Abaterea de la legile gazelor ideale

Cu o presiune crescândă, comportamentul gazelor reale începe treptat să difere de cel al gazelor ideale, iar la presiuni suficient de mari, această diferență devine importantă.

Să luăm în considerare o izotermă experimentală (figura 7.6). (Primul obținut de Andrews).

AB - trecerea aburului dintr-o stare nesaturată într-o stare saturată.

Aburul saturat este o vapori care este în echilibru dinamic cu lichidul.

BC - condensarea aburului (Pn = const). Pe acest sit, substanța există în două stări agregate: lichide și gazoase. La punctul C, toate vaporii se transformă într-un lichid.

Ris.7.6. CD-ul este o stare lichidă.

Să luăm în considerare o serie de izoterme experimentale obținute pentru temperaturi diferite (Fig.7.7). Din graficul lor se poate observa că, odată cu creșterea T, secțiunea orizontală scade, contractând până la un punct. Dacă o curbă este trasă prin punctele extreme ale secțiunilor orizontale ale izotermelor, obținem aproximativ o parabolă.

Punctul superior al curbei (punctul K) se numește critic, corespunde stării critice, iar parametrii acestei stări sunt numiți critici.

O curbă care trece prin punctul K se numește o curbă critică (izotermă).

Starea critică a materiei este o stare în care dispare orice diferență între lichid și vaporii săi saturați.

Este evident că gazele reale nu se supun ecuației de stare a unui gaz ideal (ecuația Mendeleev-Clapeyron), deoarece acesta din urmă nu ia în considerare:

1. Dimensiunile molecule (de exemplu, pentru p = 500 MPa, volumul ocupat de moleculele de 0,5 este volumul ocupat de gaz).

2. Forța interacțiunii dintre molecule.

Van der Waals a introdus corecții adecvate la ecuația de stare a unui gaz ideal:

1). De fapt, volumul liber în care moleculele se pot deplasa (de exemplu, pentru 1 mol de gaz) nu este Vm. (Vm - b), unde b este volumul ocupat de moleculele în sine.

Cu fața, două molecule se apropie reciproc de o distanță d egală cu diametrul efectiv (Fig.7.8). Pentru centrele sferice ale ambelor molecule, un volum sferic de rază d nu este accesibil; volum care depășește volumul unei molecule de opt ori (volumul sferei inaccesibile, volumul unei molecule

În termeni de o moleculă, un volum egal cu volumul cvadruplu al unei molecule este inaccesibil. Pentru toate moleculele conținute într-un mol, un volum cvadruplu propriu al moleculelor:

Rețineți că, luând în considerare dimensiunea moleculelor, înseamnă să țineți cont de forțele respingătoare. Prin urmare, acest amendament ar trebui interpretat ca o corecție a forțelor respingătoare.

2). Cu o convergență semnificativă, forțele repulsive depășesc forțele de atracție. Cu toate acestea, de regulă, sunt considerate distanțe destul de mari între molecule, pe care, în principal, acționează forțele de atracție. Acțiunea lor conduce la apariția unei presiuni suplimentare în gaz, care se numește presiunea internă pi. Conform calculelor lui Van der Waals

unde a este constanta lui Van der Waals și Vm este volumul molar.

Ecuația lui Mendeleev-Clapeyron pentru 1 mol de gaz ideal are forma: pVm = RT.

Pentru o cantitate arbitrară de gaz. prin urmare, multiplicarea ambelor părți ale ecuației anterioare prin:

unde a și b sunt constante, pentru un anumit gaz - propriul lor. Ele sunt de obicei determinate din experiment.

Ar trebui menționat acest lucru

1) Ecuația lui Van der Waals descrie destul de bine secțiunile AB și CD ale izotermei experimentale. Comportamentul gazului real în secțiunea BC nu se supune ecuației lui Van der Waals (vezi figura 7.6).

2) Există și alte ecuații care, mai exact, decât ecuația lui van der Waals descriu comportamentul gazelor reale.

Articole similare

• Profesorul ideal este idealul predării știrilor din Krasnodar

• Secretele pizza perfectă

• Odesa home dog ideal - odis (odis) - pui în pepiniere - rase și prețuri, pepiniere și

Trimiteți-le prietenilor: