вывод, что при одной и той же температуре плотность идеального газа изменяется прямо пропорционально давлению, а объем — обратно пропорционально.

Закон Гей-Люссака. Переход газа из одного состояния в другое можно осуществить и таким образом, чтобы давление газа оставалось постоянным. В этом случае получаются такие соотношения:

V1/V2=T1/T2 ИЛИ p1/р2=T2/Т1,

т. е. при одном и том же давлении объем идеального газа изменяется прямо пропорционально температуре; а его плотность — обратно пропорционально.

Уравнение состояния идеального газа. В общем случае переход газа из одного состояния в другое сопровождается изменением всех трех его параметров. Пользуясь законами Бойля — Мариотта и Гей-Люссака, можно найти связь между основными параметрами газа — объемом V, его давлением р и температурой Т:pV/T=R, или pV = RT, где R — молярная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль-К).

Смеси газов. В практике очень часто применяют смеси, состоящие из нескольких однородных газов — компонентов. Компоненты газовой смеси ведут себя независимо друг от друга. Они заполняют весь объем смеси и оказывают на стенки сосуда свое давление, которое называется парциальным.

Для газовых смесей справедлив закон Дальтона, согласно которому давление смеси при постоянной температуре равно сумме парциальных давлений компонентов: pсм= p1+p2+p3+. +рп, где p1,p2,p3…pn— парциальные давления отдельных компонентов смеси.

Уравнение состояния газовой смеси имеет вид

где V — общий объем смеси, м3; m — масса смеси, кг; Rсм — молярная газовая постоянная смеси, которую определяют по формуле Rсм=(R1m1+R2m2+…+Rnmn)/m, где R1,R2,Rn — молярные газовые постоянные отдельных компонентов.

Уравнение состояния реального газа. Впервые отклонение свойств реального газа от свойств идеального было установлено и объяснено М. В. Ломоносовым. В реальных газах на зависимость между параметрами состояния влияют объем молекул и силы сцепления между ними.

Известно много уравнений состояния реальных газов, предложенных разными исследователями. Уравнения эти либо имеют ограниченную область применения и недостаточно точны за ее пределами, либо сложны для практического использования. Наиболее простым уравнением состояния реального газа является уравнение Ван-дер-Ваальса: [р+ [d/V2)] (V— b) =RT, где d/V2 — поправка, учитывающая силы сцепления между молекулами; Ь — величина, учитывающая объем молекул газа и зависящая от давления и температуры.

При высоких давлениях газа это уравнение недостаточно точное.

ifreestore.net

Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Законы состояния идеальных и реальных газов

Объединенный газовый закон (уравнение состояния идеального газа) РУ = КТ. Нормальные температура и давление. Идеальные и реальные газы. [c.113]

Изучение газообразного состояния привело к установлению понятия об идеальном газе. Этим термином обозначают газ, свой—ства которого точно описываются некоторыми законами (рассматриваемыми ниже), объединяемыми общим названием законов идеального газа . В отличие,от идеального газа к реальным газам > эти законы хорошо применимы только при условии, что газы находятся при достаточно низком или по крайней мере не слишком высоком давлении. Основными причинами, вызывающими отклонения свойств реальных газов от свойств идеального газа, являются взаимное притяжение молекул газа и наличие у них собственного объема, что не учитывается при выводе законов идеального газа. [c.92]

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]

Хотя положительные и отрицательные отклонения от закона Рауля имеют большое значение для реальных растворов, подобно тому как отклонения от закона состояния идеального газа играют важную роль для реальных газов, мы будем заниматься главным образом свойствами идеальных растворов и ситуациями, в которых закон Рауля вьшолняется хотя бы приблизительно. [c.138]

Состояние идеального газа—это предельное состояние реальных газов при бесконечно малом давлении. Чем выше температура, тем ближе состояние реального газа к идеальному при данном давлении. Однако свойства реального газа всегда отклоняются от свойств идеального газа, так как уравнение (I, 42) является предельным законом для неосуществимого состояния, при котором давление равно нулю. В применении к реальным газам уравнение (I, 42) является приближенным, согласующимся с действительными свойствами газа тем лучше, чем меньше давление (и выше температура). [c.52]

