|
3.7. Термодинамические свойства реальных газов
3.7.1. Реальные газы
Как известно, уравнение состояния устанавливает функциональную связь между давлением Р, объемом V, температурой T и числом молей ν газа в состоянии равновесия. Самым простым и известным уравнением состояния является уравнение состояния идеального газа
PV = νRT . (3.7.1)
Реальные газы описываются уравнением состояния идеального газа только приближенно, и отклонения от идеального поведения становятся заметными при высоких давлениях и низких температурах, особенно когда газ близок к конденсации. Так, для газов с низкой температурой сжижения (He, H2, Ne и даже N2, O2, Ar, CO, CH4) при давлениях до 50 атм отклонения не превышают 5 %, а при давлениях до 10 атм - 2 %. Легко конденсирующиеся газы (CO2, SO2, Cl2, CH3Cl) уже при 1 атм обнаруживают отклонения до 3 %.
Предпринималось много попыток для учета отклонений свойств реальных газов от свойств идеального газа путем введения различных поправок в уравнение состояния идеального газа.
Первая поправка в уравнении состояния идеального газа рассматривает собственный объем, занимаемый молекулами реального газа. В уравнении Дюпре (1864)
P(V - νb) = νRT,
постоянная b учитывает собственный мольный объем молекул, ν = m / μ - число молей газа.
При понижении температуры межмолекулярное взаимодействие в реальных газах приводит к конденсации (образованию жидкости). Межмолекулярное притяжение эквивалентно существованию в газе некоторого внутреннего давления Р (иногда его называют статическим давлением). Изначально величина Р была учтена в общей форме в уравнении Гирна (1865):
(P + P')(V - νb) = νRT.
Наибольшее распространение вследствие простоты и физической наглядности получило уравнение голландского физика Ван-дер-Ваальса. В 1873 г. он дал функциональную интерпретацию внутреннего давления. Согласно модели Ван-дер-Ваальса силы притяжения между молекулами (силы Ван-дер-Ваальса) обратно пропорциональны шестой
|
