Идеальные и реальные газы: Чем отличаются реальный газ и идеальный? Пожалуйста поподробнее ,с физической точки зрения.

Идеальные и реальные газы



Идеальные и реальные газы

 

План:

1.       P-V-T СООТНОШЕНИЯ.

2.       Идеальный газ.

3.       Реальное состояние вещества.

4.       Критическое состояние вещества.

5.       Аналитические уравнения состояния.

 

 

P-V-T СООТНОШЕНИЯ

 

Механическое состояние вещества в отличие от термодинамического можно описать при наличии известных величин давления, температуры и объема. Эти три параметра связаны между собой уравнением состояния , поэтому только два из них являются независимыми. Уравнение состояния соответствующего вида может применяться для оценки многих важных свойств чистых веществ и их смесей. Например, для прогнозирования плотности жидкой и паровой фаз, давления пара, критических свойств смесей, равновесия “жидкость-пар”, отклонений энтальпии и энтропии от идеального состояния.

В настоящее время не существует такого уравнения состояния, которое было бы применимо для оценки этих свойств любого органического вещества. На данный момент известно более 150 эмпирических уравнений состояния. Они получены на основе обработки экспериментальных P-V-T-данных, сведений по эффекту Джоуля-Томпсона или данных о теплоемкости реальных газов при различных температурах и давлениях. По степени сложности вся совокупность уравнений состояний может быть разделена на некоторые группы. В данном пособии рассматриваются в сопоставлении уравнения состояния каждой группы, широко применяемые при массовых расчетах. Приводятся также сведения, представляющие исторический интерес.

Начало исследований, посвященных изучению количественных соотношений между давлением, объемом и температурой, положено экспериментами Бойля (1662 г.), в результате которых он пришел к выводу, что при данной температуре объем газа обратно пропорционален его давлению.

Количественное выражение температурного воздействия было установлено Шарлем и Гей-Люссаком (1802 г.), которые обнаружили линейный характер этого отношения.

В 1801 г. Дальтон сформулировал закон парциальных давлений, согласно которому в смеси каждый газ ведет себя так, как если бы он один занимал весь объем. При этом общее давление смеси равно сумме парциальных давлений компонентов.

Парциальным давлением компонента называется то давление, которое оказывал бы газ, входящий в смесь, если бы из нее были удалены остальные газы при условии сохранения первоначальных объема и температуры.

В 1822 г. Каньяр де ля Тур открыл критическое состояние вещества.

В 1834 г. Клапейрон объединил законы Шарля и Бойля и впервые сформулировал закон идеальных газов.

Еще на первоначальном этапе исследований было обнаружено, что закон идеальных газов зачастую дает лишь приблизительное описание реального газа. Эти отклонения объяснялись тем, что молекулы имеют конечный объем и между ними существуют силы межмолекулярного взаимодействия.

В 1873 г. Ван-дер-Ваальс предложил уравнение, в котором количественно учтены оба этих фактора, определены условия сосуществования жидкой и паровой фаз и критическое состояние системы. Уравнение Ван-дер-Ваальса положено в основу многих современных уравнений состояния.

1880 г. — Амага сформулировал закон, который гласит, что объем смеси компонентов представляет собой сумму объемов этих компонентов, каждый из которых находится при температуре и давлении смеси.

1901 г. — Льюис ввел понятие фугитивности.

1927 г. — Урселл вывел, используя методы статистической механики, вириальное уравнение состояния.

В 50-х гг. XX столетия началось активное внедрение принципа соответственных состояний в практику прогнозирования многих свойств органических соединений. Развитие теории по вопросам описания свойств газов и жидкостей продолжается.

 

Идеальный газ

Понятие “идеальный газ” характеризует чисто гипотетическое состояние вещества. P-V-T соотношение для одного моля идеального газа описывается уравнением Менделеева-Клапейрона:

.    (4.1)

 

Изотермы идеального газа в системе координат P-V представляют собой гиперболы, что иллюстрируется примером 4.1.

Пример 4.1

Для идеального газа показать зависимость P-V-T при температуре 500, 657 и 1170 К и объеме 100-3000 см3/ моль.

