РЕАЛЬНЫЕ ГАЗЫ. ЖИДКОСТИ

  При рассмотрении реальных газов необходимо учитывать собственный объем молекул и силы межмолекулярного взаимодействия.

       Силы межмолекулярного взаимодействия – короткодействующие – они проявляются на расстоянии менее 10-9 м. Сила взаимодействия молекул – это равнодействующая сил притяжения (они преобладают на больших расстояниях). На расстоянии эти силы уравновешивают друг друга и . Таким образом, расстояние - это равновесное расстояние между молекулами, на котором бы они находились в отсутствие теплового движения. Потенциальная энергия взаимодействия молекул U минимальна в состоянии устойчивого равновесия при .

       Соотношение между и kT является критерием различных агрегатных состояний. определяет работу, которую нужно совершить против сил притяжения, чтобы разъединить молекулы, находящиеся в равновесии (). kT определяет удвоенную среднюю энергию, приходящуюся на одну степень свободы теплового движения молекул.

       При вещество находится в газообразном состоянии, т. к. тепловое движение молекул препятствует соединению (конденсации) молекул.

       При вещество находится в твердом состоянии, т. к. тепловой энергии недостаточно, чтобы «оторвать» молекулы друг от друга.

       При вещество находится в жидком состоянии, т. к. в результате теплового движения молекулы перемещаются в пространстве, обмениваясь местами, но не расходясь на расстояния, превышающие .

Уравнение Ван-дер-Ваальса.

       Внесем в уравнение состояния идеального газа поправки, учитывающие собственный объем молекул и силы межмолекулярного взаимодействия.

       Фактический объем реального газа будет , где b – объем, занимаемый самими молекулами. Две молекулы радиуса r не могут сблизиться на расстояние меньше 2r, следовательно, для центров двух молекул недоступен сферический объем радиуса 2r. Этот объем b в восемь раз больше объема одной молекулы и в расчете на одну молекулу равен учетверенному объему молекулы.

       Учет сил межмолекулярного притяжения осуществляется введением дополнительного давления на газ, называемого внутренним давлением: , где a – постоянная Ван-дер-Ваальса.

       Уравнение Ван-дер-Ваальса для моля газа – уравнение состояния реальных газов: . Для произвольной массы газов:

,  где ,  .

Изотермы реальных газов.

       Изотерма реального газа представляет собой зависимость молярного объема газа от давления при постоянной температуре.

       При высоких температурах () изотерма реального газа отличается от изотермы идеального газа только некоторым искажением формы.

       При некоторой температуре - критической температуре – на изотерме появляется точка перегиба К – критическая точка. Соответствующие этой точке объем и давление называются критическими. Изотерма при называется критической изотермой.

       При уравнению Ван-дер-Ваальса соответствует кривая 1-2-3-4-5-6-7. Однако, на участке 5-3 сжатие вещества сопровождается уменьшением давления, следовательно в этой области вещество распадается на две фазы – жидкость и пар.

       Фаза – совокупность всех частей системы, обладающих одинаковым химическим составом и находящихся в одинаковом термодинамическом состоянии.

       Истинные докритические изотермы реального газа имеют вид 1-2-6-7 и являются кривыми непрерывного перехода вещества из газообразного состояния (Г) (участок 6-7) в жидкое (Ж) (участок 2-1). Участок 6-2 соответствует равновесному сосуществованию жидкости и газа.

       Вещество в газообразном состоянии при температуре ниже критической называется паром (П), а пар, находящийся в равновесии со своей жидкостью, называется насыщенным (Ж + П). Пар при изотермическом сжатии претерпевает процесс сжижения. Газ, при температурах , не может быть превращен в жидкость ни при каком давлении (Г).

       При некоторых условиях могут быть реализованы метастабильные состояния 5-6 и 2-3. Участок 2-3 изображает перегретую жидкость, 5-6 – пересыщенный пар.

Внутренняя энергия реального газа.

       Внутренняя энергия реального газа складывается из кинетической энергии теплового движения молекул () и потенциальной энергии межмолекулярного взаимодействия ():  .

       Если газ расширяется без теплообмена с окружающей средой (адиабатически, т. е. ) и не совершает работы (так называемое расширение газа в вакуум, т. е. ), из первого начала термодинамики () следует, что:  .

       При адиабатическом расширении без совершения внутренней работы внешняя энергия газа не меняется.

       Для идеального газа это означает (температура не изменяется).

       Для реального газа , поэтому  .

       Реальный газ при адиабатическом расширении в вакууме охлаждается.

Жидкости и их описание.

       Жидкость является агрегатным состоянием вещества, промежуточным между газообразным и твердым. В газах нет закономерности во взаимном расположении молекул (хаотическое расположение). В твердых телах наблюдается дальний порядок – молекулы образуют кристаллическую решетку. В жидкостях дальний порядок отсутствует, а имеет место ближний порядок  в расположении молекул – их упорядоченное расположение повторяется на расстояниях, сравнимых с межатомными. Тепловое движение молекулы в жидкости это ее колебание около определенного положения равновесия в течение некоторого времени, после чего молекула скачком переходит в новое положение, отстоящее от исходного на расстояние порядка межатомного.

       Радиус r молекулярного действия – расстояние (порядка 10-9 м), при котором можно пренебречь силами притяжения между молекулами жидкости. Сфера радиусом r называется сферой молекулярного действия.

       Силы, действующие на молекулу А внутри объема жидкости со стороны окружающих молекул, в среднем скомпенсированы. Для молекулы В, расположенной на поверхности, равнодействующая сил направлена внутрь жидкости. Результирующие силы всех молекул поверхностного слоя оказывают на жидкость молекулярное (внутреннее) давление.

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41