Реальные газы.

При низких температурах или больших давлениях при описании свойств газов необходимо учитывать характер молекулярных взаимодействий.

Молекулярные взаимодействия. Между молекулами реальных газов существуют силы взаимодействия, характер и величина которых определяются индивидуальными свойствами, строением молекул и значениями основных параметров – давления и температуры. Значения этих сил определяют внутреннюю потенциальную энергию молекул реального газа. При больших давлениях и плотностях свойства газов зависят от размеров самих молекул. Молекулы не имеют определенных (жестких) размеров; размеры атомов и молекул могут изменяться в некоторых пределах. Электронные оболочки атомов непрерывно колеблются относительно ядра даже при нулевой термодинамической температуре. Колебания электронных оболочек обусловливают появление электрических полей и объясняют механизм возникновения сил притяжения Ван-дер-Ваальса. В молекулах валентные электроны находятся на более низких энергетических уровнях, чем в атомах; разность уровней обусловливает величину энергии диссоциации. Если молекулы (или атомы) сближены на такое расстояние, что их электронные оболочки начинают сильно проникать одна в другую, то возникает отталкивающая сила, быстро увеличивающаяся с уменьшением расстояния и, наконец, превосходящая силу притяжения.

Сжимаемость. Объемы единицы массы реального и идеального газов различаются при одинаковых давлении и температуре в основном из-за наличия межмолекулярных сил.

Уравнения состояния. Простейшее по форме эмпирическое уравнение состояния реального газа, полученное по результатам исследования сжимаемости, имеет вид:

для 1 кг газа

pv=zRT,

для G кг газа

pV=zGRT

или в форме уравнения Менделеева–Клапейрона

; ; pV=zGR_yT/M.

Безразмерный коэффициент

z=pv/(RT)

называется коэффициентом сжимаемости.

Для определения z используют специальные таблицы.

Вириальная форма уравнения состояния для представления экспериментальных данных без раскрытия механизма, управляющего поведением молекул, впервые предложена в 1901 г. Камерлинг-Оннесом:

,

где А, В, С, D,… – вириальные коэффициенты.

Вириальные коэффициенты являются функциями температуры и свойств газов, т.е. для каждой изотермы значения В, С, D,… различны.

Обычно вириальные коэффициенты записывают в виде полиномов: .

Эмпирические уравнения состояния, записанные в вириальной форме, в настоящее время наиболее употребимы, хотя не раскрывают механизм, управляющий поведением молекул реального газа.