Решение

При 500 К и 100 см3/ моль имеем: = 82,06·500/100 = 410 атм.

При выражении давления в физических атмосферах, температуры в К, объема в см3/моль R = 82,06 (см3·атм)/(моль·К).

Фрагмент результатов расчета приведен в табл. 4.1 и на рис. 4.1.

 

Таблица 4.1

Давление идеального газа при T, К

V, см3/моль	P, атм при температуре Т, К
	500 К	657 К	1170 К
700	59	77	137
800	51	67	120
900	46	60	107
1000	41	54	96
2000	21	27	48

Рис. 4.1. P-V соотношения идеального газа

 

 

 

 

 

Реальное состояние вещества

 

Степень отклонения свойств веществ, находящихся в реальном состоянии, от свойств идеального газа зависит от температуры и давления системы, а также от природы вещества. При высоких давлениях плотность паровой фазы может значительно превышать плотность жидкой фазы. Так, при 1500 МПа и 338 К плотность газообразного водорода составляет 130 кг/м3, тогда как плотность жидкого водорода равна 70 кг/м3, а твердого — 80 кг/м3. При плотности 1500 кг/м3 и температуре, превышающей критическую, фактический молярный объем азота в 16 раз больше молярного объема, рассчитанного по уравнению для идеальных газов.

Реальные газы отличаются от идеальных также характером изменения их теплофизических свойств. Теплоемкость идеального газа не зависит от давления, но на реальные газы это правило не распространяется. Вблизи критической точки многие свойства реальных газов изменяются аномально.

Силы, действующие между молекулами, а следовательно, и характер P-V-T функции, определяются тем, какими атомами представлена молекула, их взаимным расположением, а также размерами и формой самой молекулы. На молекулы действуют одновременно силы притяжения и отталкивания. Действие сил притяжения проявляется сильнее с увеличением расстояния между ними, отталкивания — с его уменьшением. Силы притяжения ведут к проявлению давления большей величины, чем давление, создаваемое кинетической энергией молекул, в то время как силы отталкивания уменьшают эффективный объем, доступный для молекулярного движения.

По электрическим свойствам молекулы можно подразделить:

        на электронейтральные, симметричные и, как правило, неполярные;

        асимметричные и, следовательно, обладающие дипольными, квадрупольными и пр. моментами, а значит, являющиеся полярными;

        обладающие остаточным зарядом, который может вызвать молекулярную ассоциацию и образование водородных связей.

Силы межмолекулярного взаимодействия проявляются между всеми молекулами, но наиболее сильными они оказываются при участии полярных молекул и, тем более, в случае молекул, склонных к ассоциации.

В настоящее время разработаны достаточно надежные подходы к прогнозированию свойств неполярных веществ. Для полярных веществ, особенно склонных к ассоциации, предложены приемы прогнозирования, обладающие меньшей универсальностью. Многие из них рассмотрены в данном пособии.

Изотермы реального газа в системе координат P-V существенно отличаются от гиперболы, особенно в области критической точки.

 

Критическое состояние вещества

 

Первые наблюдения над изменениями характеристик веществ, происходящими в критическом (жидкость-пар) состоянии, были проведены при нагревании жидкостей в запаянных стеклянных трубках. Метод экспериментального определения критических температур по исчезновению мениска в ампуле в настоящее время реализован А.Г. Назмутдиновым на кафедре ТО и НХС СамГТУ.

В общем случае критическое состояние может характеризовать не только равновесие “жидкость-пар”, а и состояние, например, двухфазной системы, в котором сосуществующие в равновесии несмешивающиеся жидкости становятся тождественными по всем своим свойствам. Для решения задач, рассматриваемых в данном пособии, важно парожидкостное равновесие.

Параметры системы, представленной индивидуальным веществом и находящейся в критическом состоянии (давление , температура , объем ), называются критическими свойствами этого вещества. При температурах выше сосуществование рассматриваемых фаз в равновесии невозможно, система превращается в гомогенную. В этом смысле критическое состояние является предельным случаем двухфазного равновесия.

В критическом состоянии поверхностное (межфазное) натяжение на границе раздела сосуществующих фаз равно нулю, поэтому вблизи критического состояния легко образуются системы, состоящие из множества капель или пузырьков (эмульсии, аэрозоли, пены). Вблизи критического состояния резко возрастает величина флуктуаций плотности (в случае чистых веществ) и концентраций компонентов (в многокомпонентных системах), что приводит к значительному изменению ряда физических свойств вещества. Наличие флуктуаций плотности приводит к оптической неоднородности системы, к рассеянию света. Это явление носит название критической опалесценции. Рассеяние света служит источником сведений о величине и характере флуктуаций в критической области.

При приближении к критическому состоянию свойства сосуществующих фаз (плотность, теплоемкость и др. ) изменяются резко, но без скачка. Поэтому критическое состояние наблюдается лишь при равновесии изотропных (isos — греч., равный; tropos- греч., свойство), т.е. равных во всех направлениях фаз (жидких или газовых) или кристаллических фаз с одинаковым типом решетки. Независимо от природы сосуществующих фаз (типа двухфазного равновесия) и числа компонентов в критическом состоянии система имеет вариантность на 2 меньше, чем в обычном гомогенном состоянии, т.е. число степеней свободы равно нулю.

В чистых веществах (однокомпонентных системах) критическое состояние всегда имеет место для равновесия “жидкость-пар”, если вещество при критических параметрах стабильно. На диаграмме состояния критическому состоянию отвечает конечная точка кривой равновесия, называемая критической точкой. Изотермы на диаграммах P-V (рис. 4.2, 4.3) при температурах ниже представляют собой ломаные линии. При критической температуре изотерма является плавной кривой, имеющей точку перегиба с горизонтальной касательной. Выше ни при каких давлениях невозможно сосуществование жидкости в равновесии с паром.

Критическая температура чистого (индивидуального) вещества может быть определена как максимальная температура, при которой жидкая и паровая фазы еще могут сосуществовать в равновесии. Давление паров при этой температуре называется критическим давлением, а объем, отнесенный к одному молю или другой единице массы вещества, — критическим молярным или удельным объемом соответственно.

Упрощенное представление о критической точке может быть получено на основе рассмотрения кинетической обстановки в жидкой фазе. Потенциальная энергия взаимного притяжения молекул, обусловливающая существование жидкой фазы, уравновешивается в какой-то степени кинетической энергией молекул. Последняя стремится хаотически рассеять все частицы жидкости. Таким образом, давление паров есть результат того, что некоторые из молекул жидкости имеют достаточно высокую кинетическую энергию, чтобы вырваться из поля действия сил сцепления жидкости. С увеличением температуры жидкости кинетическая энергия молекул возрастает, силы же сцепления меняются незначительно. Температура, при которой средняя молекулярная кинетическая энергия становится равной потенциальной энергии притяжения, называется критической, так как при более высоком значении температуры существование жидкой фазы становится невозможным.

Математическим критерием критического состояния являются равенства

 

;    (4.2)

 

,  (4.3)

 

из которых следует, что критическая температура () — это точка перегиба изотермы на плоскости P-V при критических давлении и объеме. Согласно этим уравнениям, в критическом состоянии давление в системе не изменяется при изотермическом изменении объема. Слабая зависимость давления от объема может сохраняться в значительном интервале температур вдали от критической точки. Иногда критическое состояние наблюдается в равновесии двух кристаллических модификаций, параметры которых сближаются с ростом давления и температуры и становятся идентичными в критической точке.

Реальные газы | это… Что такое Реальные газы?

Реальный газ — газ, который не описывается уравнением состояния идеального газа Менделеева—Клапейрона.

Зависимости между его параметрами показывают, что молекулы в реальном газе взаимодействуют между собой и занимают определенный объем. Состояние реального газа часто на практике описывается обобщенным уравнением Менделеева — Клапейрона:

где p — давление; T — температура; Z_r = Z_r (p,T)  — коэффициент сжимаемости газа; М — масса; R — газовая постоянная.

Физика реального газа

Чтобы подробнее установить условия, когда газ может превратиться в жидкость и наоборот, простых наблюдений за испарением или кипением жидкости недостаточно. Надо внимательно проследить за изменением давления и объема реального газа при разных температурах.