В условиях низких давлений и высоких температур свойства газов удовлетворительно описываются уравнением (4) состояния идеального газа. Когда же газ находится при высоких давлениях и низких температурах, свойства его не подчиняются уравнению (4) и сопутствующим ему газовым законам. В таких случаях для расчетов используют так называемые уравнения состояния реального газа. Наибольшее применение в технологических расчетах получило уравнение состояния, основанное на принципе соответственных состояний [c.28]

При выводе уравнения закона действующих масс в реальных системах, казалось бы, логично использовать тот же путь, что и для идеальных систем, привлекая при рассуждениях вместо уравнения состояния, справедливого для идеальных газов, уравнения для реальных газов. Этим путем в свое время пошел Ван-Лаар при исследовании состояния равновесия в реальных системах. Однако при таком рассмотрении равновесия встретились трудности, связанные в первую очередь с тем, что нет общего уравнения состояния для реальных газов, справедливого в широком интервале давлений. Если же при выводе уравнения для энергии Гиббса газовой смеси воспользуемся одним из приближенных уравнений состояния, например уравнением [c.270]

Позднейшие, более точные опыты Джоуля и Томсона показали, что при изменении объема реальных газов всегда наблюдаются отклонения от закона Гей-Люссака—Джоуля, который тем точнее выполняется, чем ближе состояние газа к идеальному. [c.53]

Идеальным условились считать газ, молекулы которого не имеют собственного объема и между ними нет никакого взаимодействия. Поскольку у реальных газов это не так, газовые законы, в том числе и уравнение состояния, для реальных газов не выполняются. Однако в условиях значительной разреженности газов, когда собственный объем молекул ничтожно мал по сравнению с объемом, занимаемым всем газом, уравнение состояния идеальных газов может с известным приближением применяться. Реально такое применение возможно при малых давлениях (не больше 100 кПа) и высоких температурах (выше критической температуры данного вещества). Тем не менее, поскольку свойства реальных газов отклоняются от свойств идеальных газов вполне закономерно, оказалось возможным ввести в уравнение состояния соответствующие поправки и приблизить его, таким образом, к реальным условиям. Так были получены уравнения состояния реальных газов (см. 111.12). [c.13]

Сопоставление тепловых эффектов и проведение термохимических расчетов привело к необходимости введения понятий стандартного теплового эффекта и стандартного состояния вещества. Под стандартным тепловым эффектом понимают его величину при давлении Р° = 1,01325 10 Па (760 мм рт. ст. = 1 атм) — стандартном давлении — и температуре Т К. Так как в настоящее время термохимические исследования чаще всего проводят при 25 С, то в справочных таблицах тепловые эффекты реакции проводят при Т =298,15 К (в дальнейшем для краткости записи 298,- 15 заменяется 298). Стандартный тепловой эффект реакции при 298, 15 К принято записывать в виде Дг//°(298). За стандартное состояние чистого жидкого или твердого (кристаллического) вещества принимается его наиболее устойчивое физическое состояние при данной температуре и нормальном атмосферном давлении. В качестве стандартного состояния для газа принято гипотетическое (воображаемое) состояние, при котором газ, находясь при давлении 1,013 10 Па, подчиняется законам идеальных газов, а его энтальпия равна энтальпии реального газа. Из закона Гесса вытекает ряд следствий, из которых два наиболее широко используются при вычислении тепловых фектов реакции. [c.209]

ЗАКОНЫ СОСТОЯНИЯ ИДЕАЛЬНЫХ И РЕАЛЬНЫХ ГАЗОВ [c.160]

Поправки на отклонение параметров состояний реальных газовых систем от значений, определенных по закону состояния идеального газа, становятся существенными в условиях, когда взаимодействия (взаимные притяжения и отталкивания) молекул заметно влияют на их движение. Формально отклонение выражается в нарушении унитарности (единичности) соотношения pv/RT и линейной зависимости между pv и Т. [c.37]

Теплоемкость реальных газов и паров будет отличаться от теплоемкости, вытекающей из законов идеального состояния. Для реальных газов и паров [c.82]

