Реальный газ отличается от идеального тем что: Чем отличаются реальный газ и идеальный? Пожалуйста поподробнее ,с физической точки зрения.

Содержание

Отличие - реальный газ - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 1

Отличие - реальный газ

Cтраница 1

Отличие реального газа от идеального заключается в том, что в реальном газе в твй или иной мере проявляются силы молекулярного взаимодействия, и в том, что фактически молекулы его занимают хотя и очень малые, но, тем не менее, вполне конкретные конечные по величине объемы. Чем дальше отстоят молекулы газа друг от друга и чем меньше их линейные размеры по сравнению с расстояниями, отделяющими их друг от друга, тем меньше становятся силы взимодействия между ними и тем меньше реальный газ будет отличаться от идеального.  [1]

Отличие реальных газов от идеального газа наглядно иллюстрируется изотермами в координатах Р-V.  [2]

Коэффициенты / С, которые определяют отличие реальных газов от идеальных, приведены в приложении. Эти данные взяты главным образом из трудов Витте, и их можно считать за надежные и достаточно точные. В обычных расчетах можно обойтись без поправочного коэффициента Л, но при точных расчетах этот коэффициент необходимо использовать.  [3]

Они проявляются во всех агрегатных состояниях вещества и обусловливают, в частности, отличие реальных газов от идеальных.  [4]

Для получения уравнения состояния реального газа необходимо в уравнение состояния идеального газа внести поправки, учитывающие отличия реального газа от идеального. Силы межмолекулярного сцепления определяют поправку давления. Межмолекулярные взаимодействия внутренних частиц взаимно уравновешены в каждый момент времени, и лишь молекулы, находящиеся у поверхности ( стенок) на расстоянии, меньшем радиуса действи сил сцепления, испытывают притяжение, направленное внутрь объема.  [5]

Коэффициент z ( p T) в формуле (1.1.8) является поправкой к уравнению Клапейрона, отражающей отличие реального газа от идеального. Коэффициент определяется эмпирическим путем. Функция z строится в зависимости от относительных значений переменных р р р / рк, Тпр Т / ТК, гд.  [6]

Характер изменения коэффициента сжимаемости z, который показывает отношение объема реального газа к объему идеального при одних и тех же услрвиях, с изменением температуры и давления можно установить, учитывая

отличия реальных газов от идеальных. В последних молекулы занимают незначительный объем ( по сравнению с объемом газа) и не испытывают сил притяжения друг к другу. Молекулы же реальных газов обладают определенными размерами, массой и взаимодействуют друг с другом. Поэтому реальный газ приближается к идеальным при низких давлениях, когда число молекул в единице объема невелико. Следовательно, при низких давлениях величина коэффициента сжимаемости должна быть близка к единице. С повышением давления молекулы газа сближаются и силы притяжения между молекулами начинают помогать внешним силам, сжимающим газ. Вследствие этого реальные газы должны сжиматься сильнее, чем при тех же условиях сжимаются идеальные газы. Следовательно, с ростом давления коэффициент сжимаемости z должен вначале уменьшаться. Когда углеводородный газ сжат до такой степени, что он приближается по свойствам к жидкостям, межмолекулярные расстояния уменьшаются настолько, что начинают проявляться взаимоотталкивающие силы между молекулами, препятствующие дальнейшему уменьшению объема газа.  [7]

Для значений температуры менее 10 000 К основная ошибка в расчетах обусловлена возможным несоответствием потенциала ф ( г) действительной энергии взаимодействия. Пренебрежение поправками, возникающими из-за отличия реального газа от модели разреженного газа, приближенность учета эффекта внутренних степеней свободы на основе диффузионного механизма переноса энергии дает погрешность коэффициентов переноса, не превышающую нескольких процентов. Также невелика погрешность, возникающая вследствие использования для возбужденных молекул и атомов тех же потенциалов взаимодействия, что и для молекул и атомов в основном состоянии.  [8]

Лишь при низких давлениях ( Р 3 10е Па) значения PVm близки к теоретическому и реальные газы практически подчиняются законам идеального газа. По мере повышения давления наблюдается все более ощутимое отличие реальных газов от идеального газа. В приведенных примерах особенно ярко это выражено для углекислого газа.  [10]

При изучении свойств различных веществ наряду с внутримолекулярными взаимодействиями, обусловленными действием валентных ( химических) сил и характеризующимися насыщаемостью, большими энергетическими эффектами и специфичностью, следует учитывать и взаимодействие между молекулами вещества. В процессах расширения газов, конденсации, адсорбции, растворения и многих других проявляется действие именно этих сил. Часто их называют силами Ван-дер - Ваальса. Этим подчеркивается, что их существованием объясняется отличие реальных газов от идеальных, отличие величины Явн в уравнении (IV.4) от нуля.  [11]

При изучении свойств различных веществ наряду с внутримолекулярными взаимодействиями, обусловленными действием валентных ( химических) сил и характеризующимися насыщаемостью, большими энергетическими эффектами и специфичностью, следует учитывать и взаимодействие между молекулами вещества. В процессах расширения газов, конденсации, адсорбции, растворения и многих других проявляется действие именно этих сил. Часто их называют силами Ван-дер - Ваальса. Этим подчеркивается, что их существованием объясняется

отличие реальных газов от идеальных, отличие величины РВН в уравнении (IV.4) от нуля.  [12]

Рассмотрим, прежде всего, эффект Джоуля - Томсона в идеальном газе. Для идеального газа внутренняя энергия U является функцией одной только температуры. Произведение PV равно RT и тоже зависит только от температуры. Поэтому и энтальпия идеального газа зависит от одной только температуры. При процессе Джоуля - Томсона энтальпия, а значит и температура идеального газа, не меняется. Поэтому, как уже указывалось, изменение температуры и является чувствительным индикатором, указывающим на отличие реальных газов от идеального.  [13]

Страницы:      1

В Чем Разница Между Идеальным Газом И Реальным Газом?

Прежде всего, чтобы понять различия между свойствами, которые делают «идеальный» и неидеальный, нам нужно сравнить закон идеального газа с некоторыми другими математическими выражениями, главным образом по сравнению с Уравнение Ван-дер-Ваальса. Итак, для начала нам нужно взглянуть на этот закон идеального газа

P = R T V m P = R T V m P = \ frac {RT} {V_m}

Закон идеального газа в основном гласит, что существует константа пропорциональности (R), которая взаимосвязывает давление, температуру и молярный объем данного газа. Тем не менее, закон идеального газа основывается на нескольких предположениях, что (1) газ состоит из большого числа молекул, которые находятся в случайном движении и подчиняются законам движения Ньютона; (2) объем молекул пренебрежимо мал по сравнению с объемом, занимаемым газом; и (3) никакие силы не действуют на молекулы, кроме как во время упругих столкновений незначительной продолжительности.

Когда эти явные предположения фальсифицируются, рассматриваемый материал не может вести себя как идеальный газ. Чтобы исправить такие случаи, мы добавим несколько поправок к закону идеального газа, чтобы функция отображалась ближе к реальности. Первая - это поправка к предположению № 2), поскольку молекулы действительно занимают место. Мы делаем это, добавляя значение коррекции к частичному молярному объему:

R T V m - b; b = L m o l R T V m - b; b = L m o l \ frac {RT} {V_m - b}; b = \ frac {L} {моль}

b - это небольшое положительное значение, которое просто корректирует более высокое зарегистрированное давление из-за того, что молекулы газа также занимают пространство. 2}

Это уравнение состояния Ван-дер-Ваальса. Но увы, есть проблема с этим уравнением. Если бы вы изобразили это как давление как функцию от молярного объема, вы бы получили какое-то сходство со следующим графиком:

Теперь очевидно, что есть проблема с этим уравнением: вы никогда ни при каких обстоятельствах не будете наблюдать падение давления с уменьшением объема. Увы, однако мы можем объяснить эту особенность фазовыми переходами; когда давление увеличивается, мы имеем процесс с постоянным объемом, который происходит, когда энергия от повышенного давления переходит от газа к последующей жидкости. Таким образом, мы просто называем эту область функции двухфазной областью:

Итак, чтобы начать возвращаться к вашему первоначальному вопросу: представляет ли эта новая формулировка «реальной» системы полное описание системы? Нет! но это очень, очень близко и намного более точно, чем уравнение идеального газа.

Примечание. Если бы мы хотели быть еще более точными, мы могли бы использовать уравнение состояния вириала для описания нашей системы:

PV m = RT (1 + BV m + CV 2 m + DV 3 m…) PV m = RT (1 + BV m + CV m 2 + DV m 3…) P V_m = RT (1+ \ frac {B} {V_m} + \ гидроразрыва {C} {V_m ^ 2} + \ гидроразрыва {D} {V_m ^ 3} . 2 идет в ноль

Эта тенденция также имеет место, если сами a и b слишком малы; их поправки на молярный объем также незначительны.

Таким образом, уравнение переходит в идеал, P = RT / Vm

Наконец, если температура является чрезмерной, то это просто означает, что поправки, связанные с a и b на молярный объем в уравнении Ван-дер-Ваальса, имеют тенденцию к незначительности. То же самое верно для переменной давления.

РАЗНИЦА МЕЖДУ ИДЕАЛЬНЫМ ГАЗОМ И РЕАЛЬНЫМ ГАЗОМ | СРАВНИТЕ РАЗНИЦУ МЕЖДУ ПОХОЖИМИ ТЕРМИНАМИ - НАУКА

Идеальный газ против реального газа  Газ - одно из состояний, в котором существует материя. Он имеет противоречивые свойства по сравнению с твердыми телами и жидкостями. У газов нет порядка, и они за

Идеальный газ против реального газа
 

Газ - одно из состояний, в котором существует материя. Он имеет противоречивые свойства по сравнению с твердыми телами и жидкостями. У газов нет порядка, и они занимают любое заданное пространство. На их поведение сильно влияют такие переменные, как температура, давление и т. Д.

Что такое идеальный газ?

Идеальный газ - это теоретическая концепция, которую мы используем в наших исследованиях. Чтобы газ был идеальным, они должны иметь следующие характеристики. Если один из них отсутствует, газ не считается идеальным.

• Межмолекулярные силы между молекулами газа незначительны.

• Молекулы газа считаются точечными частицами. Следовательно, по сравнению с пространством, в котором занимают молекулы газа, объемы молекул незначительны.

Обычно газообразные молекулы заполняют любое пространство. Следовательно, когда большое пространство занято воздухом, сама молекула газа очень мала по сравнению с пространством. Следовательно, предположение, что молекулы газа являются точечными частицами, в некоторой степени правильно. Однако есть молекулы газа значительного объема. В таких случаях игнорирование объема приводит к ошибкам. Согласно первому предположению, мы должны учитывать отсутствие межмолекулярного взаимодействия между газовыми молекулами. Однако в действительности между ними существует как минимум слабое взаимодействие. Но газовые молекулы движутся быстро и беспорядочно. Следовательно, у них нет времени на межмолекулярные взаимодействия с другими молекулами. Следовательно, если посмотреть под этим углом, то можно принять и первое предположение. Хотя мы говорим об идеальных газах в теории, мы не можем сказать, что это на 100% верно. Бывают случаи, когда газы действуют как идеальные газы. Идеальный газ характеризуется тремя переменными: давлением, объемом и температурой. Следующее уравнение определяет идеальные газы.

PV = nRT = NkT

P = абсолютное давление

V = объем

n = количество молей

N = количество молекул

R = универсальная газовая постоянная

T = абсолютная температура

K = постоянная Больцмана

Хотя есть ограничения, мы определяем поведение газов, используя приведенное выше уравнение.

Что такое настоящий газ?