Медленно будем сжимать газ в сосуде с поршнем, например сернистый (SO₂). Сжимая его, мы выполняем над ним работу, вследствие чего внутренняя энергия газа увеличится.

Когда мы хотим, чтобы процесс происходил при постоянной температуре, то сжимать газ надо очень медленно, чтобы теплота успевала переходить от газа в окружающую среду.

Выполняя этот опыт, можно заметить, что сначала при большом объеме давление с уменьшением объема увеличивается согласно закону Бойля—Мариотта. В конце концов, начиная с какого-то значения, давление не будет изменяться, несмотря на уменьшение объема. На стенках цилиндра и поршня образуются прозрачные капли. Это означает, что газ начал конденсироваться, то есть переходить в жидкое состояние.

Продолжая сжимать содержимое цилиндра, мы будем увеличивать массу жидкости под поршнем и, соответственно, будем уменьшать массу газа. Давление, которое показывает манометр, будет оставаться постоянным до тех пор, пока все пространство под поршнем не заполнит жидкость. Жидкости мало сжимаемы. Поэтому дальше, даже при незначительном уменьшении объема, давление быстро будет возрастать.

Поскольку весь процесс происходит при постоянной температуре Т, кривую, что изображает зависимость давления р от объема V, называют изотермой. При объеме V1 начинается конденсация газа, а при объеме V2 она заканчивается. Если V > V1 то вещество будет в газообразном состоянии, а при V < V2 — в жидком.

Опыты показывают, что такой один вид имеют изотермы и всех других газов, если их температура не очень высокая.

В этом процессе, когда газ превращается в жидкость при изменении его объема от V1 к V2 давления газа остаётся постоянным. Каждой точке прямолинейной части изотермы 1—2 соответствует равновесие между газообразным и жидким состояниями вещества. Это означает, что при определенных Т и V количество жидкости и газа над ней остается неизменным. Равновесие имеет динамический характер: количество молекул, которые покидает жидкости, в среднем равняется количеству молекул, которые переходят из газа в жидкость за одно и то же время.

Так же существует такое понятие как критическая температура, если газ находится при температуре выше критической (индивидуальна для каждого газа, например для углекислого газа примерно 304 кельвина), то его уже невозможно превратить в жидкость, какое бы давление к нему не прилагалось. Если продолжать медленно сжимать газ при температуре большей критической, то минимальный объем, до которого можно будет сжать газ, будет равен приблизительно четырем собственным объемам молекул, составляющих газ. Далее сжатие производить не представляется возможным из-за все более усиляющегося межмолекулярного взаимодействия.

Уравнения состояния реального газа

Наиболее часто используются следующие уравнения состояния реального газа:

• Уравнение Ван-дер-Ваальса
• Уравнение Дитеричи
• Уравнение Бертло
• Уравнение Клаузиуса
• Уравнение Камерлинг-Оннеса

14.11: Реальные и идеальные газы

1. Последнее обновление

2. Сохранить как PDF

Идентификатор страницы

53831

Поведение молекулы во многом зависит от ее структуры. Два соединения с одинаковым числом атомов могут действовать совершенно по-разному. Этанол \(\left( \ce{C_2H_5OH} \right)\) представляет собой прозрачную жидкость с температурой кипения около \(79\text{o} \text{C} \right)\). Отличие заключается в количестве межмолекулярного взаимодействия (сильные \(\ce{H}\)-связи для этанола, слабые силы Ван-дер-Ваальса для эфира).

Реальные и идеальные газы

Идеальный газ — это газ, который следует газовым законам при любых условиях температуры и давления. Для этого газ должен полностью подчиняться кинетико-молекулярной теории. Частицы газа должны занимать нулевой объем и не должны проявлять никаких сил притяжения по отношению друг к другу. Поскольку ни одно из этих условий не может быть истинным, идеального газа не существует. А реальный газ — это газ, поведение которого не соответствует предположениям кинетико-молекулярной теории. К счастью, при температуре и давлении, обычно встречающихся в лаборатории, реальные газы имеют тенденцию вести себя очень похоже на идеальные газы.

