Rigtig gas

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 14. februar 2020; checks kræver 3 redigeringer .

Ægte gas  - i det generelle tilfælde - den gasformige tilstand af et virkelig eksisterende stof. I termodynamik er en rigtig gas en gas, der ikke er beskrevet nøjagtigt af Clapeyron-Mendeleev-ligningen , i modsætning til dens forenklede model - en hypotetisk ideel gas , der strengt overholder ovenstående ligning. Normalt forstås en rigtig gas som den gasformige tilstand af et stof i hele dets eksistensrækkevidde. Der er dog en anden klassifikation, ifølge hvilken en stærkt overhedet damp kaldes en rigtig gas, hvis tilstand afviger lidt fra tilstanden af ​​en ideel gas, og overhedet damp, hvis tilstand adskiller sig markant fra en ideel gas, og mættet. damp (et tofaset ligevægtsvæske-dampsystem) omtales som dampe. ), som slet ikke overholder de ideelle gaslove. [1] Fra den molekylære teori om stofs struktur er en rigtig gas en gas, hvis egenskaber afhænger af molekylernes interaktion og størrelse. Afhængigheder mellem dens parametre viser, at molekyler i en rigtig gas interagerer med hinanden og optager et vist volumen. Tilstanden af ​​en rigtig gas beskrives ofte i praksis af den generaliserede Clapeyron-Mendeleev-ligning:

hvor  er trykket,  er volumenet,  er temperaturen, er  gaskompressibilitetsfaktoren ,  er massen,  er den molære masse ,  er den universelle gaskonstant .

Ægte gasfysik

For mere detaljeret at fastslå de forhold, hvorunder en gas kan blive til en væske og omvendt, er simple observationer af fordampning eller kogning af en væske ikke nok. Det er nødvendigt at omhyggeligt overvåge ændringen i tryk og volumen af ​​en rigtig gas ved forskellige temperaturer.

Vi vil langsomt komprimere en gas i en beholder med et stempel, for eksempel svovldioxid (SO 2 ). Ved at komprimere det arbejder vi på det, som et resultat af hvilket gassens indre energi vil stige. Når vi ønsker, at processen skal foregå ved en konstant temperatur , så skal gassen komprimeres meget langsomt, så varmen når at overføres fra gassen til omgivelserne.

Ved at udføre dette eksperiment kan man bemærke, at i første omgang, med et stort volumen, stiger trykket med faldende volumen ifølge Boyle-Mariotte-loven . Til sidst, startende ved en eller anden værdi, vil trykket ikke ændre sig på trods af faldet i volumen. Gennemsigtige dråber dannes på cylinderens og stemplets vægge. Det betyder, at gassen begyndte at kondensere, det vil sige at blive flydende.

Ved at fortsætte med at komprimere indholdet af cylinderen vil vi øge væskemassen under stemplet, og følgelig vil vi reducere gasmassen. Det tryk, som trykmåleren viser, vil forblive konstant, indtil hele rummet under stemplet er fyldt med væske. Væsker er let komprimerbare. Derfor vil trykket yderligere, selv med et lille fald i volumen, stige hurtigt.

Da hele processen foregår ved en konstant temperatur , kaldes kurven, der viser trykkets afhængighed af volumen , en isoterm . Med volumen begynder gaskondensationen , og med volumen slutter den. Hvis , så vil stoffet være i gasformig tilstand, og hvis  - i flydende tilstand.

Forsøg viser, at isotermerne af alle andre gasser også har denne form, hvis deres temperatur ikke er særlig høj.

I denne proces, når en gas bliver til en væske, når dens volumen ændres fra til , forbliver trykket af gassen konstant. Hvert punkt af den retlinede del af isotermen 1-2 svarer til ligevægten mellem stoffets gasformige og flydende tilstand. Det betyder, at ved visse og mængden af ​​væske og gas over det forbliver uændret. Ligevægt er dynamisk af natur: Antallet af molekyler, der forlader væsken, er i gennemsnit lig med antallet af molekyler, der passerer fra gas til væske på samme tid.

Der er også sådan noget som kritisk temperatur , hvis gassen har en temperatur over den kritiske (individuelt for hver gas, f.eks. for kuldioxid ca. 304 K ), så kan den ikke længere omdannes til en væske, nej ligegyldigt hvilket pres der lægges på den. Dette fænomen opstår på grund af det faktum, at væskens overfladespændingskræfter ved den kritiske temperatur er lig nul. Hvis vi fortsætter langsomt med at komprimere gassen ved en temperatur, der er højere end den kritiske, så begynder gassens komprimerbarhed at falde kraftigt , efter at den når et volumen svarende til cirka fire korrekte volumener af de molekyler, der udgør gassen .