Когда одно из двух или обоих приведенных выше предположений неверно, эти газы называются настоящими газами. Мы действительно встречаем настоящие газы в естественной среде. Реальный газ отличается от идеального при очень высоком давлении. Это связано с тем, что при приложении очень высокого давления объем, в который заполняется газ, становится очень меньше. Тогда, сравнивая с пространством, мы не можем игнорировать размер молекулы. Кроме того, идеальные газы приходят в реальное состояние при очень низких температурах. При низких температурах кинетическая энергия газовых молекул очень мала. Поэтому они двигаются медленно. Из-за этого между молекулами газа будет происходить межмолекулярное взаимодействие, которое мы не можем игнорировать. Для реальных газов мы не можем использовать приведенное выше уравнение идеального газа, потому что они ведут себя по-разному. Существуют более сложные уравнения для расчета реальных газов.

В чем разница между идеальным и реальным газами?

• Идеальные газы не имеют межмолекулярных сил, а молекулы газа считаются точечными частицами. Напротив, молекулы реального газа имеют размер и объем. Кроме того, у них есть межмолекулярные силы.

• Идеальных газов в реальности не найти. Но газы ведут себя подобным образом при определенных температурах и давлениях.

• Газы, как правило, ведут себя как настоящие газы при высоких давлениях и низких температурах. Настоящие газы ведут себя как идеальные газы при низких давлениях и высоких температурах.

• Идеальные газы можно связать с уравнением PV = nRT = NkT, а реальные газы - нет. Для определения реальных газов существуют гораздо более сложные уравнения.

Реальный газ - Энциклопедия по машиностроению XXL

При больших удельных объемах и сравнительно невысоких давлениях реального газа уравнение Ван-дер-Ваальса практически вырождается в уравнение состояния идеального газа Клапейрона, ибо величина a/v (по сравнению с р) и Ь (по сравнению с v) становятся пренебрежимо малыми.  [c.10]

Уравнение Ван-дер-Ваальса с качественной стороны достаточно хорошо описывает свойства реального газа, но результаты численных расчетов не всегда согласуются с экспериментальными данными. В ряде случаев эти отклонения объясняются склонностью молекул реального газа к ассоциации в отдельные группы, состоящие из двух, трех и более молекул. Ассоциация происходит вследствие несимметричности внешнего электрического поля молекул. Образовавшиеся комплексы ведут себя как самостоятельные нестабильные частицы. При столкновениях они распадаются, затем вновь объединяются уже с другими молекулами и т. д. По мере повышения температуры концентрация комплексов с большим числом молекул быстро уменьшается, а доля одиночных молекул растет. Большую склонность к ассоциации проявляют полярные молекулы водяного пара.  [c.10]


Теплоемкость реального газа зависит от давления, правда, очень слабо.  [c.17]

Поскольку теплоемкость реального газа зависит от температуры, в термодинамике различают истинную и среднюю теплоемкости.  [c.17]

В качестве реального газа рассмотрим водяной пар, который широко используется во многих отраслях техники, и прежде всего в теплоэнергетике, где он является основным рабочим телом. Поэтому исследование термодинамических свойств воды и водяного пара имеет большое практическое значение.  [c.34]

При дросселировании реального газа температура меняется (эффект Джоуля-Томсона). Как показывает опыт, знак изменения температуры dT/dp)n для одного и того же вещества может быть положительным (dT/dp)h>Q, газ при дросселировании охлаждается) и отрицательным dT/dp)t,[c.51]

За последнее время был достигнут значительный прогресс в вычислении термодинамических функций непосредственно из суммы состояний для некоторых веществ, по поведению приближающихся к идеальному газу. Однако вычисление термодинамических функций для реальных газов и жидкостей затруднено из-за отсутствия сведений о межмолекулярных силах. Изменение термодинамических функций реальных газов и жидкостей наиболее удобно вычислять с помощью эмпирических уравнений для макроскопических свойств или эмпирического уравнения состояния. Для количественного вычисления необходимо выразить термодинамические функции в зависимости от измеримых макроскопических свойств, таких как давление, объем, температура, теплоемкость и состав.  [c.149]

Для реальных газов и жидкостей руТ-свойства непосредственно связаны с силами притяжения и отталкивания между молекулами. В настоящее время межмолекулярные силы в реальных газах и жидкостях недостаточно хорошо известны для применения общего уравнения (5-47), поэтому руТ-свойства реальных газов и жидкостей должны быть определены экспериментально и выражены как эмпирическое соотношение.  [c.158]

На рис. 19 представлены три типичные ру-изотермы реального газа для температуры выше критической, равной критической и для температуры ниже критической. Для сравнения приведена pv-изотерма идеального газа для той же температуры выше критической, что и для реального газа. Если температура ниже 2,5-кратной критической температуры и давление меньше Ш-кратного критического давления, то реальный газ имеет объем меньший, чем идеальный газ при тех же температуре и давлении (или меньшее давление, если сравнение производят для одинаковых температур и объемов). При давлении, большем  [c.158]


Ниже этой точки пересечения силы притяжения между молекулами реального газа уменьшают объем до значения, меньшего, чем объем идеального газа при тех же массе, температуре и давлении. При достаточно высоких плотностях (высокие давления и небольшой объем на единицу массы) силы отталкивания между молекулами становятся настолько значительными, что объем реального газа не может быть уменьшен до объема, занимаемого идеальным газом той же массы при тех же температуре и давлении. В этой же точке пересечения противоположно направленные силы отталкивания и притяжения по существу компенсируют друг друга.  [c.159]

Если имеются экспериментальные данные для реального газа для всей области рассмотренных условий, дифференциальные уравнения табл. 7 можно графически проинтегрировать. Однако когда нижним пре-делом интегрирования является очень низкое давление (в пределе р- 0), площадь под ри-изотермой становится неопределяемой. В этом случае более удобно определять остаточный объем а как разность между объемами идеального и реального газов при тех же температуре и давлении  [c.159]

Положительная сторона применения остаточного объема видна из экспериментального наблюдения того, что при низких давлениях (обычно 1 атм и ниже) изотерма идеального газа приближается к изотерме реального газа таким образом, что а остается конечной и по существу постоянной величиной. На рис. 20 представлены типичные кривые зависимости остаточного объема от  [c.159]

Вычисленный с помощью кривой на рис. 23 интеграл равен —3,85 кал моль °К). Так как R n представляет собой изменение энтропии идеального газа, то интеграл выражает разность между изменением энтропии реального газа и изменением энтропии идеального газа для заданных начальных и конечных давлений  

[c.163]

Так как интеграл — функция только Ткр и ркр, то его величина может быть определена, как указано выше, и изображена как функция Тцр и (рис. 28 и 29). Изменение энтальпии реального газа между любыми двумя состояниями при одинаковой температуре, но разных давлениях может быть определено из соотношения  [c.173]

Интегралы являются функциями только 7 р и р р представляют собой разность между энтропией реального газа и энтропией идеального газа при одинаковых температуре и давлении. Интеграл  [c.176]

Выше было найдено, что РУ- б, где 0 — эмпирическая температура. Таким образом, для идеального газа Г — Э ). Поскольку для реального газа в пределе низких давлений произведение РУ и внутренняя энергия не зависят от давления при постоянной температуре, значения температуры, измеренные с помощью реальных газовых термометров, в пределе низких давлений пропорциональны термодинамическим температурам. Можно добиться того, чтобы значения Г и 0 были  [c.19]

Работы Максвелла и Больцмана составили один из наиболее важных этапов в понимании тепловых величин. С тех пор стало возможным определять температуру либо через макроскопические термодинамические величины, такие, как теплота и работа, либо (с равным основанием и тождественными результатами) как величину, которая характеризует распределение энергии между частицами системы. Однако ограничение кинетической теории Максвелла и Больцмана заключалось в том, что она применима только к системам невзаимодействующих частиц, т. е. исключительно к идеальным газам, а на практике — к реальным газам в пределе низких давлений или высоких температур.  

[c.20]

При экспериментальном определении величин к а Я в принципе требуется измерить параметры состояния системы, которая находится в тепловом равновесии при температуре 273,16 К и для которой можно написать уравнение состояния в явном виде с единственным неизвестным параметром к или Я. Такую систему представляет собой реальный газ в пределе низких давлений. До последнего времени наиболее точные экспериментальные значения для к в Я получались методом предельно разреженного газа.  [c.26]


Уравнение (3.1) представляет собой уравнение состояния идеального газа. Для реального газа уравнение обычно записывается в форме вириального разложения по степеням плотности  
[c.77]

Сначала рассмотрим, каким образом существование межмолекулярных сил приводит к отклонению свойств реального газа от идеального.  [c.79]

Все реальные газы при высоких температурах и малых давлениях почти полностью подходят под понятие идеальный газ и практически по свойствам не отличаются от него. Состояние идеального газа — это предельное состояние реального газа, когда давление стремится к нулю (р 0).  [c.22]

Уравнение состояния вида F p, v. Г) = О справедливо как для реальных, так и для идеальных газов. Однако ввиду больших принципиальных трудностей до сих пор не удалось создать универсальное уравнение для реальных газов, которое охватывало бы все области изменения их состояний. Наиболее простое уравнение состояния может быть получено для идеального газа.  [c.23]

Уравнение Клапейрона в таком, виде справедливо только для идеальных газов. Однако это уравнение с достаточной для практики точностью можно применять и для реальных газов, имеющих низкое давление и высокую температуру.  [c.25]

Свойства реальных газов  [c.37]

Реальные газы отличаются от идеальных тем, что молекулы этих газов имеют конечные собственные объемы и связаны между собой силами взаимодействия.  [c.37]

Так как для идеальных газов при любых условиях pv = RT и с = 1, то величина коэффициента сжимаемости выражает отклонение свойств реального газа от свойств идеального. Величина с для реальных газов в зависимости от давления и температуры может принимать значения больше и меньше единицы и только при очень малых давлениях и высоких температурах она практически равна единице.  [c.37]

Таким образом, свойства реальных газов как в количественном, так и качественном отношениях значительно отличаются от свойств идеальных газов. Поэтому все результаты, полученные для реальных газов на основе законов идеальных газов, нужно рассматривать как приближенные и справедливые при очень больших разрежениях (Р -> 0).  [c.38]

Отличие свойств любого реального газа от свойств идеального заставило ученых разрабатывать новые уравнения состояния, которые связывали бы значения р, t и Т и давали бы возможность рассчитывать некоторые свойства газов для разных условий, не прибегая к дорогостоящим не всегда доступным прямым измерениям.  [c.38]

За последние 100 лет было предложено значительное число различных уравнений состояния реальных газов, но ни одно из них не решает проблему для общего случая.  [c.38]

Развитие кинетической теории газов позволило установить точное уравнение состояния реальных газов в виде  [c.38]

Однако полученное уравнение в общем виде не может быть использовано для непосредственных расчетов реальных газов.  [c.39]

В отдельных частных случаях, когда известен закон изменения потенциальной энергии взаимодействия между двумя молекулами в зависимости от расстояния между ними (так называемая потенциальная кривая), и при наличии определенного количества экспериментальных данных может быть получено расчетное уравнение того или иного реального газа в довольно широком диапазоне изменения параметров. Из-за сложности вычисления вириальных коэффициентов обычно ограничиваются расчетом первых двух из них. Тогда расчетное уравнение будет иметь такой вид  [c.39]

В настоящее время уравнения подобного вида получили широкое распространение при расчете свойств многих реальных газов.  [c.39]

Наиболее простым и качественно верно отображающим поведение реального газа, является уравнение Ван-дер-Ваальса.  [c.39]

Уравнение состояния Ван-дер Ваальса является одной из первых попыток аналитически описать свойства реальных газов. Это уравнение наглядно показывает качественные особенности реальных газов и их отличие от идеальных.  [c.39]

Как уже отмечалось, реальные газы отличаются от идеальных наличием сил взаимодействия между молекулами и объемом самих молекул. Силы взаимодействия очень велики у твердых и жидких тел и достаточно велики у газов, близких к переходу от газообразного в жидкое состояние.  [c.39]