Подстановка летучести вместо давления исправляет ошибку, связанную с несовершенством уравнения состояния идеального газа. Однако нельзя делать такую подстановку в само уравнение состояния идеального газа. Нельзя вместо PV = nRT написать /V = nRT. Если бы мы написали такое уравнение, то этим был бы задан закон изменения летучести / с объемом и температурой, т. е. было бы дано уравнение состояния. Но сама необходимость введения летучести является следствием того, что уравнение состояния для реального газа нам неизвестно. Для каждой температуры и объема летучесть будет иной и будет изменяться по какому-то сложному закону. [c.145]

При исследовании газовых законов оказалось, что реальные газы могут давать значительные отклонения от величин, вычисляемых по уравнению состояния идеального газа. Так, согласно закону Бойля — Мариотта произведение объема газа на давление при данной температуре должно быть величиной постоянной (рУ = К). [c.22]

Кратко резюмируя данный параграф, можно утверждать, что идеальные газы характеризуются уравнением состояния, а реальные газы уравнением Ван-дер-Ваальса. К важным закономерностям газов еле- дует отнести закон Дальтона о парциальных давлениях, закон Аво- гадро, уравнение скоростей молекул и распределение Максвелла —х Больцмана. [c.92]

Идеальный газ — это газ, в котором отсутствуют силы взаимодействия между частицами, рассматриваемыми как материальные точки, а столкновения между отдельными частицами происходят по закону упругого удара. Реальные газы в различной степени отличаются от идеального в ряде случаев их состояние описывается уравнением Ван-дер-Ваальса [c.12]

Хотя реальные газы подчиняются указанным законам лишь приближенно, мы можем пользоваться понятием идеального газа, который точно следует этим законам при любых условиях. Все четыре закона можно выразить посредством уравнения состояния идеального газа [c.156]

Взаимное притяжение молекул усиливается с уменьшением расстояния между ними. При этом возрастает также и доля пространства, занимаемого самими молекулами. Таким образом, с уменьшением объема данного количества газа (вызываемым повышением давления или понижением температуры) любой реальный газ будет давать все большие отклонения от свойств идеального газа. И наоборот, при достаточном понижении давления или повышении температуры, любой реальный газ можно привести в состояние, при котором законы идеальных газов будут применимы к нему с заданной степенью точности. Таким образом, не существует никакого газа, к которому законы идеальных газов были бы применимы при всех условиях, но понятие это отвечает тому предельно простому состоянию, к которому приближается любой газ при понижении давления или повышении температуры. [c.93]

Реальные газы. К реальным газам законы идеальных газов неприменимы вполне строго. Однако, как уже указывалось в 29, понижая в достаточной степени давление, можно каждый газ при любой данной температуре привести к такому состоянию, что отклонения от свойств идеальных газов будут меньше какой-нибудь заданной конечной величины. [c.107]

Простейшие оценки, основанные на законе сохранения энергии и уравнении состояния идеального газа, позволяют оценить долю кинетической энергии фрагментов в общей энергии, высвобождающейся при полном разрушении резервуара под давлением, как 0,6. В реальных авариях отмечены радиусы разлета фрагментов массой 1 — 4 т до 200 — 500 м. — Прим. ред. [c.535]

АВОГАДРО ЗАКОН — один из основных законов идеальных 1азов, состоящий в том, что равные объемы идеальных газов при одинаковых услов1ЯХ (температуре, давлении) содержат одно и то же число молекул. В большей кли меньшей мере реальные газы отклоп я-ются от А. 3. Из А. 3. следует, что грамм-молекула любого вещества в газообразном состоянии при нормальных условиях (0° С и 760 мм рт. ст.) занимает объем 22,414 л. А. з. используется при расчетах атомных масс различных элементов, для определения относительных молекулярных масс газов, а также числа молекул в определенном объеме любого газообразного вещества (см. Авогадро число). [c.6]

Законы реальных газов. При повышении давления объем реального газа становится меньше, чем идеального, тогда как при весьма высоких давлениях (р > 8р..р) объем реального газа оказывается больше, чем идеального. Это обстоятельство учитывают введением соответствующих поправок в законы идеальных газов. Так, уравнение состояния реального газа можно записать в виде [c.233]

Это уравиение называют законом Вант-Гоффа. В него входит молярная (моль/л) концентрация раствора (равновесная ). Осмотическое давление пропорционально количеству частиц в растворе, т. е. это — коллигативное свойство раствора. Если в уравнении (361) вместо с подставить п/У, то оно примет форму уравнения состояния идеального газа. Таким образом, можно сказать, что осмотическое давление равно давлению, при котором находились бы частицы растворенного вещества, если бы сни заполняли весь объем раствора в виде идеального газа. Однако в действительности имеют дело не с идеальным газом, а с реальными молекулами вещества, взаимодействующими с молекулами растворителя. [c.283]