При каких же условиях газы ведут себя наименее идеально? Когда газ находится под высоким давлением, его молекулы сближаются, так как пустое пространство между частицами уменьшается. Уменьшение пустого пространства означает, что предположение о том, что объем самих частиц пренебрежимо мал, менее справедливо. Когда газ охлаждается, уменьшение кинетической энергии частиц заставляет их замедляться. Если частицы движутся с меньшей скоростью, силы притяжения между ними более заметны. Другой способ увидеть это состоит в том, что продолжающееся охлаждение газа в конечном итоге превратит его в жидкость, а жидкость, безусловно, больше не является идеальным газом (см. жидкий азот на рисунке ниже). Таким образом, реальный газ больше всего отличается от идеального газа при низких температурах и высоких давлениях. Газы наиболее идеальны при высокой температуре и низком давлении.

Рисунок \(\PageIndex{1}\): Газообразный азот, охлажденный до \(77 \: \text{K}\), превратился в жидкость и должен храниться в контейнере с вакуумной изоляцией, чтобы предотвратить его быстрое испаряющийся. (CC BY-NC; CK-12)

На рисунке ниже показан график \(\frac{PV}{RT}\) в зависимости от давления для \(1 \: \text{mol}\) газа при три различных температуры — \(200 \: \text{K}\), \(500 \: \text{K}\) и 1000 \: \text{K}\). Идеальный газ будет иметь значение 1 для этого отношения при всех температурах и давлениях, а график будет просто горизонтальной линией. Как видно, отклонения от идеального газа имеют место. Когда давление начинает расти, силы притяжения приводят к тому, что объем газа становится меньше, чем ожидалось, и значение \(\frac{PV}{RT}\) падает ниже 1. Продолжающееся увеличение давления приводит к увеличению объема газа. частицы становятся значительными, а значение \(\frac{PV}{RT}\) становится больше 1. Обратите внимание, что величина отклонения от идеальности максимальна для газа при \(200 \: \text{K }\) и минимум для газа при \(1000 \: \text{K}\).

Рисунок \(\PageIndex{2}\): Реальные газы отличаются от идеальных при высоких давлениях и низких температурах. (CC BY-NC; CK-12)

Идеальность газа также зависит от силы и типа сил межмолекулярного притяжения, существующих между частицами. Газы со слабыми силами притяжения более идеальны, чем газы с сильными силами притяжения. При той же температуре и давлении неон более идеален, чем водяной пар, потому что атомы неона притягиваются только слабыми дисперсионными силами, в то время как молекулы водяного пара притягиваются относительно сильными водородными связями. Гелий является более идеальным газом, чем неон, потому что его меньшее число электронов означает, что дисперсионные силы гелия даже слабее, чем у неона.

Резюме

• Реальный газ — это газ, поведение которого не соответствует предположениям кинетической молекулярной теории.
• Описаны свойства реальных газов и их отклонения от идеальности.

---

Эта страница под названием 14.11: Реальные и идеальные газы распространяется под лицензией CK-12 и была создана, изменена и/или курирована Фондом CK-12 с использованием исходного контента, который был отредактирован в соответствии со стилем и стандартами платформы LibreTexts; подробная история редактирования доступна по запросу.

ПОД ЛИЦЕНЗИЕЙ

1. Наверх

• Была ли эта статья полезной?

1. Тип изделия

   Раздел или Страница

   Автор

   Фонд CK-12

   Лицензия

   СК-12

   Программа OER или Publisher

   СК-12

   Показать страницу TOC

   № на стр.

2. Теги

   1. источник@https://flexbooks. ck12.org/cbook/ck-12-chemistry-flexbook-2.0/

Идеальные и реальные газы: значение, примеры, причины

Газ — это странное состояние вещества. Газы принимают форму сосуда, в котором они находятся, и не имеют фиксированного объема. Все газы ведут себя по-разному и непредсказуемо. Не существует единого уравнения, которое могло бы описать поведение всех газов при всех условиях давления и температуры. Чтобы упростить задачу, необходим эталонный газ, который будет вести себя точно так, как прогнозируется, при любых условиях. Таким образом, теоретический газ называется идеальным газом.