Следовательно, чем дальше состояние газа находится от области перехода в жидкость и чем больше расстояние между молекулами, тем меньше силы взаимодействия между ними и тем ближе состояние реального газа к идеальному. И, наоборот, чем ближе состояние газа к области жидкости, тем силы взаимодействия больше и тем значительнее его отклонение от свойств идеального газа. Таким  [c.39]

Уравнение состояния реальных газов. В реальных газах в отличие от идеальных существенны силы межмолеку-лярных взаимодействий (силы притяжения, когда молекулы находятся на значительном расстоянии, и силы отталкивания при достаточном сближении их друг с другом) и нельзя пренебречь собственным объемом молекул.  [c.9]

Для реальных газов p — >R, поскольку при их расширении (при р = = onst) совершается работа не только против внешних сил, но и против сил притяжения, действующих между молекулами, что вызывает дополнительный расход теплоты.  [c.16]

По мере того как температура приближается к значению, примерно равному 2,5-кратной критической температуре, точка пересечения имеет место при все более и более низком р давлении, пока температура не достигнет такого значения, при котором ри-изо-терма реального газа полностью лежит выше изотермы идеального газа. Эта температура, выше которой объем реального газа всегда больше, чем объем идеального газа даже при очень низких давлениях (в пределе р = 0), известна как точка Бойля.  [c.159]


Примеры 7—9 также иллюстрируют, что внутренняя энергия реального газа уменьшается по мере изотермического возрастания давления до тех пор, пока фактор сжимаемости меньше единицы во всей области условий. Если начальные условия для углекислого газа 20 °С, 1 атм, а конечные 100 С, 1000 атм, закон идеального газа должен предсказать возрастание энтальпии 746 кал моль при повышении температуры на 80 °С в действи-  [c.177]

Отклонение реального газа от идеального состояния приходится учитывать двумя способами. Во-первых, это обычное вириальное разложение по плотности и, во-вторых, это вириаль-ное разложение уравнения Клаузиуса—Моссотти. Необходимость в вириальном разложении уравнения Клаузиуса — Моссотти объясняется тем, что на поляризуемость влияют взаимодействия между атомами почти таким же образом, как давление. Вириальное разложение уравнения Клаузиуса — Моссотти имеет вид  [c.130]


Газы идеальный и реальный - Энциклопедия по машиностроению XXL

Газы идеальный и реальный 10 Градиент температурный 150  [c.254]

Применительно к любому газу, идеальному и реальному. Однако то, что эта величина обладает свойствами параметра состояния, показано было лишь применительно к идеальному газу. Теперь, пользуясь свойствами обратимых циклов, можно показать, что и для гад  [c.46]

Различают газы идеальные и реальные. К первым принадлежат такие, которые находятся далеко от жидкого состояния и трудно превращаются в жидкость. Например, атмосферный воздух и продукты сгорания топлива считаются идеальными газами. Реальными газами называют такие, которые сравнительно легко превращаются в жидкость. Так, водяной пар, получаемый в паровых котлах, считают реальным газом. Однако водяной пар, находящийся в продуктах сгорания топлива, относят к идеаль 1ым газам, так как он далек от жидкого состояния.  [c.7]


Если имеются экспериментальные данные для реального газа для всей области рассмотренных условий, дифференциальные уравнения табл. 7 можно графически проинтегрировать. Однако когда нижним пре-делом интегрирования является очень низкое давление (в пределе р- 0), площадь под ри-изотермой становится неопределяемой. В этом случае более удобно определять остаточный объем а как разность между объемами идеального и реального газов при тех же температуре и давлении  [c.159]

Чем отличаются теплоёмкости идеальных и реальных газов  [c.85]

Следует подчеркнуть, что хотя уравнения (6.15)—(6.18) по форме совпадают с аналогичными уравнениями (5.44) (5.51), (5.52) и (5.55) для смеси идеальных газов, между смесями идеальных и реальных газов имеется существенное различие. Для идеальных газов имеет место аддитивность термодинамических свойств при смешении, тогда как для реальных газов подобная аддитивность отсутствует.  [c.208]

ПОНЯТНЕ ОБ ИДЕАЛЬНОМ И РЕАЛЬНОМ ГАЗАХ  [c.11]

Формула (9.6) справедлива для любых реальных и идеальных газов, сжимаемых в объемных и лопастных компрессорных машинах, а также для расчетов насосов, перекачивающих жидкости. Если принять газ идеальным и теплоемкость постоянной, то получим  [c.121]

ИДЕАЛЬНЫЕ И РЕАЛЬНЫЕ ГАЗЫ  [c.419]

Рассмотрим вопрос о существовании энтропии. Положение о существовании энтропии может быть сформулировано в виде принципа адиабатической недостижимости в окрестности точки, изображающей равновесное состояние термически однородной системы, существуют точки, которые не могут быть достигнуты при движении вдоль обратимой адиабаты. Поскольку через любую точку можно провести обратимую адиабату, то принцип недостижимости означает, что соседние адиабаты не пересекаются. Этот факт является следствием опыта, который можно легко представить себе, взяв в качестве термодинамической системы, например, 1 кг газа (идеального или реального), помещенного в теплоизолированный цилиндр с поршнем. Естественно предположить, что каждая адиабата из рассматриваемого семейства кривых характеризуется определенным значением особого параметра и это значение одинаково для каждой точки выбранной адиабаты. Таким особым параметром и является энтропия.  [c.89]

Наиболее отчетливо различие между идеальным и реальным газом проявляется при анализе зависимости так называемого коэффициента сжимаемости  [c.96]

Не путать с коэффициентом сжимаемости Z (см. И), характеризующим различие между идеальным и реальным газами.  [c.169]

РАБОЧЕЕ ТЕЛО ИДЕАЛЬНЫЙ И РЕАЛЬНЫЙ ГАЗЫ  [c.16]

Это уравнение справедливо для потоков идеальных и реальных газов, паров и жидкостей. Для идеального газа h = с Ти поэтому для чего  [c.51]


Как записываются уравнения состояния идеального и реального газов  [c.43]

Объясните сущность внутренней энергии идеального и реального газов с молекулярной точки зрения.  [c.43]

Как изменяется температура идеального и реальных газов при дросселировании  [c.103]

Следует подчеркнуть, что хотя уравнения (6-14), (6-15), (6-16) и (6-17) по форме совпадают с аналогичными уравнениями (5-42) — (5-59) для смеси идеальных газов, между смесями идеальных и реальных газов имеется суш,ественное различие. В случае идеальных газов имеет место аддитивность термодинамических свойств при смешении, выражаемая уравнениями (5-52) и (5-53), тогда как в случае реальных газов подобная аддитивность отсутствует и уравнений, аналогичных (5-52) и (5-53), не существует.  [c.211]

ИДЕАЛЬНЫЙ И РЕАЛЬНЫЙ ГАЗЫ.  [c.5]

В главе V этой книги кратко излагается теорема о вириале, которая затем используется при выводе уравнения состояния для идеальных и реальных газов.  [c.108]

ПОНЯТИЕ ОБ ИДЕАЛЬНОМ И РЕАЛЬНОМ ГАЗАХ. ОСНОВНОЕ УРАВНЕНИЕ КИНЕТИЧЕСКОЙ ТЕОРИИ ГАЗОВ  [c.18]

Рабочее тела. Идеальный и реальный газ 15  [c.15]

Рабочее тело. Идеальный и реальный газ  [c.15]

Смесь воздуха и пара является реальным газом. Как известно, свойства реальных газов тем больше отклоняются от свойств идеальных газов, чем выше плотность i-аза и чем ниже его температура. Отклонение особенно велико в области изменения агрегатного состояния пара. При небольших давлениях и температурах, имеющих место в шахтах и большинстве других сооружений, сухой воздух по своим свойствам весьма приближается к идеальному газу. Водяной пар, находящийся в воздухе в состоянии, близком к насыщению, не может быть отнесен к идеальным газам. Правда, водяной пар воздуха находится под весьма низким парциальным давлением. Таким образом, низкое давление пара приближает его свойства к свойствам идеального газа, а близость к состоянию насыщения — к свойствам реального газа. Сравним термодинамические соотношения для влажного воздуха, рассматривая его как идеальный газ и как смесь идеального и реального газов. При расчетах влажного воздуха обычно наиболее важна зависимость между его влагосодержанием х или d. относительной влажностью ф, давлением смеси В и давлением насыщенных паров при данной температуре P =f(t). При условии, что водяной пар — идеальный газ, такие соотношения, как известно, легко получить путем по-  [c.6]

О—2, лежащей правее адиабаты. Точки /ад и 1 изображают состояние газа на выходе из соплового аппарата в идеальном и реальном процессах. Сравнивая реальный и идеальный процессы расширения, протекающие до одного и того же давления, т. е. до изобары р = 02, следует подчеркнуть, что в реальном процессе температура (теплосодержание) и соответственно удельный объем газа оказываются более высокими, чем в идеальном.  [c.186]

Для того чтобы проинтегрировать последнее равенство, надо знать зависимость С/ от Г и /. Несмотря на то, что мы рассматриваем стержни — термодинамический объект, совершенно отличный по своей природе от газов, как идеальных, так и реальных, имеется важное, хотя и формальное, сходство между уравнениями состояния в этих трех случаях — идеальные газы, реальные газы, идеальные стержни. Это сходство заключается в том, что во всех трех случаях обобщенная сила (Р в случае газов,/в случае стержней) является линейной функцией температуры (уравнение (14.8)). Отсюда следует, что для идеального стержня С/ не зависит от /, подобно тому как для идеального и реального газов Су не зависит от V.  [c.68]


Так как в линейном приближении Н М, то (дС м / дМ)т = О (так же как (дСу / дУ)т =0 для идеальных и реальных газов и (ЭС/ / д1)т =0 для идеальных стержней), и первое слагаемое в (15.16), а следовательно, и второе представляют собой полные дифференциалы. Для дифференциала функции и получаем на основании (15.6)  [c.76]

УРАВНЕНИЕ СОСТОЯНИЯ ИДЕАЛЬНОГО И РЕАЛЬНОГО ГАЗОВ  [c.103]

Следует подчеркнуть, что, несмотря на то, что уравнения (7-67) — (7-70) по форме полностью совпадают с аналогичными уравнениями (7-6) —(7-8), (7-16), (7-17) и (7-25) для смеси идеальных газов, между смесями идеальных и реальных газов имеется существенное различие.  [c.154]

В книге изложены основные законы термодинамики. Рассмотрены уравнения состояния идеальных и реальных газов. Особое место уделено изложению метода исследования термодинамических процессов, термодинамики газового потока и циклам двигателей внутреннего сгорания.  [c.2]

В баллоне емкостью 40 л заключен азот под давлением 75 бар и температурой 20° С. Пользуясь уравнениями идеального и реального газов, определить удельный объем азота и сравнить полученные результаты.  [c.9]

Резервуар объемом 8 заполнен гелием. Определить количество газа, содержащееся в резервуаре с давлением 0,5 бар и температурой —180° С. Решить задачу по уравнениям состояния идеального и реального газов.  [c.9]

Баллон емкостью 70 л наполнен кислородом со следующими параметрами р = 98 бар, / = 20° С. Используя уравнение состояния идеального и реального газов, определить массу газа.  [c.9]

УСТАНОВИВШЕЕСЯ ДВИЖЕНИЕ ИДЕАЛЬНЫХ И РЕАЛЬНЫХ ГАЗОВ В ТРУЪАХ  [c.114]

Идеальные и реальные газы. Превращение теплоты в механическую работу в тепловых установр ах происходит при участия рабочего тела, которым является газ или пар. Газы, которые встречаются на практике, называют реальными. Молекулы эти я газов имеют конечный объем, между ними существуют силы пр ь тяжения, существенно влияющие на их параметры. Молекулы газа, заключенного в сосуд, находятся в непрерывном хаотическом движении. При этом они сталкиваются друг с другом н со стенками сосуда. Таким образом, молекулы обладают кинетической энергией хаотического движения. А так как между молекулами существуют силы сцепления, то они обладают еще и определенной потенциальной энергией взаимодействия, которая зависит от расстояния между ними. Для простоты изучения свойст. газообразного рабочего тела введено понятие — идеальный газ.  [c.90]


Свойства реальных газов.

