ТОР 5 статей: Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы КАТЕГОРИИ:
|
РЕАЛЬНЫЕ ГАЗЫ. УРАВНЕНИЕ ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА.Модель идеального газа, используемая в молекулярно-кинетической теории газов, позволяет описывать поведение разреженных реальных газов при достаточно высоких температурах и низких давлениях. При выводе уравнения состояния идеального газа размерами молекул и их взаимодействием друг с другом пренебрегают. Повышение давления приводит к уменьшению среднего расстояния между молекулами, поэтому необходимо учитывать объем молекул и взаимодействие между ними. Taк, в 1 м3 газа при нормальных условиях содержится 2,68×1025 молекул, занимающих объем примерно 10–4 м3 (радиус молекулы примерно 10–10 м), которым по сравнению с объемом газа (1 м3) можно пренебречь. При давлении 500 МПа (1 атм = 101,3 кПа) объем молекул составит уже половину всего объема газа. Таким образом, при высоких давлениях и низких температурах указанная модель идеального газа непригодна. При рассмотрении реальных газов — газов, свойства которых зависят от взаимодействия молекул, надо учитывать силы межмолекулярного взаимодействия. Они проявляются на расстояниях £ 10–9 м и быстро убывают при увеличении расстояния между молекулами. Такие силы называются короткодействующими. В XX в., по мере развития представлений о строении атома и квантовой механики, было выяснено, что между молекулами вещества одновременно действуют силы притяжения и силы отталкивания. На рис., приведена качественная зависимость сил межмолекулярного взаимодействия от расстояния r между молекулами, где F о и F п — соответственно силы отталкивания и притяжения, a F — их результирующая. Силы отталкивания считаются положительными, а силы взаимного притяжения — отрицательными. Рис. 101. На расстоянии r=r 0 результирующая сила F = 0, т. е. силы притяжения и отталкивания уравновешивают друг друга. Таким образом, расстояние r 0 соответствует равновесному расстоянию между молекулами, на котором бы они находились в отсутствие теплового движения. При r < r 0 преобладают силы отталкивания (F> 0), при r > r 0 — силы притяжения (F <0). На расстояниях r > 10–9 м межмолекулярные силы взаимодействия практически отсутствуют (F ®0). Элементарная работа dA силы F при увеличении расстояния между молекулами на d r совершается за счет уменьшения взаимной потенциальной энергии молекул, т. е. δA = Fdr = - dW. Из анализа качественной зависимости потенциальной энергии взаимодействия молекул от расстояния между ними (рис. ) следует, что если молекулы находятся друг от друга на расстоянии, на котором межмолекулярные силы взаимодействия не действуют (r ®¥), то W =0. При постепенном сближении молекул между, ними появляются силы притяжения (F <0), которые совершают положительную работу (dA=F d r > 0). Тогда, согласно, потенциальная энергия взаимодействия уменьшается, достигая минимума при r = r 0. При r < r 0 с уменьшением r силы отталкивания (F >0) резко возрастают и совершаемая против них работа отрицательна (dA=F d r <0). Потенциальная энергия начинает тоже резко возрастать и становится положительной. Из данной потенциальной кривой следует, что система из двух взаимодействующих молекул в состоянии устойчивого равновесия (r = r 0) обладает минимальной потенциальной энергией. Критерием различных агрегатных состояний вещества является соотношениемежду величинами W min и kT. Wmin — наименьшая потенциальная энергия взаимодействия молекул — определяет работу, которую нужно совершить против сил притяжения для того, чтобы разъединить молекулы, находящиеся в равновесии (r = r 0); kT определяет удвоенную среднюю энергию, приходящуюся на одну степень свободы хаотического (теплового) движения молекул. Если Wmin<< kT, то вещество находится в газообразном состоянии, так как интенсивное тепловое движение молекул препятствует соединению молекул, сблизившихся до расстояния r 0, т. е. вероятность образования агрегатов из молекул достаточно мала. Если W min>> kT, то вещество находится в твердом состоянии, так как молекулы, притягиваясь друг к другу, не могут удалиться на значительные расстояния и колеблются около положений равновесия, определяемого расстоянием r 0. Если W min» kT, то вещество находится в жидком состоянии, так как в результате теплового движения молекулы перемещаются в пространстве, обмениваясь местами, но не расходясь на расстояние, превышающее r 0. Таким образом, любое вещество в зависимости от температуры может находиться в газообразном, жидком или твердом агрегатном состоянии, причем температура перехода из одного агрегатного состояния в другое зависит от значения W min, для данного вещества. Например, у инертных газов W min мало, а у металлов велико, поэтому при обычных (комнатных) температурах они находятся