• Вы узнаете, что такое Идеальные и Реальные газы.
• Закон идеального газа.
• Различия и сходства идеальных и реальных газов.
• Условия, при которых реальный газ ведет себя как идеальный газ, и условия, при которых он отличается от поведения идеального газа.

Идеальный газ представляет собой гипотетический этический газ , который следует закону идеального газа при всех условиях температуры и давления.

Все газы, которые существуют в окружающей среде являются реальными газами . Реальные газы следуют закону идеального газа только в условиях высокой температуры и низкого давления.

Итак, идеальный газ — это не настоящий газ! (каламбур).

Закон идеального газа объясняет поведение идеальных газов. Его также называют Общее газовое уравнение . Там сказано, что для идеального газа всегда верно, где —

• P: давление.
• V : Объем.
• n: количество газа (количество молей).
• R: Газовая постоянная = 8,314 Дж⋅К ^-1 ⋅моль ^-1 .
• T: Температура.

Уравнение , данное Законом идеального газа :

$$P\cdot V=n\cdot R\cdot T$$

газа с помощью переменных состояния, таких как температура, давление и объем.

Различные уравнения состояния материи используются для описания всех типов материи — газов, жидкостей, твердых тел и даже плазмы! Плазма — это четвертое состояние вещества, состоящее из заряженных частиц, таких как ионы и электроны. Знаете ли вы, что звезды состоят из плазмы? В этой статье мы будем обсуждать только газы.

Рассчитайте объем 1 моля идеального газа при температуре 0°C и давлении в 1 атмосферу.

Дано:

T = 0°C = 237 K 9{3}$$

$$V = 22,4 л$$

Следовательно, при 0°C и 1 атмосферном давлении идеальный газ занимает 22,4 литра .

Свойства идеальных и реальных газов

Идеальный газ и реальный газ: чем они отличаются?

Идеальный газ — это теоретический газ, который ведет себя идеально. Ни один газ, существующий в окружающей среде, не действует идеально как идеальный газ, хотя некоторые из них действительно приближаются к нему при определенных условиях температуры и давления. С 9 лет0028 газ сделки является теоретическим газом, есть некоторые предположения, которые сделаны для его поведения, которое можно рассматривать как свойства идеального газа

• Идеальный газ следует газовым законам при всех температурах и давлениях.

• Молекулы газа представляют собой твердые сферические частицы, которые притягиваются или отталкиваются друг от друга.

• Движение этих молекул совершенно случайно.

• Частицы движутся по прямой линии, пока не столкнутся с другой частицей или со стенкой контейнера.

• Столкновение этих частиц друг с другом или со стенкой контейнера полностью упруго. т.е. при столкновении энергия не теряется, поэтому кинетическая энергия газа остается постоянной.

• Среднее расстояние между частицами намного больше размера молекул.

• Кинетическая энергия каждой частицы может варьироваться, но средняя кинетическая энергия всех частиц остается постоянной.

---

Любой газ, существующий в реальности, является реальным газом . Некоторые газы приближаются к идеальному газу при определенных условиях, но никогда не могут быть идеально идеальными. Это потому, что:

• Газы состоят из материи — атомов и молекул — между которыми всегда будут существовать силы притяжения или отталкивания.
• Атомы и молекулы никогда не могут быть размером с точку , так как они всегда будут занимать некоторый объем.
• При некоторых условиях высокого давления или низкой температуры размер атомов/молекул уже нельзя считать незначительным по сравнению с расстоянием между частицами.

Как правило, поведение газов стремится к поведению идеального газа при высоких температурах и низких давлениях. Газы обычно отклоняются от поведения идеального газа при низких температурах или высоких давлениях.

При стандартной температуре и давлении чистые газы с двухатомными молекулами, такие как водород, кислород, азот и благородные газы, такие как гелий и неон, демонстрируют поведение, близкое к идеальному газу. Эти газы приближаются к идеальному поведению, потому что молекулы легкие и маленькие. Также среднее расстояние между молекулами намного больше их размера. Следовательно, взаимодействие между молекулами минимально.

