1. Отклонение свойств газов от идеальных.

Уравнение состояния идеального газа (Менделеева-Клапей­рона) является приближенным. Оно выполняется при достаточно малых плотностях и давлениях (до 100 атм). Так, например, для одного моля азота при С и атм отличается от теоретического более чем на , а при атм - на . При дальнейшем увеличении давления это отклонение еще больше.

Т аким образом, опыт показывает, что реальные газы значительно отличаются по своим свойствам от идеальных. Такие отклонения связаны с межмолекулярным взаимодействием и размера­ми самих молекул, чем нельзя пренебрегать при больших плотностях газа. Между молекулами действую силы электрического происхождения - притягивания и от­талкивания. Характер этих сил показан на рис. 11.1, где приве­дена зависимость потенциальной энергии взаимодействия от рассто­яния. На расстоянии силы при­тяжения уравновешиваются силами отталкивания. Действие сил притяжения приводит к тому, что мо­лекулы газа занимают определенный объем, дальше которого газ не может быть сжат.

Поэтому уравнение Менделеева-Клапейрона, справедливое для идеальных газов, необходимо уточнить с учетом размера молекул и сил взаимодействия между ними.

2. Уравнение состояния реального газа (уравнение Ван-дер-Ваальса)

Для 1 моля идеального газа уравнение состояния имеет вид , где - объем, предоставленный молекулам газа. Для реальных газов некоторая его часть занята самими моле­кулами. Поэтому объем надо заменить разностью .

Учтем теперь взаимодействие молекул. Силы притяжения, действующие между молекулами, приводят, к уменьшению давления газа на стенки сосуда на некоторую величину , так что:

или (11.1)

где - дополнительное давление, обусловленное силами притя­жения. Его называют также внутренним или молекулярным давлени­ем. Это давление пропорционально концентрации молекул и силе, действующей на данную молекулу со стороны остальных, которая в свою очередь, также пропорциональна концентрации молекул. Таким образом, или , где - пос­тоянная, характеризующая силы молекулярного притяжения и зави­сящая от природы газа. Таким образом, получаем для 1 моля уравнение:

(11.2)

Это уравнение состояния реального газа или уравнение Ван-дер-Ваальса; и - константы, определяемые экспериментально. Исследуем уравнений (11.2), для чего перепишем его в виде:

(11.3)

С его помощью можно построить теоретические изотермы ре­ального газа - зависимость от при заданных значениях .

У равнение (11.3) - уравнение третьей степени относитель­но . Поэтому оно может иметь либо три действительных корня, либо один. Одна из таких изотерм изображена на рис. 11.2. На участках , , т.е. с увеличением давления объем уменьшается, на участке же , что соответству­ет неестественному состоянию вещества, когда сжатие приводит к увеличению объема. Поэтому на опыта изотерма пожег быть лишь вида (Рис. 11.3). Такая изотерма действительно была получена Т. Эндрьюсом с углекислотой. Наличии горизонтального участка связано с тем, что при изменении объема вещество не может все время оставаться в однофазном состо­янии. В некоторый момент про­исходит скачкообразной измене­ние состояния вещества и его распадение на две фазы: жидкую ( ) и газообразную ( ). Горизонтальный участок ( ) соответ­ствует двухфазному состоянию вещества - переходу газа в жид­кость при заданных температуре и давлении. Эта область насы­щенного пара.

Лекция 17	Изотермы реальных газов. Сравнение уравнения Ван-дер-Ваальса с экспериментальными данными.
	Фазовые переходы 1-го и 2-го рода. Критическое состояние.