Boyle-punkter, Boyle-kurve, Boyle-temperatur

Overvej afvigelsen af ​​egenskaberne for en rigtig gas fra egenskaberne for en ideel gas ved hjælp af et -diagram. Fra Clapeyron-Mendeleev-ligningen følger det, at isotermerne af en ideel gas i et sådant diagram er afbildet med vandrette rette linjer. Vi bruger tilstandsligningen for en rigtig gas i virial form . For et mol gas [2]

(virial ligning af tilstand for en rigtig gas)

hvor og  er henholdsvis anden, tredje og fjerde viriale koefficient, kun afhængig af temperatur. Det følger af den viriale tilstandsligning , at y-aksen ( ) på diagrammet svarer til materiens ideelle gastilstand: ved , bliver den viriale tilstandsligning til Clapeyron-Mendeleev-ligningen og derfor positionerne af skæringspunktet punkter for isotermerne med ordinaten på det undersøgte diagram svarer til værdierne for hver af isotermerne.

Fra den viriale tilstandsligning finder vi:

(Anden virial koefficient)

I det betragtede koordinatsystem giver hældningen (det vil sige hældningen af ​​tangenten) af gasisotermen ved skæringspunktet mellem denne isoterm og y-aksen værdien af ​​den anden viriale koefficient.

På -diagrammet har isotermer svarende til temperaturer under en bestemt værdi (kaldet Boyle-temperaturen ) minima, kaldet Boyle-punkter [3] [4] [5] [6] .

Nogle forfattere lægger en anden betydning i begrebet "Boyle-punkt", nemlig at de tager udgangspunkt i Boyle-punktets unikke karakter, idet de forstår det som et punkt på -diagrammet med nul tryk og en temperatur lig med Boyle-temperaturen [7] [8] [9] .

På lavpunktet

hvilket altid gælder for en ideel gas. Med andre ord, ved Boyle-punktet er komprimerbarheden af ​​reelle og ideelle gasser den samme [8] . Sektionen af ​​isotermen til venstre for Boyle-punktet svarer til betingelserne, når en rigtig gas er mere komprimerbar end en ideel; sektionen til højre for Boyle-punktet svarer til betingelserne for dårligere kompressibilitet for en rigtig gas sammenlignet med en ideel [6] .

Linjen, som er stedet for minimapunkter for isotermerne på -diagrammet, kaldes Boyle-kurven [2] [4] [5] [6] . Boyle-kurvens skæringspunkt med y-aksen svarer til en isoterm med en temperatur lig med Boyle-temperaturen. Dette betyder, at ved Boyle-temperaturen forsvinder den anden viriale koefficient [10] [2] og Boyle-temperaturen er roden til ligningen [11] [9]

Under Boyle-temperaturen er den anden viriale koefficient negativ; over den er den positiv [2] [12] . Boyle-temperaturen er en vigtig egenskab ved inversionskurven (ved hvert punkt, hvor droslingseffekten er nul): ved temperaturer under Boyle-temperaturen er delvis fortætning af gasser under drosling mulig [4] [6] (for flere detaljer, se bogen [13] ).

For en gas, der adlyder van der Waals ligning ,

hvor  er den kritiske temperatur [4] [6] . For mange stoffer er den omtrentlige værdi af Boyle-temperaturen givet ved følgende empiriske relation [7] [8] [14] [9] :

Det kan ses af diagrammet, at den indledende del af isotermen med Boyle-temperaturen, svarende til relativt lave tryk, er ret tæt på den vandrette rette linje, det vil sige ved en gastemperatur lig med eller tæt på Boyle-temperaturen, den rigtige gas har egenskaber tæt på en ideel gass [7] [15] .

Tilstandsligninger for en rigtig gas

Følgende tilstandsligninger for en rigtig gas bruges oftest:

Noter

  1. ↑ Belokon N.I., Grundlæggende principper for termodynamik, 1968 , s. 78..
  2. ↑ 1 2 3 4 Kirillin V. A. et al., Technical thermodynamics, 2008 , s. 192..
  3. ↑ Bazarov I.P., Thermodynamics, 2010 , s. 34..
  4. ↑ 1 2 3 4 Boyle point // Physical encyclopedia, bind 1, 1988, s. 226. . Hentet 5. maj 2016. Arkiveret fra originalen 19. april 2016.
  5. ↑ 1 2 Termodynamik. Basale koncepter. Terminologi. Bogstavbetegnelser for mængder, 1984 , s. 23..
  6. ↑ 1 2 3 4 5 Boyle point // Great Soviet Encyclopedia, 3. udgave, bind 2, 1970. . Hentet 5. maj 2016. Arkiveret fra originalen 8. maj 2016.
  7. ↑ 1 2 3 Kirillin V. A. et al., Technical thermodynamics, 2008 , s. 193..
  8. ↑ 1 2 3 Konovalov V.I., Technical thermodynamics, 2005 , s. 200..
  9. ↑ 1 2 3 B. F. Dodge, Chemical Thermodynamics, 1950 , s. 219..
  10. ↑ Bazarov I.P., Thermodynamics, 2010 , s. 35..
  11. ↑ G. D. Baer, ​​Technical thermodynamics, 1977 , s. 197..
  12. ↑ Eremin E. N., Fundamentals of chemical thermodynamics, 1978 , s. 21..
  13. ↑ Doctorov A. B., Burshtein A. I., Thermodynamics, 2003 , s. 50-56..
  14. ↑ Guigo E. I. et al., Technical Thermodynamics, 1984 , s. 116..
  15. ↑ Andryushchenko A.I., Fundamentals of technical thermodynamics of real processes, 1967 , s. 95..

Litteratur