Реальные газы, жидкости и твердые тела

При рассмотрении реальных газов необходимо учитывать собственный объем молекул и силы межмолекулярного взаимодействия.

Силы межмолекулярного взаимодействия - короткодействующие - они проявляются на расстояниях менее 10^-9м. Сила взаимодействия молекул - это равнодействующая сил притяжения F _п(они преобладают на больших расстояниях) и сил отталкивания F_o (они доминируют на малых расстояниях). На расстоянии r=r₀ эти силы уравновешивают друг друга и F=0. Таким образом, расстояние r ₀ - это равновесное расстояние между молекулами, на котором бы они находились в отсутствие теплового движения.

Потенциальная энергия взаимодействия молекул U минимальна в состоянии устойчивого равновесия при r=r₀.

Соотношение между U_min и кТ является критерием различных агрегатных состояний. U_min определяет работу, которую нужно совершить против сил притяжения, чтобы разъединить молекулы, находящиеся в равновесии (r=г₀). кТ определяет удвоенную среднюю энергию, приходящуюся на одну степень свободы теплового движения молекул.

При U _min «kT вещество находится в газообразном состоянии, т.к. тепловое движение молекул препятствует соединению (конденсации) молекул.

При U_min» кТ вещество находится в твердом состоянии, т.к. тепловой энергии недостаточно, чтобы "оторвать" молекулы друг от друга.

При U _min ≈ кТ вещество находится в жидком состоянии, т.к. в результате теплового движения молекулы перемещаются в пространстве, обмениваясь местами, но не расходясь на расстояния, превышающие r ₀.

50. Уравнение Ван-дер-Ваальса.

Внесем в уравнение состояния идеального газа рV_μ = RT поправки, учитывающие собственный объем молекул и силы межмолекулярного взаимодействия.

Фактический объем реального газа будет V_μ -b, где b - объем, занимаемый самими молекулами. Две молекулы радиуса rне могут сблизиться на расстояние меньше 2r, следовательно, для центров двух молекул недоступен сферический объем радиуса 2r. Этот объем b в восемь раз больше объема одной молекулы и в расчете на одну молекулу равен учетверенному объему молекулы.

Учет сил межмолекулярного притяжения осуществляется введением дополнительного давления р на газ, называемого внутренним давлением:

р'= a/, где a - постоянная Ван-дер-Ваальса.

Уравнение Ван-дер-Ваальса для моля газа - уравнение состояния реальных газов: (р + a/)(V_μ -b)= RT. Для произвольной массы газа:

, где ,

51. Изотермы реальных газов.

Изотерма реального газа представляет собой зависимость молярного объема газа от давления при постоянной температуре.

При высоких температурах (Т>Т_k) изотерма реального газа отличается от изотермы идеального газа только некоторым искажением формы.

При некоторой температуре Т_к - критиче­ской температуре - на изотерме появляется точка перегиба К - критическая точка. Соот­ветствующие этой точке объем V_k и давление р_к называются критическими. Изотерма при Т_к называется критической изотермой.

При Т <Т_k уравнению Ван-дер-Ваальса соответствует кривая 1-2-3-4-5-6-7. Однако, на участке 5-3 сжатие вещества сопровождается уменьшением давления, следовательно в этой области вещество распадается на две фазы -

Фаза - совокупность всех частей системы, обладающих одинаковым химическим составом и находящихся в одинаковом термодинамическом состоянии.

Истинные докритические изотермы реального газа имеют вид 1-2-6-7 и являются кривыми непрерывного Перехода вещества из газообразного состояния (Г) (участок 6-7) в жидкое (Ж) (участок 2-1). Участок 6-2 соответствует равновесному сосуществованию жидкости и газа.

Вещество в газообразном состоянии при температуре ниже критической называется паром (П), а пар, находящийся в равновесии со своей жидкостью, называется насыщенным (Ж + П). Пар при изотермическом сжатии претерпевает процесс сжижения. Газ при температурах Т > Т_к не может быть превращен в жидкость ни при каком давлении (Г).

При некоторых условиях могут быть реализованы метастабильные состояния 5-6 и 2-3. Участок 2-3 изображает перегретую жидкость, 5-6 — пересыщенный пар.

Дата добавления: 2013-12-13