Содержание:

Свойства реальных газов.

  • Свойства реального газа 。Реальный газ отличается от идеального тем, что молекулы этих газов имеют конечный внутренний объем и связаны между собой силами взаимодействия, которые являются электромагнитными и квантовыми свойствами. Эти силы существуют между каждой молекулой!При любых условиях она уменьшается по мере увеличения расстояния между молекулами.

Когда молекула приближается на небольшое расстояние, притяжение резко уменьшается, превращаясь в силу отталкивания, которая имеет очень большую величину. их объема законы идеальных газов точно не применимы к реальным газам ни при каких обстоятельствах. При фактическом расчете различных свойств

Из-за наличия сил взаимодействия между молекулами и конечности Людмила Фирмаль

реального газа широко используется отношение pv / RT = C, называемое коэффициентом сжатия. (Это значение не является термодинамическим коэффициентом-рис. 4-1 Сжатие, это объясняется в§ 4-3). для идеального газа при любых условиях ri-RT и C-= 1 коэффициент сжатия представляет собой отклонение природы реального газа от природы идеального газа. Значение с фактического

газа может принимать значение больше 1 и значение меньше 1, в зависимости от давления и температуры, и только при очень низком давлении и высокой температуре фактически будет равно 1. На рис. 4-1 показана зависимость величины С от давления при температуре t = 0°для некоторых gases. An увеличение давления и снижение температуры, увеличение концентрации молекул газа

  • и уменьшение расстояния между ними увеличивают отклонение реальных свойств от характеристик идеального газа. Из Формулы Клапейрона-Менделеева видно, что если температура постоянна, то зависимость ri от p должна быть выражена прямой линией, параллельной оси давления. Дело в том, что изотерма всех газов представляет собой кривую даже в тех областях, где она не столь высока, а при давлении более 200 бар кривая поднимается очень резко.

В случае воздуха из рисунка видно 4-2. ’В области низкого давления, если p-> 0, отношение pv / p0vo стремится к конечному ограничению pv / p0v0 = — const. и остается почти неизменным constant. As в результате, чем больше степень разрежения, тем точнее уравнения Клапейрона-Менделеева удовлетворяются

Из этого следует, что для малых р и больших о произведение Р почти не изменяется Людмила Фирмаль

реальным газом. Минимальная точка на вертикальной оси(? Температура, соответствующая изотермам (=0), называется температурой кипения. Изотерма, начинающаяся от точки кипения, представляет собой линию, в некоторой степени параллельную оси абсцисс. То есть здесь строго соблюдается закон pv)p0v0 = const. Вся изотерма начинается при температуре кипения или выше、 Это похоже на восходящую кривую. Для воздуха температура кипения

составляет 54°C. Таким образом, свойства реального газа существенно отличаются, как количественно, так и качественно, от характеристик идеального газа. Поэтому все результаты, полученные для реального газа на основе закона идеального газа, должны считаться приближенными и справедливыми для очень большой редкости (P0). Из-за разницы в свойствах фактического газа

и характеристиках идеального газа ученые были вынуждены разработать новое уравнение состояния, связывающее значения p, v и T, позволяющее вычислять характеристики газов в различных условиях, не прибегая к прямым измерениям, которые являются дорогостоящими и не всегда доступными. За последние 100 лет было предложено довольно много различных уравнений состояния реального газа, но ни одно из них не может решить проблему в общем

случае. 。 Развитие кинетической теории газов позволило установить в этой форме точное состояние реального газа. Сто шесть 1,6 У 1,0 0.8 0.6 0.1 sr 16 ′ Рисунок 4-2 — Подкопать. vbq \ \ J_I 60, да. Примерно от 20 до 40. Уравнение 5 Один « pv = RT в + л В этом уравнении коэффициент B \ мощности правой части уравнения, называемый вириальным коэффициентом, выражается потенциальной энергией

взаимодействия молекулы данного газа с температурой 7 \ a и = 2, 3, 4,… N-это реальный фактор. Однако обычно полученные уравнения не могут быть использованы для прямого расчета реального газа. В отдельных конкретных случаях закон изменения потенциальной энергии взаимодействия между 2 молекулами известен

по расстоянию между молекулами (так называемая потенциальная кривая), и если имеется определенное количество экспериментальных данных, то можно получить формулу для расчета реального газа 1 или энной с достаточно широким диапазоном параметров. Поскольку расчет вириального коэффициента является

сложным, он ограничивается вычислением первых 2 коэффициентов.равна: Где A и B-первый и второй вириальные коэффициенты. Особенности только температуры. В настоящее время уравнения такого рода широко используются при расчете свойств многих реальных газов. 4 x самым простым и наиболее качественно правильным отражением поведения реального газа является Ван дер Ваальс equation. It берется как частный случай из общего уравнения состояния Майера-вбоголюбова. Игнорируйте все термины, которые содержат 2 или более раз 1 / y в правой части.

Смотрите также:

Решение задач по термодинамике

Идеальный газ. Температура. Основное уравнение молекулярно

Понятие идеального газа как физической идеализации.

Из трех агрегатных состояний, в которых может находиться вещество, наиболее простым для изучения является газообразное. Поэтому изучение свойств веществ мы начинаем именно с свойств газов. В разреженного газа расстояние между молекулами во много раз превышает их размеры. В этом случае взаимодействие между молекулами очень мала и кинетическая энергия движения молекул значительно превышает потенциальную энергию их взаимодействия. Молекулы газа можно рассматривать как маленькие твердые шарики. Вместо реального газа мы будем рассматривать его физическую модель, пренебрегая сложными силами взаимодействия между молекулами и облегчая тем самым изучения свойств газов. Эта модель называется идеальным газом.

Идеальный газ — это газ, взаимодействием между молекулами в котором можно пренебречь.
Газ можно считать идеальным, если:

  1. отсутствуют силы межмолекулярного взаимодействия, то есть молекулы НЕ привлекаются и не отталкиваются;
  2. взаимодействие между молекулами происходит только во время их ударяння и является упругой;
  3. молекулы газа не имеют объема и считаются материальными точками.

Следует помнить, что в физической модели учитывают те свойства реальной системы, учет которых необходимо для объяснения закономерностей поведения системы, исследуются.

Условия, при которых реальные газы можно считать идеальными
Газами, свойства которых близки к свойствам идеального газа, реальные газы, находящиеся под низким давлением имеют высокую температуру. Например, воздух при нормальных условиях (105 Па и 0 ° С) можно приближенно считать идеальным газом.
Вопросы на которые стоит ответить самому себе:

  1. Почему газы при высокой температуре можно считать идеальными? (Чем выше температура газа, тем больше вследствие теплового движения молекул расстояние между ними по сравнению с размерами, а следовательно, газ ближе к идеальному.
  2. Почему при высоком давлении свойства реальных газов отличаются от свойств идеального? (При высоком давлении молекулы газов размещаются на расстояниях, которые примерно равны диаметрам самих молекул: для этого их уже нельзя считать материальными точками, следовательно, такой газ нельзя считать идеален.)

Тепловое равновесие и температура как термодинамический параметр идеального газа.

Состояние газа описывают с помощью определенных величин, называют параметрами состояния. различают:

  1. микропараметры, то есть характеристики собственно молекул — размеры, массу, скорость, импульс, энергию;
  2. макропараметры, то есть параметры газа как физического тела в целом, — температура, давление, объем.

Со словом «температура» вы знакомы с раннего детства. Теперь ознакомимся с температурой как параметром.

Следовательно, температура характеризует состояние теплового равновесия: все тела находятся в тепловом равновесии, имеют одинаковую температуру.

Тепловое равновесие — это состояние, при котором все макроскопические параметры остаются сколь угодно долго неизменными. Состояние теплового равновесия определяется для изолированной системы, то есть только для тел, которые взаимодействуют только между собой и не взаимодействуют с другими телами.

Следовательно, температура характеризует внутреннее состояние изолированной системы тел, находящихся в состоянии теплового равновесия. Чем быстрее движутся молекулы в теле, тем сильнее есть ощущение тепла во время соприкосновения с ним. Большая скорость движения молекул соответствует большей кинетической энергии. Согласно по величине температуры можно составить представление о кинетической энергии молекул.
Во всех частях системы, находящейся в тепловом равновесии, температура одинакова.
В молекулярно-кинетической теории температура —
это величина, обусловленная средней кинетической энергией частиц, из которых состоит система:

   

де — кількість ступеней вільності молекул газу, Дж/K- постоянная Больцмана, которая связывает температуру в энергетических единицах с температурой в кельвинах ()

Температура — это мера кинетической энергии теплового движения молекул.
Температура является скалярной величиной, в СИ измеряется в градусах Кельвина.

Основное уравнение молекулярно-кинетической теории (МКТ) выражет зависимость давление газа () от концентрации () и темперутары ():

   

Закон Авогадро: в равных объемах газа при одинаковой температуре и давлении содержится одинаковое количество молекул:

   

Концентрация () равна числу частиц в еденице объема:

   

10.9: Настоящие газы - отклонения от идеального поведения

Цели обучения

  • Чтобы распознать различия между поведением идеального газа и реального газа
  • Чтобы понять, как молекулярные объемы и межмолекулярное притяжение вызывают отклонение свойств реальных газов от предсказываемых законом идеального газа.

Постулаты кинетической молекулярной теории газов игнорируют как объем, занимаемый молекулами газа, так и все взаимодействия между молекулами, будь то притяжение или отталкивание.В действительности, однако, все газы имеют ненулевые молекулярные объемы. Более того, молекулы реальных газов взаимодействуют друг с другом способами, которые зависят от структуры молекул и, следовательно, различаются для каждого газообразного вещества. В этом разделе мы рассмотрим свойства реальных газов, а также то, как и почему они отличаются от предсказаний закона идеального газа. Мы также исследуем сжижение, ключевое свойство реальных газов, которое не предсказывается кинетической молекулярной теорией газов.

Зависимости давления, объема и температуры в реальных газах

Для идеального газа график зависимости \ (PV / nRT \) от \ (P \) дает горизонтальную линию с пересечением 1 на оси \ (PV / nRT \).Однако реальные газы показывают значительные отклонения от поведения, ожидаемого от идеального газа, особенно при высоких давлениях (Рисунок \ (\ PageIndex {1a} \)). Только при относительно низком давлении (менее 1 атм) реальные газы приближаются к поведению идеального газа (рисунок \ (\ PageIndex {1b} \)).

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): реальные газы не подчиняются закону идеального газа, особенно при высоких давлениях. (a) На этих графиках PV / nRT по сравнению с P при 273 K для нескольких обычных газов наблюдаются большие отрицательные отклонения для C 2 H 4 и CO 2 , поскольку они сжижаются при относительно низкое давление.(б) Эти графики иллюстрируют относительно хорошее согласие между экспериментальными данными для реальных газов и законом идеального газа при низких давлениях.

Реальные газы также более близко подходят к поведению идеального газа при более высоких температурах, как показано на рисунке \ (\ PageIndex {2} \) для \ (N_2 \). Почему реальные газы ведут себя так не так, как идеальные газы при высоком давлении и низких температурах? В этих условиях два основных предположения, лежащих в основе закона идеального газа, а именно, что молекулы газа имеют пренебрежимо малый объем и что межмолекулярные взаимодействия пренебрежимо малы, больше не действуют.

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Влияние температуры на поведение реальных газов. График зависимости \ (PV / nRT \) от \ (P \) для газообразного азота при трех температурах показывает, что приближение к поведению идеального газа становится лучше по мере увеличения температуры.