Стандартная температура и давление (STP) определяется как температура 273,25 K (0 ^o C) и абсолютное давление 10 ⁵ Па (1 бар). Это определено IUPAC (Международный союз теоретической и прикладной химии) ,

Поскольку между частицами идеального газа нет межмолекулярных сил притяжения , он никогда не может быть сжижен. И наоборот, реальные газы могут быть сжижены — так как при определенных условиях силы межмолекулярного притяжения преодолеют кинетическую энергию частиц и сольются, образуя жидкость.

Идеальный газ и реальный газ: сходства, различия и примеры

Хотя идеальный газ и реальный газ кажутся совершенно разными, давайте не будем забывать, что они оба газы и имеют некоторые сходств:

Сходства : Идеальный и реальный газ
Идеальный газ	Реальный газ
Частицы идеального газа обладают кинетической энергией.	Частицы реального газа также обладают кинетической энергией.
Частицы движутся хаотично.	Частицы реального газа также демонстрируют хаотическое движение.
Расстояние между частицами намного больше их размера.	Расстояние между частицами намного больше их размера при большинстве температур и давлений.
Столкновение частиц абсолютно упругое, т.е. импульс и кинетическая энергия частиц сохраняются.	Столкновение частиц абсолютно упругое, т. е. импульс частицы и кинетическая энергия сохраняются.

We can tabulate all the differences between ideal and real gases like so:

Differences: Ideal and Real Gases
Ideal Gas	Real Gas
Следуйте закону идеального газа при любых температурах и давлениях.	Следуйте закону идеального газа только при высоких температурах и низких давлениях.
Частицы имеют размер точки и не занимают места.	Частицы имеют объем и занимают место.
Отсутствие межмолекулярного взаимодействия при любых условиях температуры и давления.	Присутствуют межмолекулярные силы. Незначителен при высокой температуре и низком давлении, но не пренебрежимо мал при низкой температуре и давлении.
Нельзя разжижать.	Может быть сжижен.
Размер частиц ничтожен по сравнению с расстоянием между ними.	Размером частиц нельзя пренебречь в условиях низких температур и высоких давлений.

Хаотическое движение частиц в газе в результате столкновений с окружающими частицами называется броуновским движением.

Примеры идеальных газов : водород, кислород, азот и благородные газы, такие как гелий и неон. Эти газы демонстрируют поведение, очень близкое к поведению идеальных газов в условиях стандартной температуры и давления (STP) .

Все газы, присутствующие в окружающей среде, являются примерами реальных газов. Даже Водород, Кислород и Азот ведут себя как настоящие газы в условиях низких температур и высоких давлений — поэтому их можно сжижать.

Важно помнить, что идеальный газ является теоретическим газом и не существует!

Следующие пункты помогут вам понять идеальное поведение реальных газов вокруг вас прямо сейчас.

• Большинство реальных газов ведут себя как идеальные газы в условиях высокой температуры и низкого давления.
• Любое давление, включая атмосферное, считается низким давлением. Давление считается высоким только тогда, когда оно вынуждает частицы находиться в непосредственной близости. Примеры газов под высоким давлением:

1. Газовые баллоны для СПГ в автомобилях.

2. кислородные баллоны для подводного плавания.

• Кинетическая энергия частиц газа прямо пропорциональна температуре. Чем выше температура, тем выше кинетическая энергия частиц газа. Когда частицы обладают высокой кинетической энергией, межмолекулярные силы оказывают минимальное влияние на движение частиц.
• Комнатная температура — это достаточно высокая температура, при которой частицы газа обладают достаточной кинетической энергией для преодоления межмолекулярных сил и ведут себя как идеальные газы.

Отклонение газов от поведения идеального газа

Условия поведения идеального газа

Представьте, что имеется сосуд большого объема, содержащий реальный газ. Температура внутри контейнера высокая.

