ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РЕАЛЬНЫХ ГАЗОВ Уравнение Ван-дер-Ваальса Изотермы уравнения Ван-дер- Ваальса Внутренняя энергия газа Ван-дер- Ваальса

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РЕАЛЬНЫХ ГАЗОВ 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. В чем причина отклонения? Причина в том, что поведение молекул в реальной системе отлично от того, как это описывается для идеального газа. Молекулы взаимодействуют. Силы взаимодействия сильно зависят от расстояния между молекулами. Силы взаимодействия можно подразделить, как показывает опыт, на силы притяжения и силы отталкивания.

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РЕАЛЬНЫХ ГАЗОВ Причем эти силы действуют одновременно. В противном случае тела были бы неустойчивыми. Кроме этого необходимо, чтобы силы отталкивания преобладали на малых расстояниях, а силы притяжения на больших расстояниях. Силы притяжения действуют на расстоянии ~10 -7 см называют ван-дер-ваальсовскими силами. Эти силы убывают прямо пропорционально r 7. F~ Силы отталкивания убывают быстрее чем ван-дер- ваальсовские силы F~ ( n>9)

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РЕАЛЬНЫХ ГАЗОВ Предпринималось много попыток для учета отклонений свойств реальных газов от свойств идеального газа путем введения различных поправок в уравнение состояния идеального газа. Наибольшее распространение вследствие простоты и физической наглядности получило уравнение Ван- дер-Ваальса.

Уравнение Ван-дер-Ваальса Первая поправка в уравнении состояния идеального газа рассматривает собственный объем, занимаемый молекулами реального газа. Обозначим ее буквой b. Эта поправка представляет собой объем, который занимают все молекулы с эффективным диаметром d, находящиеся в одном моле газа. b = 4 v 0 N a, где v 0 – объем одной молекулы; N a – число Авогадро.

Уравнение Ван-дер-Ваальса Вторая поправка учитывает силы притяжения между молекулами газа ( силы Ван-дер-Ваальса). Обозначим ее буквой Р *. Учтем, что, если молекула находится внутри объема газа, то силы притяжения ее остальными частицами взаимно уравновешиваются и никак не влияют на характер движения этой молекулы. Иначе обстоит дело с молекулами находящимися вблизи стенок сосуда. Для них равнодействующая сил притяжения со стороны других молекул не равна нулю и направлена во- внутрь. Тогда Р* = а/ v μ, Где a – коэффициент Ван-дер-Ваальса, зависящий только от химической природы газа; V μ - молярный объем газа.

Уравнение Ван-дер-Ваальса Считается также, что силы притяжения суммируются с внешним давлением. С учетом этих соображений уравнение состояния идеального газа преобразуется в уравнение Ван-дер- Ваальса: Для одного моля Для произвольной массы

Уравнение Ван-дер-Ваальса Проанализируем изотермы уравнения Ван-дер- Ваальса – зависимости Р от V для реального газа при постоянной температуре. Умножив уравнение Ван-дер-Ваальса на V 2 и раскрыв скобки, получаем: PV 3 – (RT + bP) V 2 + a 2 V ab 3 = 0. Поскольку данное уравнение имеет третью степень относительно V, а коэффициенты при V действительны, то оно имеет либо один, либо три вещественных корня – т.е. изобара Р = const пересекает кривую Р = Р(V) в одной или трех точках, как это изображено на рисунке.

Уравнение Ван-дер-Ваальса

Причем с повышением температуры мы перейдем от немонотонной зависимости Р = Р(V) к монотонной однозначной функции. Изотерма при Ткр, которая разделяет немонотонные T Tкр изотермы, соответствует изотерме при критической температуре. При температуре выше критической зависимость Р = Р(V) является однозначной монотонной функцией объема. Это означает, что при T > Tкр вещество находится только в одном – газообразном состоянии, как это имело место у идеального газа.

Уравнение Ван-дер-Ваальса При температуре газа ниже критической такая однозначность исчезает. Это означает возможность перехода вещества из газообразного в жидкое и наоборот. На участке ВСА изотермы Т 1 давление растет с увеличением объема (dP/dV) > 0. Данное состояние неустойчиво, поскольку здесь должны усиливаться малейшие флуктуации плотности. Поэтому область ВСА не может устойчиво существовать.

