Реальные газы. Уравнение состояния. Уравнение Ван-дер-Ваальса.

Реальные газы – газы, свойства которых зависят от взаимодействия молекул.

Уравнение состояния устанавливает связь между давлением P, объемом V, температурой Т и числом молей газа в состоянии равновесия. Уравнение состояния можно написать всегда, когда можно применять термодинамическое описание явлений. При этом реальные уравнения состояний реальных веществ могут быть крайне сложными.

PV= RT или PV=vRT

Эта связь может выражаться не только в форме уравнения, но также графически или в виде таблиц, которые часто используются, особенно для практических целей.

Уравнение Менделеева-Клайперона самое простое, надежное и известное уравнение состояния идеального газа.

PV= RT

Реальные газы описываются уравнение состояния идеального газа только приближенно, и отклонения от идеального поведения становится заметными при высоких давлениях и низких температурах, особенно когда газ близок к конденсации.

Ван-дер-ваальс дал функциональную интерпретацию внутреннего давления.
Согласно модели Ван-дер-ваальса, силы притяжения между молекулами (силы Ван-дер-ваальса) обратно пропорциональны шестой степени расстояния между ними, или второй степени объема, занимаемого газом. Считается также, что силы притяжения суммируются с внешним давлением.

С учетом этих соображений уравнение состояния идеального газа преобразуется в уравнение Ван-дер-ваальса. (V-vb)(P+ )=vRT

постоянная b учитывает собственный мольный объем молекул.

Или для одного моля ( -b)(P+ )=vRT

Vm –молярный объем

Т – абсолютная температура

v – количество молей(количество вещества)

Уравнение Ван-дер-Ваальса— уравнение, связывающее основные термодинамические величины в модели газа Ван-дер-Ваальса 28.Реальные газы. Уравнение Ван-дер-Ваальса. Внутренняя энергия Ван-дер-Ваальсового газа.

Реальные газы. Как известно, уравнение состояния устанавливает связь между давлением Р, объемом V, температурой T и числом молей газа в состоянии равновесия. или .Эта связь может выражаться не только в форме уравнения, но также графически или в виде таблиц, которые часто используются, особенно для практических целей.

Уравнение Менделеева – Клапейрона - самое простое, надежное и известное уравнение состояния идеального газа.
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.

Первая поправка в уравнении состояния идеального газа рассматривает собственный объем, занимаемый молекулами реального газа. В уравнении Дюпре (1864)
постоянная b учитывает собственный мольный объем молекул.

При понижении температуры межмолекулярное взаимодействие в реальных газах приводит к конденсации (образование жидкости).
Межмолекулярное притяжение эквивалентно существованию в газе некоторого внутреннего давления P* (иногда его называют статическим давлением). Изначально величина P* была учтена в общей форме в уравнении Гирна (1865)

Наибольшее распространение вследствие простоты и физической наглядности получило уравнение Ван-дер-Ваальса (1873) .
Ван-дер-Ваальс дал функциональную интерпретацию внутреннего давления. Согласно модели Ван-дер-Ваальса, силы притяжения между молекулами (силы Ван-дер-Ваальса) обратно пропорциональны шестой степени расстояния между ними, или второй степени объема, занимаемого газом. Считается также, что силы притяжения суммируются с внешним давлением.

С учетом этих соображений уравнение состояния идеального газа преобразуется в уравнение Ван-дер-Ваальса:
или для одного моля

Реальные газы – газы, свойства которых зависят от взаимодействия молекул.
В обычных условиях, когда средняя потенциальная энергия межмолекулярного взаимодействия много меньше средней кинетической энергии молекул, свойства реальных и идеальных газов отличаются незначительно.
Поведение этих газов резко различно при высоких давлениях и низких температурах, когда начинают проявляться квантовые эффекты.