Поскольку предполагается, что молекулы идеального газа имеют нулевой объем, объем, доступный им для движения, всегда совпадает с объемом контейнера. Напротив, молекулы реального газа имеют небольшие, но измеримые объемы.При низком давлении газовые молекулы находятся относительно далеко друг от друга, но по мере увеличения давления газа межмолекулярные расстояния становятся все меньше и меньше (рисунок \ (\ PageIndex {3} \)). В результате объем, занимаемый молекулами, становится значительным по сравнению с объемом контейнера. Следовательно, общий объем, занимаемый газом, больше, чем объем, предсказываемый законом идеального газа. Таким образом, при очень высоких давлениях экспериментально измеренное значение PV / nRT больше, чем значение, предсказанное законом идеального газа.

Рисунок \ (\ PageIndex {3} \): Влияние ненулевого объема газовых частиц на поведение газов при низких и высоких давлениях. (а) При низких давлениях объем, занимаемый самими молекулами, мал по сравнению с объемом контейнера. (б) При высоких давлениях молекулы занимают большую часть объема контейнера, что приводит к значительному уменьшению пространства, в котором молекулы могут перемещаться.

Более того, все молекулы притягиваются друг к другу комбинацией сил.Эти силы становятся особенно важными для газов при низких температурах и высоких давлениях, где межмолекулярные расстояния короче. Притяжения между молекулами уменьшают количество столкновений со стенкой контейнера, эффект, который становится более выраженным по мере увеличения количества взаимодействий притяжения. Поскольку среднее расстояние между молекулами уменьшается, давление, оказываемое газом на стенку контейнера, уменьшается, и наблюдаемое давление на меньше , чем ожидалось (Рисунок \ (\ PageIndex {4} \)).Таким образом, как показано на рисунке \ (\ PageIndex {2} \), при низких температурах отношение \ (PV / nRT \) ниже, чем прогнозировалось для идеального газа, эффект, который становится особенно очевидным для сложных газов и для простых газов при низких температурах. При очень высоких давлениях преобладает эффект ненулевого молекулярного объема. Конкуренция между этими эффектами является причиной минимума, наблюдаемого на графике зависимости \ (PV / nRT \) от \ (P \) для многих газов.

Ненулевой молекулярный объем делает фактический объем больше, чем прогнозируется при высоких давлениях; межмолекулярные притяжения делают давление меньше, чем предполагалось.

При высоких температурах молекулы обладают достаточной кинетической энергией для преодоления сил межмолекулярного притяжения, и преобладают эффекты ненулевого молекулярного объема. И наоборот, при понижении температуры кинетическая энергия молекул газа уменьшается. В конце концов, наступает момент, когда молекулы больше не могут преодолевать межмолекулярные силы притяжения, и газ сжижается (конденсируется в жидкость).

Уравнение Ван-дер-Ваальса

Голландский физик Йоханнес ван дер Ваальс (1837–1923; Нобелевская премия по физике, 1910) модифицировал закон идеального газа, чтобы описать поведение реальных газов, явно включив эффекты размера молекул и межмолекулярных сил.{\ text {Термин давления}} = nRT \ label {10.9.1} \]

a и b - эмпирические константы, которые различны для каждого газа. Значения \ (a \) и \ (b \) перечислены в таблице \ (\ PageIndex {1} \) для нескольких общих газов.

Таблица \ (\ PageIndex {1} \) :: Константы Ван-дер-Ваальса для некоторых распространенных газов (более полный список см. В Таблице A8)
Газ a ((L 2 · атм) / моль 2 ) b (л / моль)
He 0.03410 0,0238
Ne 0,205 0,0167
Ар 1,337 0,032
H 2 0,2420 0,0265
2 1,352 0,0387
О 2 1.364 0,0319
Класс 2 6,260 0,0542
NH 3 4,170 0,0371
Канал 4 2,273 0,0430
CO 2 3,610 0.2 \) представляет концентрацию газа (\ (n / V \)) в квадрате, потому что две частицы участвуют в парных межмолекулярных взаимодействиях типа, показанного на рисунке \ (\ PageIndex {4} \). Член объема корректирует объем, занимаемый газообразными молекулами.

Рисунок \ (\ PageIndex {4} \): Влияние сил межмолекулярного притяжения на давление, оказываемое газом на стенки контейнера. (а) При низких давлениях существует относительно мало привлекательных межмолекулярных взаимодействий, чтобы уменьшить влияние молекулы, ударяющейся о стенку контейнера, и давление близко к тому, которое предсказывается законом идеального газа.(b) При высоких давлениях, когда среднее межмолекулярное расстояние относительно невелико, эффект межмолекулярных взаимодействий заключается в уменьшении воздействия данной молекулы на стенку контейнера, что приводит к более низкому давлению, чем предсказывается законом идеального газа.

Поправка на объем отрицательная, но поправка на давление положительная, чтобы отразить влияние каждого фактора на V и P соответственно. Поскольку ненулевые молекулярные объемы производят измеренный объем, который на больше , чем предсказанный законом идеального газа, мы должны вычесть молекулярные объемы, чтобы получить фактический доступный объем.2 \) необходимо добавить к измеренному давлению, чтобы исправить эти эффекты.

Пример \ (\ PageIndex {1} \)

Вы отвечаете за производство баллонов для сжатого газа в небольшой компании. Президент вашей компании хотел бы предложить в новом каталоге баллон емкостью 4,00 л, содержащий 500 г хлора. Имеющиеся у вас баллоны имеют разрывное давление 40 атм. Используйте как закон идеального газа, так и уравнение Ван-дер-Ваальса, чтобы рассчитать давление в баллоне при 25 ° C.Будет ли этот баллон защищен от внезапного разрыва (который будет иметь катастрофические последствия и обязательно приведет к судебным искам, поскольку газообразный хлор очень токсичен)?

Дано: объем цилиндра, масса компаунда, давление и температура

Запрошено: безопасность

Стратегия:

A Используйте молярную массу хлора для расчета количества хлора в цилиндре. Затем рассчитайте давление газа, используя закон идеального газа.

B Получите значения a и b для Cl 2 из таблицы \ (\ PageIndex {1} \). Используйте уравнение Ван-дер-Ваальса (\ (\ ref {10.9.1} \)), чтобы найти давление газа. Основываясь на полученном значении, спрогнозируйте, будет ли цилиндр защищен от внезапного разрыва.

Решение:

A Начнем с расчета количества хлора в цилиндре, используя молярную массу хлора (70,906 г / моль):

\ [\ begin {align} n & = \ dfrac {m} {M} \\ [4pt] & = \ rm \ dfrac {500 \; g} {70.906 \; г / моль} \\ [4pt] & = 7.052 \; mol \ nonumber \ end {align} \]

Используя закон идеального газа и температуру в кельвинах (298 K), вычислим давление:

\ [\ begin {align} P & = \ dfrac {nRT} {V} \\ [4pt] & = \ rm \ dfrac {7.052 \; mol \ times 0.08206 \ dfrac {L \ cdot atm} {mol \ cdot K} \ times298 \; K} {4.00 \; L} \\ [4pt] & = 43.1 \; atm \ end {align} \]

Если хлор ведет себя как идеальный газ, у вас настоящая проблема!

B Теперь давайте воспользуемся уравнением Ван-дер-Ваальса со значениями a и b для Cl 2 из таблицы \ (\ PageIndex {1} \).2} \\ & = \ rm28.2 \; атм \ end {align} \]

Это давление находится в пределах безопасности цилиндра. Закон идеального газа предсказывает давление на 15 атм выше, чем в уравнении Ван-дер-Ваальса.

Упражнение \ (\ PageIndex {1} \)

Баллон объемом 10,0 л содержит 500 г метана. Вычислите давление с точностью до двух значащих цифр при 27 ° C с помощью прибора

.
  1. Закон идеального газа.
  2. уравнение Ван-дер-Ваальса.
Ответьте на

77 атм

Ответ б

67 атм

Сжижение газов

Сжижение газов - это конденсация газов в жидкую форму, которая не предвидится и не объясняется кинетической молекулярной теорией газов.И теория, и закон идеального газа предсказывают, что газы, сжатые до очень высокого давления и охлажденные до очень низких температур, должны вести себя как газы, хотя и холодные, плотные. Однако когда газы сжимаются и охлаждаются, они неизменно конденсируются с образованием жидкостей, хотя для сжижения легких элементов, таких как гелий, требуются очень низкие температуры (для Не 4,2 К при давлении 1 атм).

Сжижение газа можно рассматривать как крайнее отклонение от поведения идеального газа. Это происходит, когда молекулы газа охлаждаются до точки, когда они больше не обладают достаточной кинетической энергией для преодоления сил межмолекулярного притяжения.Точная комбинация температуры и давления, необходимая для сжижения газа, сильно зависит от его молярной массы и структуры, при этом более тяжелые и более сложные молекулы обычно сжижаются при более высоких температурах. В общем, вещества с большими коэффициентами Ван-дер-Ваальса \ (a \) относительно легко сжижать, потому что большие коэффициенты a указывают на относительно сильные межмолекулярные взаимодействия притяжения. И наоборот, небольшие молекулы, содержащие только легкие элементы, имеют небольшие коэффициенты a , что указывает на слабые межмолекулярные взаимодействия, и их относительно трудно разжижить.Сжижение газа широко используется для разделения O 2 , N 2 , Ar, Ne, Kr и Xe. После сжижения пробы воздуха смесь нагревается и газы разделяются в соответствии с их температурами кипения.

Большое значение a в уравнении Ван-дер-Ваальса указывает на наличие относительно сильных межмолекулярных взаимодействий притяжения.

Ультрахолодные жидкости, образующиеся при сжижении газов, называются криогенными жидкостями от греческого kryo , что означает «холод», и генов , что означает «производство».«Они используются в качестве хладагентов как в промышленности, так и в биологии. Например, при тщательно контролируемых условиях очень низкие температуры, обеспечиваемые сжиженными газами, такими как азот (точка кипения = 77 К при 1 атм), могут сохранить биологические материалы, такие как семя, для искусственного осеменения коров и других сельскохозяйственных животных. Эти жидкости также могут быть использованы в специализированном типе хирургии, называемом криохирургия , который избирательно разрушает ткани с минимальной потерей крови за счет использования сильного холода.

Рисунок \ (\ PageIndex {5} \): Судно для перевозки сжиженного природного газа.

Кроме того, сжижение газов чрезвычайно важно при хранении и транспортировке ископаемого топлива (Рисунок \ (\ PageIndex {5} \)). Сжиженный природный газ (СПГ) и сжиженный нефтяной газ (СУГ) представляют собой сжиженные формы углеводородов, производимых из природного газа или запасов нефти. СПГ состоит в основном из метана с небольшими количествами более тяжелых углеводородов; его получают путем охлаждения природного газа до температуры ниже -162 ° C. Его можно хранить в двустенных контейнерах с вакуумной изоляцией при атмосферном давлении или немного выше него.Поскольку СПГ занимает лишь около 1/600 объема природного газа, его легче и экономичнее транспортировать. LPG обычно представляет собой смесь пропана, пропена, бутана и бутенов и в основном используется в качестве топлива для отопления домов. Он также используется в качестве сырья для химических заводов и в качестве недорогого и относительно экологически чистого топлива для некоторых автомобилей.

Сводка

Ни один из реальных газов не демонстрирует поведение идеального газа, хотя многие реальные газы приближаются к нему в ряде условий.Отклонения от поведения идеального газа можно увидеть на графиках PV / nRT по сравнению с P при данной температуре; для идеального газа PV / nRT по сравнению с P = 1 при любых условиях. При высоких давлениях большинство реальных газов демонстрируют более высокие значения PV / nRT , чем предсказывает закон идеального газа, тогда как при низких давлениях большинство реальных газов демонстрируют значения PV / nRT , близкие к предсказанным для идеального газа. закон.Газы наиболее точно соответствуют поведению идеального газа при высоких температурах и низких давлениях. Отклонения от поведения закона идеального газа можно описать уравнением Ван-дер-Ваальса , которое включает эмпирические константы для корректировки фактического объема газообразных молекул и количественной оценки снижения давления из-за сил межмолекулярного притяжения. Если температура газа значительно снижается, происходит сжижение , при котором газ конденсируется в жидкую форму.Сжиженные газы находят множество коммерческих применений, включая транспортировку больших количеств газов в небольших объемах и использование ультрахолодных криогенных жидкостей .