Уравнение Ван-дер-Ваальса В областях DLB и AGE давление падает с увеличением объема (dP/dV)Т < 0 – это необходимое, но не достаточное условие устойчивого равновесия. Эксперимент показывает, что система переходит из области устойчивых состояний GE (газ) в область устойчивых состояний LD (жидкость) через двухфазное состояние (газ – жидкость) GL вдоль горизонтальной изотермы GCL.

Уравнение Ван-дер-Ваальса При квазистатическом сжатии, начиная с точки G, система распадается на 2 фазы – жидкость и газ, причем плотности жидкости и газа остаются при сжатии неизменными и равными их значениям в точках L и G соответственно. При сжатии количество вещества в газообразной фазе непрерывно уменьшается, а в жидкой фазе – увеличивается, пока не будет достигнута точка L, в которой все вещество перейдет в жидкое состояние.

Уравнение Ван-дер-Ваальса Наличие критической точки на изотерме Ван-дер-Ваальса означает, что для каждой жидкости существует такая температура, выше которой вещество может существовать только в газообразном состоянии. К этому заключению пришел и Д.И. Менделеев в 1861 г. Он заметил, что при определенной температуре прекращалось поднятие жидкости в капиллярах, т.е. поверхностное натяжение обращалось в нуль. При той же температуре обращалась в нуль скрытая теплота парообразования. Такую температуру Менделеев назвал температурой абсолютного кипения. Выше этой температуры, согласно Менделееву, газ не может быть сконденсирован в жидкость никаким увеличением давления.

Уравнение Ван-дер-Ваальса Критическую точку K мы определили как точку перегиба критической изотермы, в которой касательная к изотерме горизонтальна. Ее можно определить также как точку, в которую в пределе переходят горизонтальные участки изотерм при повышении температуры до критической. На этом основан способ определения критических параметров P k, V k, Т k, принадлежащий Эндрюсу. Строится система изотерм при различных температурах. Предельная изотерма, у которой горизонтальный участок LG переходит в точку, будет критической изотермой, а указанная точка – критической точкой.

Уравнение Ван-дер-Ваальса Критические значения для температуры, давления и объема можно определять по формулам:

Внутренняя энергия газа Ван-дер- Ваальса Энергия одного моля газа Ван-дер- Ваальса слагается из внутренней энергии молекул, составляющих газ: кинетической энергии теплового движения центра масс молекул, равной потенциальной энергии взаимного притяжения молекул.

Внутренняя энергия газа Ван-дер- Ваальса Потенциальная энергия притяжения молекул равна работе, необходимой для разведения молекул на бесконечное расстояние друг от друга. В этом конечном состоянии молекулы не взаимодействуют друг с другом, а потенциальную энергию можно считать равной нулю. Дополнительное давление газа Ван-дер- Ваальса за счет взаимного притяжения молекул равно a/V m 2, и, следовательно, потенциальная энергия взаимодействия равна

Внутренняя энергия газа Ван-дер- Ваальса Знак «минус» указывает на то, что между молекулами действуют силы притяжения; V μ – молярный объем, V μ = V/, = m/. Полная энергия одного моля газа Ван-дер-Ваальса определяется соотношением

Заключение Принципиальное значение уравнения Ван-дер- Ваальса определяется следующими обстоятельствами: уравнение было получено из модельных представлений о свойствах реальных газов и жидкостей, а не явилось результатом эмпирического подбора функции f(p,V,T), описывающей свойства реальных газов; уравнение долго рассматривалось как некоторый общий вид уравнения состояния реальных газов, на основе которого было построено много других уравнений состояния;

Заключение С помощью уравнения Ван-дер-Ваальса впервые удалось описать явление перехода газа в жидкость и проанализировать критические явления. Причиной недостаточной точности уравнения Ван-дер-Ваальс считал ассоциацию молекул в газовой фазе, которую не удается описать, учитывая зависимость параметров a и b от объема и температуры, без использования дополнительных постоянных.