🗊Презентация Реальный газ и его работа. (лекция 5в)

Лекция 5в. Реальный газ и его работа Курс физики для студентов 1-2 курса БГТУ Заочный факультет для специальностей ЛИД, ТДП, ТДПС, МОЛК, МОЛКС Кафедра физики БГТУ доцент Крылов Андрей Борисович

Отличие реального газа от идеального Во втором столбце таблицы приведены значения произведений PV для массы азота N2, занимающей при нормальных условиях объем, равный одному литру. Указанные значения даны для различных давлений и одной и той же температуры 0°С. В соответствии с уравнением Менделеева-Клайперона произведение PV при неизменной температуре Т должно оставаться постоянным. В действительности, как видно из таблицы, при давлениях порядка 200 атм наблюдаются заметные отклонения, которые непрерывно возрастая с увеличением давления, достигают при 1000 атм более 100%. Эти отклонения не представляются удивительными, поскольку при увеличении плотности ρ начинают играть все большую роль объем молекул Vмол и взаимодействие между ними. Для описания поведения газов в широком интервале плотностей было предложено много различных уравнений. Самым простым из них и вместе с тем дающим достаточно хорошие результаты оказалось уравнение Ван-дер-Ваальса, которое получено путем внесения поправок в уравнение Менделеева-Клайперона.

Вывод уравнения Ван-дер-Ваальса Вывод: наличие сил притяжения и отталкивания приводит к тому, что при больших давлениях р (когда расстояние между молекулами уменьшается) поведение реального газа будет отличаться от модели идеального газа. Силы отталкивания противодействуют проникновению данной частицы в ту область объема сосуда, которая занята другими молекулами. Собственный объем V0, занятый частицей, можно представить представляется как объем шара с некоторым эффективным диаметром dэфф (диаметром молекулярного действия).

Вывод уравнения Ван-дер-Ваальса-2 лучше согласуется с опытными данными, чем уравнение Клапейрона-Менделеева, особенно при высоких давлениях.

Изотермы Ван-дер-Ваальса Обсудим уравнения Ван-дер-Ваальса. Изотермы Ван-дер-Ваальса – графический вид зависимости давления реального газа p от объема V при постоянной температуре для разных значений температуры (Т1 > Т2 > Тк >Т3 > Т4). Эти изотермы: при низких температурах они имеют волнообразные участки (максимумы и минимумы), при некоторой температуре Тк на изотерме имеется только точка перегиба К, при высоких температурах изотермы Ван-дер-Ваальса похожи на изотермы идеального газа.

Экспериментальные изотермы реального газа. Кривая фазового перехода Томас Эндрюс в 1866 г. экспериментально исследовал зависимость молярного объема VМ углекислого газ от давления p при изотермическом сжатии. Рассмотрим результаты этих опытов (смотри рисунок) в виде графических зависимостей в координатах «давление - молярный объем» (p-VМ), причем: (Т1 <Т< Т2 <Tкр <T3). Выводы: При температурах ниже Ткр = 340 К на каждой изотерме наблюдается горизонтальный участок ВС, вдоль которого давление постоянно р=рB , а молярный объем принимает любые значения от VВ до VС. Разность объемов (VВ - VС) в конечных точках горизонтальных участков изотерм возрастает с понижением температуры Т. Видно, что эта разность объемов стремится к нулю по мере приближения к температуре Ткр , которую называют критической температурой. На изотерме при температуре Т = Ткр (критическая изотерма), точки В и С сливаются в одну точку Кр, называемую критической точкой. Соответствующие ей значения давления ркр и молярного объема Vкр называют критическими. На участке СD углекислота находится в газообразном состоянии, а на участке АВ - в жидком. На участке ВС углекислота одновременно находится в двух агрегатных состояниях - жидком и газообразном (2-хфазная система). Точка С соответствует началу конденсации СО2 при изотермическом сжатии, а точка В - концу конденсации. Наоборот, при изотермическом расширении жидкой углекислоты точка В соответствует началу кипения, а точка С - его концу. Следовательно, точка В соответствует состоянию кипящей жидкости, а точка С - состоянию так называемого сухого насыщенного пара.

Обобщим изотермы реального газа  Линии Синие — изотермы при температуре ниже критической. Красная — критическая изотерма. Голубые — сверхкритические изотермы Характерные точки K — критическая точка. F — точка кипения. G — точка росы. Участки на них Зелёные участки на синих линиях — метастабильные состояния. Участок левее точки F — нормальная жидкость. Прямая FG — равновесие жидкой и газообразной фазы. Участок FA — перегретая жидкость Участок F′A — растянутая жидкость (p<0). Участок AC — аналитическое продолжение изотермы, физически невозможен. Участок CG — переохлаждённый пар. Участок правее точки G — нормальный газ. Площади фигуры FAB и GCB равны.

Критические параметры Критические параметры - изотерма реального газа, соответствующая критической температуре Ткр, точка перегиба К и соответствующее ей состояние вещества, объем и давление, соответствующие критическому состоянию (координаты точки К). Параметры критического состояния вещества были определены для многих газов и газовых смесей. Сравнивая изотермы Эндрюса и Ван-дер-Ваальса можно выразить критические параметры через постоянные Ван-дер-Ваальса a и b.

Изотермы В-д-Вальса и критические параметры для воды Недостатки уравнения Ван-дер-Ваальса Для реальных веществ  Vкр не равна 3bν  (скорее,  2bν ) Уравнение Ван-дер-Ваальса расходится с экспериментом в области двухфазных состояний.

Внутренняя энергия реального газа Внутренняя энергия Uреал реального газа равна сумме кинетической энергии Eкин хаотического движения молекул и их взаимной потенциальной энергии Eпот: Uреал= Eкин + Eпот Кинетическая энергия Eкин теплового движения молекул реального газа так же, как и молекул идеального газа, зависит только от абсолютной температуры Т и молярной теплоемкости газа при постоянном объеме СV:

Спасибо за внимание! Курс физики для студентов 1 курса БГТУ Кафедра физики БГТУ доцент Крылов Андрей Борисович