14.11: Реальные и идеальные газы

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
  1. Реальные и идеальные газы
  2. Резюме
  3. Авторы и атрибуция

Поведение молекулы во многом зависит от ее структуры.\ text {o} \ text {C} \ right) \). Разница заключается в величине 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 законам газа при любых условиях температуры и давления. Для этого газ должен полностью соответствовать кинетико-молекулярной теории. Частицы газа должны занимать нулевой объем, и они 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. Реальный газ - это газ, который не ведет себя в соответствии с предположениями кинетико-молекулярной теории. К счастью, в условиях температуры и давления, которые обычно встречаются в лаборатории, реальные газы имеют тенденцию вести себя очень похоже на идеальные газы.

Тогда при каких 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 ничтожен, менее верен. Когда газ охлаждается, уменьшение кинетической энергии частиц заставляет их замедляться. Если частицы движутся с меньшей скоростью, силы притяжения между ними более заметны. Другой способ взглянуть на это заключается в том, что продолжающееся охлаждение газа в конечном итоге превратит его в жидкость, и жидкость определенно больше не является идеальным газом (см. Жидкий азот на рисунке ниже).Таким образом, реальный газ больше всего отклоняется от идеального газа при низких температурах и высоких давлениях. Газы наиболее идеальны при высокой температуре и низком давлении.

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

На рисунке ниже показан график зависимости \ (\ frac {PV} {RT} \) от давления для \ (1 \: \ text {mol} \) газа при три разных температуры - \ (200 \: \ text {K} \), \ (500 \: \ text {K} \) и 1000 \: \ text {K} \).Идеальный газ имел бы значение 1 для этого отношения при всех температурах и давлениях, а график был бы просто горизонтальной линией. Как видно, происходят отклонения от идеального газа. Когда давление начинает расти, силы притяжения приводят к тому, что объем газа становится меньше ожидаемого, и значение \ (\ frac {PV} {RT} \) падает ниже 1. Продолжающееся повышение давления приводит к увеличению объема газа. частицы становятся значительными, и значение \ (\ frac {PV} {RT} \) возрастает до значения больше 1. Обратите внимание, что величина отклонений от идеальности максимальна для газа при \ (200 \: \ text {K } \) и минимум для газа в \ (1000 \: \ text {K} \).

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Настоящие газы отличаются от идеальных газов при высоком давлении 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 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 прочными водородными связями.Гелий - более идеальный газ, чем неон, потому что в нем меньшее количество электронов означает, что силы дисперсии гелия даже слабее, чем у неона.

Сводка

  • Описаны свойства реальных газов и их отклонения от идеальности.

Авторы и авторство

  • Фонд CK-12 Шэрон Бьюик, Ричард Парсонс, Тереза ​​Форсайт, Шонна Робинсон и Жан Дюпон.

отклонений от поведения по закону идеального газа:

отклонений от поведения по закону идеального газа:

Отклонения от закона о газе Идал


Уравнение Ван-дер-Ваальса

Поведение реальных газов обычно согласуется с предсказаниями идеального газа. уравнение с точностью до 5% при нормальном температуры и давления.При низких температурах или высоких давлениях реальные газы отклоняются значительно от поведения идеального газа. В 1873 году, когда искал способ связать поведение жидкостей и газов, голландский физик Йоханнес ван дер Ваальс разработал объяснение этих отклонений и уравнение, которое могло соответствовать поведению реальных газы в гораздо более широком диапазоне давлений.

Ван-дер-Ваальс понял, что два предположения кинетической молекулярной теории сомнительный.Кинетическая теория предполагает, что частицы газа занимают пренебрежимо малую долю от общего объема газа. Также предполагается, что сила притяжения между газами молекул равна нулю.

Первое предположение работает при давлениях, близких к 1 атм. Но что-то происходит с справедливость этого предположения при сжатии газа. Представьте на мгновение, что все атомы или молекулы в газе были собраны в одном углу цилиндра, как показано на рисунок ниже.При нормальном давлении объем, занимаемый этими частицами, равен ничтожно малая доля от общего объема газа. Но при высоких давлениях это больше не правда. В результате настоящие газы не так сжимаемы при высоких давлениях, как газы. идеальный газ. Следовательно, объем реального газа больше, чем ожидается от идеального газа. уравнение при высоких давлениях.

Ван дер Ваальс предложил исправить тот факт, что объем реального газа равен слишком велико при высоких давлениях на вычитание члена из объема реального газа прежде чем подставить его в уравнение идеального газа.Поэтому он ввел константу

константа ( b ) в уравнение идеального газа, которая была равна фактическому объему занимает моль частиц газа. Поскольку объем частиц газа зависит от количество молей газа в баллоне, член, вычитаемый из действительного объем газа равен количеству молей газа, умноженному на b .

P ( V - nb ) = nRT

Когда давление относительно мало, а объем достаточно большой, nb срок слишком мал, чтобы иметь какое-либо значение в расчетах.Но при высоких давлениях, когда объем газа невелик, член nb корректирует тот факт, что объем реального газа больше, чем ожидается из уравнения идеального газа.

Предположение об отсутствии силы притяжения между частицами газа невозможно. правда. Если бы это было так, газы никогда бы не конденсировались с образованием жидкости. На самом деле есть небольшой сила притяжения между молекулами газа, которая стремится удерживать молекулы вместе. Этот сила притяжения имеет два последствия: (1) газы конденсируются с образованием жидкости при низкой температуры и (2) давление реального газа иногда меньше, чем ожидалось для идеальный газ.

Чтобы исправить тот факт, что давление реального газа меньше ожидаемого уравнение идеального газа, ван дер Ваальс добавил член к давлению в этом уравнение. Этот член содержит вторую константу ( a ) и имеет вид: an 2 / V 2 . Таким образом, полное уравнение Ван-дер-Ваальса записывается следующим образом.

Это уравнение - нечто вроде благословения.Он гораздо лучше подходит для поведение реального газа, чем уравнение идеального газа. Но делает это ценой потерь. в общем. Уравнение идеального газа одинаково справедливо для любого газа, тогда как уравнение Ван дер Уравнение Ваальса содержит пару констант ( a и b ), которые изменяются от газ в газ.

Уравнение идеального газа предсказывает, что график PV и P для газа будет горизонтальной линией, потому что PV должно быть константой.Экспериментальные данные для PV по сравнению с P для газа H 2 и N 2 при 0 ° C и CO 2 при 40 ° C приведены на рисунке ниже. Значения констант Ван-дер-Ваальса для этих и другие газы приведены в таблице ниже.

Константы Ван-дер-Ваальса для различных газов

Соединение a (L 2 -атм / моль 2 ) b (л / моль)
He 0.03412 0,02370
Ne 0,2107 0,01709
H 2 0,2444 0,02661
Ар 1,345 0,03219
О 2 1.360 0,03803
N 2 1,390 0,03913
CO 1.485 0,03985
CH 4 2,253 0,04278
CO 2 3.592 0,04267
NH 3 4,170 0,03707

Величину отклонений от поведения идеального газа можно проиллюстрировать путем сравнения результаты расчетов с использованием уравнения идеального газа и уравнения Ван-дер-Ваальса на 1,00 моль CO 2 при 0 o C в емкостях разного объема.Начнем с контейнера на 22,4 л.

Согласно уравнению идеального газа, давление этого газа должно быть 1,00 атм.

Подставляя то, что мы знаем о CO 2 в уравнение Ван-дер-Ваальса, получаем гораздо более сложное уравнение.

Однако это уравнение можно решить для давления газа.

P = 0,995 атм

При нормальных температурах и давлениях уравнения идеального газа и Ван-дер-Ваальса дают по сути те же результаты.

Давайте теперь повторим этот расчет, предполагая, что газ сжат так, что он заполняет емкость объемом всего 0,200 литра. Согласно уравнению идеального газа, давление должно быть увеличено до 112 атм, чтобы сжать 1,00 моль CO 2 при 0C до уровня 0.200 л.

Уравнение Ван-дер-Ваальса, однако, предсказывает, что давление будет только увеличьте до 52,6 атм для достижения тех же результатов.

P = 52,6 атм

По мере увеличения давления CO 2 уравнение Ван-дер-Ваальса сначала дает давления, которые на меньше на , чем в уравнении идеального газа, как показано на рисунке ниже, из-за сильной силы притяжения между молекулами CO 2 .

График произведения давления на объем для образцов H 2 , N 2 , CO 2 газов в зависимости от давления этих газов.

Давайте теперь сжимаем газ еще больше, повышая давление до тех пор, пока объем газ всего 0,0500 л. Уравнение идеального газа предсказывает, что давление должно быть увеличьте до 448 атм для конденсации 1.00 моль CO 2 при 0 o C на объем 0,0500 л.

Уравнение Ван-дер-Ваальса предсказывает, что давление должно достигнуть 1620 атм. добиться тех же результатов.

P = 1620 атм

Уравнение Ван-дер-Ваальса дает результаты, которые на больше, чем на идеального газа. уравнение при очень высоких давлениях, как показано на рисунке выше, из-за объема занято молекулами CO 2 .


Анализ констант Ван-дер-Ваальса

Уравнение Ван-дер-Ваальса содержит две константы, a и b , которые характерные свойства того или иного газа. Первая из этих констант корректирует сила притяжения между частицами газа. Соединения, для которых сила притяжения между частицами сильно имеют большие значения для a .Если вы думаете о чем происходит, когда жидкость закипает, можно ожидать, что соединения с большими значениями a будет иметь более высокие температуры кипения. (Поскольку сила притяжения между частицами газа становится сильнее, мы должны перейти на более высокие температуры, прежде чем мы сможем разорвать связи между молекулами в жидкости с образованием газа.) Неудивительно, что корреляция между значением константы и в уравнении Ван-дер-Ваальса и температуры кипения ряда простых соединений, как показано на рисунке ниже.Газы с очень маленькими значениями a , такими как H 2 и He, необходимо охлаждать до почти абсолютный ноль, прежде чем они конденсируются с образованием жидкости.

Другая постоянная Ван-дер-Ваальса, b , является грубой мерой размера газа. частица. Согласно таблице констант Ван-дер-Ваальса объем моля атомов аргона 0,03219 л. Это число можно использовать для оценки объем индивидуального атома аргона.

Объем атома аргона затем можно преобразовать в кубические сантиметры с помощью соответствующие единичные коэффициенты.

Если предположить, что атомы аргона сферические, мы можем оценить радиус этих атомов. Начнем с того, что отметим, что объем сферы связан с ее радиусом следующим образом: формула.

В = 4 / 3 r 3

Далее мы предполагаем, что объем атома аргона равен 5.345 x 10 -23 см и вычислить радиус атома.

r = 2,3 x 10 -8 см

Согласно этому расчету, атом аргона имеет радиус примерно 2 x 10 -8 см.


Реальные газы

Если бы азот был идеальным газом при всех условиях температуры и давления, каждая из этих кривых была бы горизонтальной прямой линией, показывающей коэффициент сжатия 1.Это явно неправда!

 

На что обратить внимание

  • При низком давлении около 1 бара (100 кПа - чуть меньше 1 атмосферы) коэффициент сжатия близок к 1. Азот приближается к идеальному поведению при обычных давлениях.

  • Неидеальное поведение ухудшается при более низких температурах. Для температур 300 или 400 К коэффициент сжатия близок к 1 в довольно большом диапазоне давлений.Азот становится более идеальным в более широком диапазоне давления по мере повышения температуры.

