Лекція №4. Реальні гази та суміші газів Відмінності реальних та ідеальних газів.

З практичного досвіду з’ясувалося, що рівняння Менделеева - Клапейрона дає значні помилки коли його застосовувати до стиснених газів чи парів. Ці помилки виникають через неврахованість сил міжмолекулярного зв’язку, що виникають при співударянні молекул.

З фізичної точки зору при зближенні двох молекул (одночасне співударяння більшої кількості молекул надзвичайно мале) на відстань до 10^-7 см між ним виникають сили взаємного притягування. Ці сили ще називають Ван – дер -Ваальсовими. Вони поділяються на три види: орієнтаційні (враховують наявність дипольних електричних моментів у поляризованих молекулах), індукційні (в нейтральній молекулі відбувається зміщення центру ваги позитивних і негативних зарядів коли вона знаходиться в електричному полі іншої полярної молекули) та дисперсійні (резонансні коливання електронів в неполярних молекулах).

На відстані менше 10^-8 см між молекулами виникають або значні сили відштовхування, або значні сили притягування (хімічна реакція). Ці сили приблизно в 100 разів більші за сили Ван – дер - Ваальса. Потенціальна енергія хімічної взаємодії має величину порядку 0,4÷4∙10⁴ Дж/моль.

Рівняння Ван – дер - Ваальса.

Для врахування цих відмінностей голландський фізик Я. Ван – дер - Ваальс запропонував молекули реального газу уявити у вигляді твердих кульок з діаметром d, між якими діють сили взаємного притягування. Сили взаємного відштовхування враховуються шляхом використання розміру молекул.

Рівняння Ван – дер – Ваальса для одного моля газу можна записати у вигляді

де поправка, зумовлена дією сил взаємного притягування між молекулами (внутрішній тиск); b– поправка, що залежить від власного об’єму всіх молекул одного моля газу; об’єм одного моля газу. Внутрішній тиск визначають за формулою , де коефіцієнт Ван – дер – Ваальса, який залежить лише від хімічної природи газу. Поправка на власний об’єм молекул газу визначається за формулою , де об’єм однієї молекули, , число Авогадро.

Таким чином, для одного моля газу . Це рівняння вперше було виведене в 1873 р. Я. Ван – дер – Ваальсом і має його ім’я. Рівняння для будь-якої маси М газу отримаємо помноживши попереднє на кількість молей і врахувавши залежність . Звідки

Це рівняння краще співпадає з результатами дослідів ніж рівняння Менделеева - Клапейрона. Але, для сильно стиснених газів це рівняння також виявляється недостатньо точним.

Газові суміші

У якості робочих тіл можуть застосовуватися суміші, що складаються з декількох газів (наприклад повітря, продукти згорання палива). Параметри сумішей (густина, газова стала, теплоємність та інші) залежать від складу газової суміші. Склад таких сумішей задається в долях одиниці, або у відсотках.

Є три способу завдання газових сумішей:

– мольними долями , кількість молей і-го компонента суміші, загальна кількість молей суміші.

– масовими долями , масі і-го компонента суміші,

– об’ємними долями об’єм і-го компонента суміші,.

Середня молекулярна маса суміші газів .

Середня газова постійна суміші , або .

Наприклад: для повітря кг/кмоль, а Дж/(кг∙К).

Згідно з законом Дальтона загальний тиск газової суміші де парціальний тиск окремих газів, що входять до складу суміші. Якщо суміш задана об’ємними долями то парціальний тиск кожного компонента газової суміші можна визначити за формулами . Якщо суміш задана масовими долями – .