Рис. 1: Большой контейнер с настоящим газом при высокой температуре | Канишк Сингх StudySmarter Originals

Под «большим объемом» мы подразумеваем, что размер частицы и среднее расстояние между частицами пренебрежимо мало по сравнению с размером контейнера. А под «высокой температурой» мы подразумеваем, что кинетическая энергия частиц достаточно высока, чтобы межмолекулярное притяжение/отталкивание было незначительным ( длинные красные стрелки указывают на высокую кинетическую энергию частиц ) Газ внутри контейнера имеет подходящие условия для того, чтобы вести себя как идеальный газ.

Следовательно, давление этого газа можно определить по уравнению идеального газа —

$$P\cdot V=n\cdot R\cdot T$$

Перестановка:

$$P=\frac{n \cdot R\cdot T}{V}$$

Задумывались ли вы, что заставляет газ оказывать давление на контейнер, в котором он находится? Частицы газа всегда сталкиваются со стенками сосуда и отскакивают от него. Таким образом, каждая частица действует на контейнер с силой. Возможно, вы помните, что давление — это сила, приходящаяся на единицу площади. Давление газа — это чистая сила, которая действует (газом) на контейнер на единицу площади контейнера.

Среди реальных газов гелий больше всего похож на идеальный газ. Это связано с тем, что гелий существует в виде одноатомного газа, что означает, что он существует в виде одного атома, а не молекулы. Кроме того, атом гелия очень мал и имеет полностью заполненную внешнюю электронную оболочку, что сводит к минимуму межмолекулярные взаимодействия.

Отклонение от идеального поведения газа из-за низкой температуры

Теперь давайте охладим тот же контейнер до очень низкой температуры. Объем контейнера тот же.

Рис. 2: Большой контейнер с настоящим газом при низкой температуре | Kanishk Singh StudySmarter Originals

Глядя на уравнение для давления из уравнения идеального газа:

$$P=\frac{n\cdot R\cdot T}{V}$$

Температура находится в числителе. Следовательно, если мы уменьшаем температуру, давление должно уменьшаться. Давайте сравним это с тем, что происходит внутри контейнера.

Поскольку температура газа снижается, частицы газа теперь имеют очень низкую кинетическую энергию (маленькие синие стрелки указывают на низкую кинетическую энергию, которой обладают частицы) . Это уменьшит скорость, с которой эти частицы ударяются о стенку контейнера, уменьшая давление. Но снижение температуры имело другой эффект: поскольку частицы не обладают большой кинетической энергией, межмолекулярные силы притяжения или отталкивания между частицами больше не пренебрежимо малы. Это дополнительно снижает скорость, с которой частицы сталкиваются с контейнером. Благодаря этому давление падает больше, чем предсказывает уравнение идеального газа . Поведение газа больше нельзя точно предсказать с помощью уравнения идеального газа, и поэтому говорят, что газ отклоняется от поведения идеального газа.

Отклонение от идеального поведения газа из-за высокого давления

Теперь возьмем другой контейнер с таким же количеством того же газа. Установлена ​​высокая температура, как и прежде. Но на этот раз объем контейнера невелик, и под словом «маленький» мы подразумеваем, что размер молекул не является незначительным по сравнению с размером контейнера.

Рис. 3: Небольшой контейнер с настоящим газом при высокой температуре Канишк Сингх StudySmarter Originals

Взглянем на уравнение P из уравнения идеального газа:

$$P=\frac{n\cdot R\cdot T}{ V}$$

Мы видим, что объем стоит в знаменателе. Поэтому, когда мы уменьшили объем, значение общего выражения увеличилось, и, следовательно, давление увеличилось.

Поскольку количество газа такое же, как и раньше, а объем меньше, молекулы упакованы более плотно. Следовательно, размер и среднее расстояние между молекулами не являются незначительными по сравнению с размером контейнера. Это означает, что пространство для движения частиц еще меньше, а число молекулярных столкновений выше. Благодаря этому частицы с большей силой ударяются о стенки сосуда. Это приводит к тому, что давление увеличивается больше, чем предсказывается уравнением идеального газа. Поведение газа больше нельзя точно предсказать с помощью закона идеального газа, и говорят, что газ отклоняется от поведения идеального газа.

Таким образом, вы узнали, что в условиях низкой температуры или высокого давления поведение реальных газов имеет тенденцию отклоняться от поведения идеального газа .