  • Неидеальное поведение ухудшается при более высоком давлении.

  • Эти отклонения могут быть вызваны как минимум двумя различными эффектами. Должен быть хотя бы один эффект, вызывающий слишком низкое отношение pV / nRT, особенно при низких температурах. И должен быть хотя бы один эффект, заставляющий его становиться слишком высоким при увеличении давления. Мы рассмотрим эти эффекты через некоторое время.

 

Прочие газы

Такое же поведение проявляют и другие газы? На следующей диаграмме показано, как коэффициенты сжатия меняются в зависимости от давления для различных газов при фиксированной температуре.

Если бы вы переделали набор исходных графиков азота (при различных температурах) для любого из этих других газов, вы бы обнаружили, что каждый из них даст набор кривых, подобных кривым азота. Что меняется, так это температура, при которой возникают различные формы графиков.

Например, если вы посмотрите на график углекислого газа при 273 К, он будет похож на график азота при 100 К из первого набора кривых, хотя он не увеличивается так резко при более высоких давлениях.

Легко сказать, что газы становятся менее идеальными при низких температурах, но то, что считается низкой температурой, меняется от газа к газу. Чем ближе вы приближаетесь к температуре, при которой газ превращается в жидкость (или, в случае двуокиси углерода, в твердое тело), ​​тем более неидеальным становится газ.

 

Что вызывает неидеальное поведение?

В выражении коэффициента сжатия pV / nRT все, что указано в конце выражения, либо известно, либо может быть точно измерено. Но это не относится к давлению и объему.

В предположениях, которые мы делаем об идеальных газах, есть два утверждения, которые говорят вещи, которые не могут быть верными для реального газа, и они влияют как на давление, так и на объем.

 

Проблема объема

Кинетическая теория предполагает, что для идеального газа объем, занимаемый самими молекулами, совершенно незначителен по сравнению с объемом контейнера.

Для реального газа это предположение неверно. Сами молекулы занимают часть пространства в контейнере. Пространство в контейнере, доступное для перемещения вещей, меньше измеренного объема контейнера.

Эта проблема усугубляется по мере сжатия газа. Если давление низкое, объем, занимаемый действительными молекулами , будет на незначительным по сравнению с общим объемом контейнера.

Но по мере того, как газ становится более сжатым, доля общего объема, которую занимают сами молекулы, становится все выше и выше.Вы можете представить, как сжать его так сильно, что все молекулы действительно касаются друг друга. В этот момент объем, доступный для их передвижения, равен нулю!

Предположим, что при некотором высоком давлении вы измеряете объем контейнера, скажем, 1000 см. 3 , но предположим, что сами молекулы занимают целых 100 см. 3 его.

Уравнение идеального газа было разработано путем выполнения расчетов, основанных на предположениях кинетической теории. Предполагается, что V в pV представляет собой объем, в котором молекулы могут свободно перемещаться, но в этом случае это будет только 900 см 3 , а не 1000 см 3 .

Если вы вычислили коэффициент сжатия pV / nRT, подставив в формулу общий объем контейнера, ответ обязательно будет выше, чем должен быть. Он не учитывает объем, занимаемый самими молекулами.

Давайте просто повторим одну из предыдущих диаграмм, чтобы вы могли увидеть этот эффект в действии.

Для идеального газа коэффициент сжатия будет равен 1 во всем диапазоне давлений. Для настоящего газа, такого как азот, обратите внимание, как коэффициент сжатия имеет тенденцию увеличиваться с давлением.

Значение коэффициента сжатия слишком велико при высоких давлениях для реального газа. Причина в том, что измеренный объем, который вы вкладываете в выражение, слишком велик, потому что вы не учитываете объем, занимаемый молекулами. Эта ошибка становится относительно тем хуже, чем больше становится сжатый газ.

 

Проблема с давлением

Еще одно ключевое предположение кинетической теории для идеальных газов - отсутствие межмолекулярных сил между молекулами.Это неправильно для любого настоящего газа.

Если бы не было никаких межмолекулярных сил, было бы невозможно конденсировать газ как жидкость. Даже гелий, обладающий самой слабой из всех межмолекулярных сил, может превратиться в жидкость, если температура достаточно низкая.

Итак, какое влияние оказывают межмолекулярные силы?

Для молекулы газа в середине газа нет чистого эффекта. Он будет до некоторой степени притягиваться ко всем другим молекулам вокруг него, но в среднем эти притяжения будут нейтрализовать друг друга.Притяжение позади молекулы, имеющее тенденцию замедлять ее, будет нейтрализовано притяжением перед ней, стремящимся ее ускорить.

Несмотря на все межмолекулярные силы, которые она испытывает, молекула, выделенная зеленым цветом, будет продолжать двигаться в том же направлении с той же скоростью.

Другое дело, если молекула вот-вот ударится о стенку контейнера.

Теперь перед ним нет молекул газа, и чистое притяжение направлено назад в тело газа.Молекула замедлится незадолго до того, как ударится о стену.

Если он замедлится, он будет менее сильно ударяться о стену и, следовательно, будет оказывать меньшее давление.

Общий эффект от этого - сделать измеренное давление меньше, чем было бы, если бы газ был идеальным. Это означает, что если вы поместите измеренное давление в выражение pV / nRT, значение коэффициента сжатия будет меньше, чем было бы, если бы газ был идеальным.

Вот почему при некоторых условиях графики коэффициентов сжатия опускаются ниже идеального значения 1.

Посмотрите еще раз на кривые азота:

Этот эффект наиболее важен при низких температурах. Это почему?

При более низких температурах молекулы в среднем движутся медленнее. Любое притяжение, которое они почувствуют обратно в газ, будет иметь относительно больший эффект на медленно движущуюся частицу, чем на более быструю.

При более высоких температурах, когда молекулы движутся намного быстрее, малейшее возвращение внутрь тела газа едва ли будет заметно.При высоких температурах влияние межмолекулярных сил действительно незначительно.

И есть еще один последний эффект, касающийся межмолекулярных сил, который немного более скрыт.

По мере увеличения давления молекулы прижимаются ближе друг к другу. Если они будут ближе, межмолекулярные силы станут более важными. Таким образом, по мере увеличения давления можно ожидать большего снижения коэффициента сжатия по сравнению с идеальным случаем. Молекулы, которые замедляют молекулу, которая вот-вот ударится о стену, будут ближе к ней, а значит, более эффективны.

Это то, что происходит? Да, до определенной степени.

Посмотрите еще раз на азотную кривую при 100 К. По мере увеличения давления сначала значение коэффициента сжатия падает.

Но вскоре снова начинает расти. Почему? Потому что в этот момент влияние размера молекул начинает становиться более важным - и по мере того, как давление увеличивается еще больше, этот другой эффект становится доминирующим.

 

Какой газ самый идеальный?

Вы ищете газ с наименьшими возможными молекулами и наименьшими возможными межмолекулярными силами.Это гелий.

Молекула гелия состоит из одного небольшого атома, и силы дисперсии Ван-дер-Ваальса настолько малы, насколько это возможно.

реальных газов

Хотя модель идеального газа очень полезно, это только приближение к реальной природе газов, и уравнения, полученные из его предположений, не полностью надежны. Как как следствие, измеренные свойства реального газа очень часто будут отличаться от свойства, предсказанные нашими расчетами.Давайте посмотрим на некоторые из причины этих расхождений.

Пониженная температура и Реальное давление газа

Представьте себя едущим на H 2 O молекула в водяном паре нагревается до относительно высокой температуры. (Термин пар обычно используется для описания газа, полученного из вещества, являющегося жидкость при нормальной температуре и давлении.) Как ваша молекула H 2 O проходит близко к другой, две частицы могут испытывать взаимное достопримечательности.Пока температура остается высокие, однако, быстро движущиеся молекулы воды нарушают притяжение почти немедленно и продолжайте свой путь. Поскольку частицы в газа при высокой температуре тратят лишь небольшую часть своего времени на то, чтобы эти недолговечные достопримечательности, влияние достопримечательностей на Свойства газа незначительны. Поэтому мы можем рассматривать газ при высоком температура идеального газа без притяжения между частицами.

Когда температура водяного пара уменьшается, молекулы воды движутся медленнее, и становится труднее чтобы они разрушили влечения, которые образуются между ними.Таким образом, частицы газа при более низкой температуре тратят большую часть своего времени на к другим частицам. Модель идеального газа основана на предположении, что существует между частицами нет значительных притяжений. Следовательно, чем ниже температура, тем меньше газ ведет себя как идеальный газ.

Когда притяжения между его частицами важно, измеренное давление реального газа меньше, чем давление предсказывается уравнением идеального газа.

P реальное = измеренное давление

P idea l = давление, рассчитанное по идеальному уравнение газа и измеренные значения n, T и V

P реальный

идеальный

Чтобы понять, почему реальное давление меньше предсказанного идеального давления, представьте себя едущим на частице газа в за мгновение до удара о стенку контейнера.В этот момент есть еще частицы позади вашей частицы, чем перед ней. В идеальном газе без притяжения между частицами, ваша частица ударилась бы о стену с силой это зависит только от массы и скорости частицы. Однако в реальном газе притяжение между частицами будет притягивать вашу частицу к центр контейнера, замедлите его и уменьшите силу его столкновения со стеной (рисунок 1). Если сила столкновения частиц газа у стен уменьшается, давление газа будет уменьшено.Таким образом, давление реального газа с притяжением между частицами будет быть меньше давления, предсказанного для идеального газа, без притяжения между частицами.

Чем ниже температура газа, тем больше между частицами существуют притяжения, и чем больше реальных или измеренных давление отклоняется от давления, предсказываемого уравнением идеального газа.

Рисунок 1 : Preal меньше, чем Pideal In В реальном газе между частицами существует притяжение.В момент перед частица сталкивается со стенкой своего контейнера, частицы позади нее тянут ее назад, уменьшая его скорость и уменьшая силу его столкновения.

Повышенная концентрация и Давление реального газа

Концентрация газа (моль газа на единицу объема) может быть увеличена в двумя способами: (1) уменьшив объем или (2) добавив больше газа к заданному объем. Чем выше концентрация газа, тем короче средний расстояние между частицами; и если частицы расположены ближе друг к другу, больше из них будет достаточно близко, чтобы почувствовать значимое взаимное влечение (рис. 2).Следовательно, хотя давление реального газа увеличивается с увеличением концентрация увеличивается, она не увеличивается так сильно, как если бы были нет притяжения между частицами. При большей концентрации газа там больше частиц притягивает частицу обратно к центру контейнера на за мгновение до того, как он ударится о стену. Это большее притяжение в направлении прочь от стены уменьшает давление на стены по сравнению с тем, было бы, если бы между частицами было меньше притяжения (Рисунок 13.3).

Рисунок 2 : Увеличено Концентрация газа ведет к большей разнице между реальным и идеальным Давление Чем больше количество частиц в единице объема, тем большее количество значительных притяжений между частицей непосредственно перед он ударяется о стену и частицы за ней. Это приводит к большему притяжению к центру контейнера и большая разница между реальным, измеренное давление и идеальное расчетное давление.

Рисунок 3 : Почему реальное давление отклоняется от идеального

Повышенная концентрация и Объем реального газа

Когда газ ведет себя как идеальный газ, мы можем рассчитать его объем, измерив его температуру, давление и количество молей, и включение их в уравнение идеального газа. Когда концентрация газа очень высока, однако реальный или измеренный объем больше, чем объем, который был бы рассчитывается по уравнению идеального газа.Причина в том, что они такие маленькие, как частицы газ есть, они составляют часть его объема. Другими словами, настоящая объем газа равен объему, который занимают сами частицы, плюс объем пустого пространства между частицами.

V реальный = V частицы + V пустой

Одно из допущений модели идеального газа: что объем, занимаемый частицами, пренебрежимо мал, поэтому идеальный объем равен равный объему пустого пространства.Однако, поскольку частицы реального газ действительно занимает конечный объем, реальный или измеренный объем газа больше чем идеальный объем, рассчитанный по уравнению идеального газа.