соответственно в газообразном и твердом состояниях. А). Поведение газов, которые близки к конденсации, не описывается уравнением состояния идеального газа. Такое уравнение было получено в 1873 г. Ван-дер-Ваальсом. При выводе уравнения учитывались конечные размеры молекул и силы взаимодействия между ними. Уравнение Ван-дер-Ваальса нашло широкое применение, поскольку, с одной стороны, оно является довольно простым, а с другой – удовлетворительно описывает поведение многих веществ в широких интервалах температур и давлений. Учитывая собственный объем молекул и силы межмолекулярного взаимодействия, Ван-Дер-Ваальс вывел уравнения состояния реального газа. 1. Учет собственного объема молекул. Наличие сил отталкивания, которые противодействуют проникновению в занятый молекулой объем других молекул, сводится к тому, что фактически свободный объем, в котором могут двигаться молекулы реального газа, будет не Vм, а (Vм - b), где b - объем, занимаемый самими молекулами. Этот объем равен учетверенному собственному объему молекул. 2. Учет притяжения молекул. Действие сил притяжения газа приводит к появлению дополнительного давления на газ, называемое внутренним давлением. Внутреннее давление обратно пропорционально квадрату объема, p1 = a/Vм2, где а - постоянная Ван-Дер-Ваальса, характеризующая силы межмолекулярного притяжения, Vм - молярный объем. Вводя эти поправки, получим уравнение Ван-Дер-Ваальса для 1 моля газа (p +a/Vм2)(Vм-b)=RT. (15.17.) Поправки a и b - постоянные для каждого газа величины, определяемые опытным путем. Уравнение Ван-Дер-Ваальса является приближенным уравнением. Член a/V2 описывает уменьшение давления газа вследствие притяжения молекул друг к другу, а член b представляет собой объем самих молекул. Если ненасыщенный пар изотермически сжимать до давления насыщения, а затем дальше, то происходит конденсация пара, не сопровождающаяся ростом давления. Этому и соответствует горизонтальный участок изотермы. Однако, если пар тщательно очищен от пыли и электрических зарядов, то можно избежать конденсации и достичь давления, значительно более высокого, чем давление насыщенного пара. Такой пар называется пересыщенным или переохлажденным. Это состояние является метастабильным. В результате легкого возмущения оно может перейти в устойчивое состояние, характеризуемое наличием жидкой и парообразной фаз. Существует и гомогенное состояние перегретой жидкости, которые также являются етастабильными. В результате легкого возмущения оно может перейти в устойчивое состояние, характеризуемое наличием жидкой и парообразной фаз. По изотерме Ван-дер-Ваальса можно определить положение горизонтального участка, описывающего состояние системы жидкость-пар при данной температуре, т.е. давление насыщенного пара. Б). Для реальных газов необходимо учитывать размеры молекул и их взаимодействие друг с другом, поэтому модель идеального газа и уравнение Клапейрона — Менделеева (42.4) pV m =RT (для моля газа), описывающее идеальный газ, для реальных газов непригодны. Учитывая собственный объем молекул и силы межмолекулярного взаимодействия, голландский физик И. Ван-дер-Ваальс (1837—1923) вывел уравнение состояния реального газа. Ван-дер-Ваальсом в уравнение Клапейрона — Менделеева введены две поправки. 1. 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, а V m — b, где b — объем,занимаемый самими молекулами. Объем b равен учетверенному собственному объему молекул. Если, например, в сосуде находятся две молекулы, то центр любой из них не может приблизиться к центру другой молекулы на расстояние, меньшее диаметра d молекулы. Это означает, что для центров обеих молекул оказывается недоступным сферический объем радиуса d, т. е. объем, равный восьми объемам молекулы или учетверенному объему молекулы в расчете на одну молекулу. 2. 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 = a/V2 где а — постоянная Ван-дер-Ваальса, характеризующая силы межмолекулярного притяжения, V m — молярный объем. Вводя эти поправки, получим уравнение Ван-дер-Ваальса для моля газа (уравнение состояния реальных газов): (p + a/V2 )(V m — b) = RT, где поправки а и b — постоянные для каждого газа величины, определяемые опытным путем (записываются уравнения Ван-дер-Ваальса для двух известных из опыта состояний газа и решаются относительно а и b). При выводе уравнения Ван-дер-Ваальса сделан целый ряд упрощений, поэтому оно также весьма приближенное, хотя и лучше (особенно для несильно сжатых газов) согласуется с опытом, чем уравнение состояния идеального газа. Уравнение Ван-дер-Ваальса не единственное уравнение, описывающее реальные газы. Существуют и другие уравнения, некоторые из них даже точнее описывают реальные газы, но не рассматриваются из-за их сложности.
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:
|