Идеальный газ. Газовые законы и уравнение состояния. Реальные газы [c.11]

Величина выраженная через равновесные парциальные давления в идеальной газовой смеси, есть функция только температуры и не зависит от суммарного давления и парциальных давлений веществ в исходной смеси, т. е. от относительных исходных количеств веществ. Отметим, что величина Кр для равновесной смеси реальных газов зависит от давления. Очевидно, поскольку значение константы равновесия реакции не является произвольным, выбор стандартного состояния для нуля химического потенциала зависит от природы реагирующих веществ в том случае, когда имеется возможность химического взаимодействия между составляющими смеси. В силу этого соображения приведенный выше вывод не выдерживает критики, и поэтому представляет определенный интерес другой вывод закона действия масс, который не требует привлечения стандартных состояний. [c.241]

За стандартное состояние чистого жидкого или кристаллического (твердого) вещества принимают его наиболее устойчивое физическое состояние при данной температуре и нормальном атмосферном давлении. В качестве стандартного состояния для газа принято гипотетическое состояние, при котором газ при р» = 1,013 10 Па подчиняется законам идеальных газов, а его энтальпия равна энтальпии реального газа. [c.29]

Уравнения, описывающие различные газовые законы, представляют собой строгие математические выражения. Измерения объема, давления и температуры, более точные, чем проводились Бойлем и Гей-Люссаком, показывают, что газы лишь приближенно подчиняются этим уравнениям. Свойства газов значительно отклоняютск от так называемых идеальных свойств, когда газы находятся под высоким давлением или при температурах, близких к температурам кипения соответствующих жидкостей. Таким образом, газовые законы, вернее законы состояния идеального газа, достаточно точно описывают поведение реальных газов только при низких давлениях и при температурах, далеких от температуры кипения рассматриваемого вещества. В разд. 3-8 мы вновь обратимся к проблеме уточнения простого закона состояния идеального газа, с тем чтобы он мог правильнее учитывать свойства реальных, неидеальных газов. [c.132]

С учетом результатов расчетов каждый из компонентов поочередно дозируют в баллон, контролируя по манометру парциальные давления />,. Такой схюсоб приготовления смесей осложнен отклонением законов, описывающих состояние идеальных газов, от законов для случая реальных газов. Величина отклонения для каждого газа определяется коэффициентом сжимаемости [c.917]

Выгода применения такого давления заключается в том, что отклонение от законов состояния идеального газа для реального газа составит увеличение объема до 40% или коэффициент сжимаемости (реальный газ сжимается, как известно, больше, чем идеальный PV= ZRT, где Z — коэффициент сжимаемости, всегда меньше единицы для давления до 350 атм и нормалиной температуры) составит 0,7. Таким образом, 1 емкости трубы, в которой храиится газ, может хранить не 160 газа, как полагалось бы для идеального газа, а 160 0,7 = 230 м . [c.40]

Люис и Рендалл [5] для учета влияния оишонений реальных газов от уравнения состояния идеальных газов ввели в обычные термодипамиче-ские соотношения, основанные на применении идеальных газовых законов, ряд формальных по существу факторов, позволяющих получить более точные результаты нри расчетах. [c.159]

В обще( случае, как было указано выше (стр. 352), нам неизвестен вид уравнений состояния различных фаз как многокомпонентных, так и однокомпонентных систем. Исключением являются лишь уравнение Клапейрона—Менделеева, применимое, когда компоненты газообразной фазы подчиняются законам идеальных газов, и ряд более или менее удачно подобранных, но довольно сложных уравнений, описывающих состояние реальных газов и реальных индивидуальных жидкостей. Поэтому единственной возможностью найти зависимость между значениями переменных, определяющих состояние системы, остается метод непосредственных измерений температуры, давления и концентраций или объемов компонентов равновесных систем. Полученные данные нсполь-зуются для построения диаграмм состояния, которые представляют собой графическое выражение искомых закономерностей. [c.355]

Реальные газы и пары не подчиняются законам Дальтона и Рауля, и в условиях высоких давлений требуется введение соответствующих поправок. Однако равенство яг/ = Рх может быть сохранено, если вместо я и Р ввести значения / и являющиеся некоторыми функциями состояния вещества и названные фугитив-ностью, или летучестью. Для идеальных газов фугитивность равна давлению насыщенных паров. Фугитивность реальных наров и газов равна давлению их насыщенных паров только при высоких степенях разрежения, когда они подчиняются законам идеальных газор,. На практике для приближенного определения фугитивности пользуются графиком, приведенным на рис. 9. На графике безразмерное отношение фугитивности к давлению Цр/Р) представлено в виде [c.48]

Соотношения (2.6) и (2.10), полученные для смесей идеальных газов, не позволяют найти зависимость константы скорости реакции от давления, так как от давления не зависят константы равновесия Кр или Кс)- Зависимость константы скорости от давления может быть найдена, если применить (2.6) или (2.10) к идеальной смеси реальных газов. В реальных газах при достаточно высоких давлениях, когда их свойства не подчиняются закону идеального газа, вместо давления газа рассматривается его фугитивность /. Отношение фугитивности к давлению называется коэффициентом фугитив-ности 7 и характеризует отклонение газа от идеального состояния (для идеального газа / = р и 7 = 1). При низких давлениях 7 близок к единице, а при высоких давлениях может достигать больших значений (например, для этилена при 150 °С и давлении, близком к 3,6-10 Па, 7 13,5 [4]). Приближенная зависимость константы скорости реакции от давления может быть получена, если рассмотреть химическое равновесие реакции между реальными газами, а затем полученное выражение применить к процессу перехода реагирующей системы в активированное состояние. Тогда, используя (2.10), найдем [c.25]

Однако уравнение Пу = Рх может быть сохранено, если вместо П ш Р внести исправляющие их значения fП и fP, являющиеся некоторой функцией состояния вещества и названные фугптнв-ностью. У идеальных газов фугитивность равна давлению паров. Фугитивность реальных паров и газов равна их упругости только при высоких степенях разрежения, когда еще соблюдаются законы для идеальных газов. [c.64]

Смотреть страницы где упоминается термин Законы состояния идеальных и реальных газов: [c.22] [c.50] [c.127] Смотреть главы в:

chem21.info

Смотрите так же:

  • Как узнать есть ли у меня штрафы в полиции Как узнать есть ли у меня штрафы в полиции Участник Группа: Пользователи Сообщений: 111 Регистрация: 10.3.2008 Пользователь №: 2877 Рейтинг: 7 Поставил плюсов: 52 Поставил минусов: 0 Столкнулся со следующей проблемой. Где можно узнать […]
  • Страховка юника Как пользоваться медицинской страховкой UNIQA В случае наступления страхового случая* (болезнь, травма и т.п.) вы можете обратиться в любое медицинское учреждение (в том числе и частное), работающее со страховыми компаниями. В течение 24 […]
  • Фгку 111 главный государственный центр судебно-медицинских экспертиз Главный государственный центр судебно-медицинских и криминалистических экспертиз министерства обороны Российской Федерации 195229, Госпитальная пл., 3 тел.: (495) 263-06-66 факс: (495) 263-02-65 Колкутин Виктор Викторович* Начальник […]
  • Правило от противного НЕПРЯМЫЕ (КОСВЕННЫЕ) ВЫВОДЫ К ним относятся: рассуждение по правилу введения имплика­ции; сведение «к абсурду»; рассуждение «от противного» (проти­воречащего). 1. Рассуждение по правилу введения импликации. Правило вывода сформулировано […]
  • Качества залог безопасности Качества залог безопасности Вице-президент, член наблюдательного совета НП «ОПЖТ», заместитель генераль-ного директора управляющей компании машиностроительно-индустриальной группы «Концерн «Тракторные заводы», руководитель Дивизиона […]
  • Наказание по ст 117 ук рф Мера наказания за ст.117 УК РФ для несовершеннолетнего Здравствуйте, какая мера наказания за ст.117 УК РФ для несовершеннолетнего? Если побои были нанесены педофилу, прешедшему на встречу с мальчиком 15 лет, есть переписка, подтверждающая […]

Комментарии запрещены.