V идеально = V пустой

V реальный = V частицы + V пустой = V частицы + V идеально

V реальный > V идеальный

Как концентрация газа увеличивается-либо потому что больше газа было добавлено к тому же объему или потому что газ был сжатый в меньший объем - процент объема, занятого частицами, увеличивается.Это приводит к большая разница между реальным, измеренным объемом и расчетным, идеальным объем (рисунок 4).

Рисунок 4 : Влияние концентрации на реальный объем по сравнению с идеальным объемом

Идеальный газ против реального газа

Идеальный газ против реального газа

Здравствуйте, и добро пожаловать в этот обзор идеального газа и реального газа! «Идеальный газ» - это, вероятно, термин, который вы слышали много раз раньше, поскольку закон идеального газа часто является одним из первых понятий, которым преподают в химии в средней школе.В то время как мы будем рассматривать закон идеального газа, мы также собираемся сосредоточиться на предположениях, сделанных о частицах идеального газа, и обсудить, как он моделирует поведение реального газа. Давайте начнем!

Для начала давайте поставим себя на место ученых, разработавших закон идеального газа . Это было в 1830-х годах, когда химики не обязательно имели молекулярное представление о том, что вообще такое газ - что он состоит из множества крошечных частиц, которые постоянно движутся и бомбардируют поверхности, создавая давление.В то время они проводили эксперименты с разными газами и регистрировали взаимосвязь между давлением, объемом, температурой и количеством (или количеством молей). При этом они обнаружили прямую взаимосвязь между этими переменными. Например, объем газа увеличивается с увеличением температуры, а давление уменьшается с увеличением объема. Важно отметить, что они заметили, что при стандартном давлении и температуре эти отношения сохраняются независимо от типа газа.

Итак, например, у нас есть два шарика.Первый баллон содержит 1 моль гелия, а второй баллон - 1 моль метана.

Если бы оба баллона охлаждались с 80 ºC до 40 ºC, объем обоих баллонов уменьшился бы на одинаковую величину.

Таким образом, ученые пришли к выводу, что молекулярные свойства газов не имеют большого значения и что их поведение можно описать одним простым соотношением: PV равно nRT. Здесь P - давление в системе, V - объем, n - число молей, T - температура, R - молярная газовая постоянная.Обратите внимание, что нет переменной для описания конкретного газа, а это значит, что мы можем использовать это уравнение для расчета этих свойств для любого газа! Итак, для обоих этих воздушных шаров мы могли рассчитать их объем при любой температуре с помощью закона идеального газа; эти воздушные шары были взорваны на земле, поэтому они имеют давление примерно 1 атм.

\ (V = \ frac {nRT} {P} = \ frac {(1 моль) (0,082058 \ frac {L \ times atm} {mol \ times K}) (353 K)} {(1 \ text {atm })} = 29,0 \ text {L} \)

\ (V = \ frac {nRT} {P} = \ frac {(1 моль) (0,082058 \ frac {L \ times atm} {моль \ times K}) (313 КБ)} {(1 \ text {atm})} = 25.7 \ text {L} \)

И это привело к концепции идеального газа - газа, независимо от условий, всегда подчиняющегося PV, равному nRT. Помните, я упоминал, что это верно только при определенных условиях для реальных газов, и мы вернемся к ним через минуту.

Чтобы PV всегда равнялся nRT, частица идеального газа должна обладать определенными свойствами. Во-первых, у них не должно быть объема, а во-вторых, они не должны взаимодействовать друг с другом. По сути, они не занимают места, и между частицами нет межмолекулярных сил притяжения.

Из этого описания вы, вероятно, узнаете, что частица идеального газа - это на самом деле всего лишь теоретический инструмент, а не реальная частица, и что никакие настоящие газы не могут быть действительно «идеальными». В конце концов, настоящие газы состоят из частиц определенного объема и всегда оказывают друг на друга некоторую силу. Но закон идеального газа по-прежнему довольно хорошо предсказывает свойства большинства реальных газов при определенных условиях, в частности, при низком давлении и высоких температурах. Но почему так?

Мы сможем глубже понять, почему реальные газы имитируют идеальный газ в этих условиях, если уделим минуту тому, чтобы рассмотреть, что происходит на микроскопическом уровне.

Во-первых, при низких давлениях или больших объемах, или, в более общем смысле, при низкой плотности частиц, объем реальных газовых частиц ничтожен по сравнению с объемом контейнера.

Это означает, что мы можем предположить, что частицы реального газа не имеют объема, что делает их похожими на идеальный газ. Мы можем формально записать это, сказав, что объем контейнера намного больше, чем объем частиц газа, так что объем контейнера за вычетом объема газа в значительной степени все еще равен первоначальному объему контейнера.

\ (V_ {container} \ rightarrow V_ {gas} ∴ V_ {container} -V_ {gas} ≅ V_ {container} \)

Во-вторых, при повышении температуры газа средняя скорость частиц увеличивается. Это означает, что когда частицы проходят друг мимо друга, у них очень мало времени для взаимодействия, что, опять же, помогает им имитировать поведение идеального газа. Таким образом, при относительно низких давлениях и высоких температурах реальные газы ведут себя как идеальные газы.

Чтобы увидеть все это визуально, мы можем рассмотреть несколько графиков, которые обычно используются для сопоставления поведения реальных и идеальных газов.

На первом графике здесь PV, разделенная на nRT (обозначаемая как Z, коэффициент сжимаемости), построена в зависимости от давления в системе для гелия, метана и идеального газа при 293 Кельвина (ваша типичная комнатная температура). Обратите внимание, что для идеального газа, сплошная линия, значение всегда равно 1, потому что PV по определению равно nRT. Для двух реальных газов вы можете видеть, что оба имеют значение Z около 1 - по сути, они ведут себя идеально. Обратите внимание, что когда мы говорим «низкое давление», это включает в себя атмосферное давление (примерно 1 бар).Поэтому для большинства реальных газовых проблем, возникающих на Земле, мы можем удобно аппроксимировать поведение с помощью закона идеального газа.

Однако по мере того, как давление в системе увеличивается, предположение о том, что наши частицы реального газа не имеют объема, начинает разваливаться.

Для реальных газов при увеличении давления (уменьшении объема) частицы сами занимают более значительную часть объема.

Итак, объем реального газа при высоких давлениях на самом деле равен \ (V_ {gas} + V_ {container} \), что, конечно, больше, чем \ (V_ {container} \), который используется для идеального газа. .Это приводит к значению Z больше 1 или положительным отклонениям от закона идеального газа.

И, как вы можете видеть на графике, это становится все более и более выраженным по мере того, как давление продолжает расти. Этот эффект будет более значительным для газов с более крупными частицами - обратите внимание, что при высоких давлениях значение Z метана больше, чем у гелия.

Из данных по метану мы также видим, что реальные газы имеют отрицательные отклонения от закона идеального газа при более низких давлениях, что означает, что их коэффициент сжимаемости меньше 1.

Это результат краха второго предположения, что частицы газа не имеют межмолекулярных взаимодействий, что, конечно, неверно. Если мы рассмотрим настоящую частицу газа на краю контейнера, она ощущает коллективное притяжение других частиц от стенки, тем самым уменьшая давление, которое она оказывает на сосуд.

В целом это уменьшает объем реального газа по сравнению с идеальным газом.

Этот эффект зависит как от свойств частиц газа, так и от температуры системы.

Большие отрицательные отклонения будут иметь место только для частиц, которые имеют сильные межмолекулярные взаимодействия - обратите внимание, что при 293 K гелий не имеет отрицательного отклонения, в то время как метан имеет. Этот эффект также будет особенно значительным при более низких температурах. Помните, что с понижением температуры средняя скорость частиц также уменьшается. Это дает частицам больше времени, чтобы сильно взаимодействовать друг с другом.

Вы можете увидеть это на втором графике. Здесь Z метана в зависимости от давления для 4 температур.При 200 К межмолекулярные взаимодействия между частицами метана значительно уменьшают объем контейнера и мы видим большое отрицательное отклонение. Это имеет смысл, поскольку мы приближаемся к точке конденсации метана, когда он просто превращался бы в жидкость. Однако при повышении температуры до 600 К метан ведет себя более или менее идеально независимо от давления.

Обратите внимание, что по мере увеличения давления в системе положительные отклонения начинают перевешивать отрицательные, и при всех температурах отклонения все положительные.Точный баланс того, когда произойдет этот переход, зависит от температуры системы и конкретных свойств (таких как размер и сила взаимодействия) самих частиц газа.

Хорошо, давайте быстро просмотрим все, что мы обсуждали.

Идеальный газ - это теоретический газ, состоящий из множества беспорядочно движущихся частиц, которые не подвергаются межчастичным взаимодействиям. Настоящий газ - это как раз наоборот; он занимает пространство, и молекулы взаимодействуют. Это приводит к тому, что PV всегда равняется nRT.Хотя настоящий газ не является на самом деле идеальным газом, большинство из них очень хорошо следуют этим предположениям при низких давлениях и высоких температурах. С молекулярной точки зрения это верно, потому что это уменьшает объем частиц газа по сравнению с контейнером и ограничивает их способность взаимодействовать. Мы также отметили, что определенные молекулярные свойства влияют на их идеальное поведение, при этом более мелкие неполярные молекулы ведут себя наиболее идеально.

Хорошо, прежде чем мы продолжим, давайте ответим на пару вопросов для быстрого обзора:

1.Какая молекула, по вашему мнению, будет больше всего отклоняться от идеального поведения при высоких давлениях?

  1. Метан
  2. Этан
  3. Пропан
  4. Бутан

Правильный ответ - D! Все четыре варианта являются углеводородами, поэтому у них одинаковые межмолекулярные силы, но, поскольку бутан является самым большим, очень неточно предполагать, что эти частицы не имеют объема.

2. В каких условиях, по вашему мнению, аргон будет вести себя наиболее идеально?

  1. 150 K, 100 бар
  2. 400 K, 100 бар
  3. 150 K, 800 бар
  4. 400 K, 800 бар

Правильный ответ - B! В этих условиях, при высокой температуре и низком давлении, аргон (или любая частица) будет вести себя как идеальный газ.

Хорошо! Вот и все для обзора! Спасибо за просмотр и удачной учебы!

Сравнение идеальных газов и реальных газов

Идеальный газ - это теоретический газ, который идеально вписывается в уравнение PV = nRT. Идеальный газ во многом отличается от настоящего.

Идеальные газы подчиняются всем газовым законам независимо от давления и температуры; однако на самом деле их не существует, отсюда и термин «идеальный».

Они не занимают объема, в отличие от реальных газов, которые занимают небольшие объемы.Частицы идеального газа не обладают силами притяжения; их столкновения чисто упругие. Настоящие газы обладают небольшой силой притяжения.

Давление идеального газа намного больше, чем у реального газа, поскольку его частицы не обладают силами притяжения, которые удерживают частицы при столкновении. Различия между идеальными газами и реальными газами можно увидеть наиболее наглядно, когда высокое давление приводит к тому, что частицы газа занимают меньший объем, или когда температура низкая, вызывая более низкую кинетическую энергию.

Разница также может быть более очевидной, когда частицы газа больше, и когда частицы газа испытывают сильные силы притяжения. Молекулы одноатомного газа намного ближе к идеальным газам, чем другие частицы, поскольку их частицы очень малы. Из-за различий между идеальным и реальным газами Ван дер Ваальс создал уравнение, чтобы связать эти два газа:

Где a и b представляют силу межмолекулярного притяжения и исключенный объем (они различаются для каждого конкретного газа).

Помогите нам исправить его улыбку своими старыми эссе, это займет секунды!

-Мы ищем предыдущие эссе, лабораторные работы и задания, которые вы выполнили!
-Мы рассмотрим и разместим их на нашем сайте.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *