Молекулярная и статистическая физика. Крутов А.В - 49 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

ВГУ | Воронеж

Составители: 

Рубрика: 

49
ПРИЛОЖЕНИЯ
РЕАЛЬНЫЕ ГАЗЫ . КРИТИЧЕСКОЕ СОСТОЯНИЕ
Уравнение Ван - дер-Ваальса реального газа
При выводе уравнения состояния идеального газа , которое для одно-
го моля имеет вид
pV=RT, (1)
были сделаны два существенно важных предположения:
1) молекулы газа не взаимодействуют между собой; только во время
столкновений на короткое время появляются силы отталкивания;
2) собственный объем молекул очень мал по сравнению с объемом со-
суда, в котором находится газ.
Для реальных газов, а тем более для жидкостей, эти предположения
не могут быть использованы . Были сделаны многочисленные попытки
найти такое уравнение состояния для реального вещества , которое могло
бы охватить если не все состояния вещества , то хотя бы газообразное , па-
рообразное и жидкое . Из всех предложенных уравнений наибольшей из-
вестностью пользуется уравнение Ван-дер-Ваальса
написанное для одного моля вещества. Здесь a и b — постоянные для дан-
ного вещества величины ; R — по-прежнему универсальная газовая посто-
янная. Это уравнение отличается от выражения (1) двумя «поправками»:
величиной a / V
2
, учитывающей взаимодействие молекул , и величиной b ,
учитывающей собственный объем молекул . Выше упоминалось, что дей-
ствие молекулярных сил притяжения, стремящихся связать молекулы ве -
щества между собой, эквивалентно действию некоторого дополнительного
давления, помогающего внешнему давлению удержать вещество в данном
объеме. В первом приближении это добавочное давление, обусловленное
действием молекулярных сил, можно считать пропорциональным квадрату
плотности газа или обратно пропорциональным квадрату удельного объе -
ма (объема одного моля газа ):
(2)
                                  49

                           ПРИЛОЖЕНИЯ

         РЕАЛЬНЫЕ ГАЗЫ. КРИТИЧЕСКОЕ СОСТОЯНИЕ
  Уравнение Ван-дер-Ваальса реального газа
     При выводе уравнения состояния идеального газа, которое для одно-
го моля имеет вид
                         pV=RT,                                    (1)
были сделаны два существенно важных предположения:
   1) молекулы газа не взаимодействуют между собой; только во время
столкновений на короткое время появляются силы отталкивания;
    2) собственный объем молекул очень мал по сравнению с объемом со-
 суда, в котором находится газ.
       Для реальных газов, а тем более для жидкостей, эти предположения
не могут быть использованы. Были сделаны многочисленные попытки
найти такое уравнение состояния для реального вещества, которое могло
бы охватить если не все состояния вещества, то хотя бы газообразное, па-
рообразное и жидкое. Из всех предложенных уравнений наибольшей из-
вестностью пользуется уравнение Ван-дер-Ваальса

                                                                     (2)

написанное для одного моля вещества. Здесь a и b — постоянные для дан-
ного вещества величины; R — по-прежнему универсальная газовая посто-
янная. Это уравнение отличается от выражения (1) двумя «поправками»:
величиной a/V2, учитывающей взаимодействие молекул, и величиной b,
учитывающей собственный объем молекул. Выше упоминалось, что дей-
ствие молекулярных сил притяжения, стремящихся связать молекулы ве-
щества между собой, эквивалентно действию некоторого дополнительного
давления, помогающего внешнему давлению удержать вещество в данном
объеме. В первом приближении это добавочное давление, обусловленное
действием молекулярных сил, можно считать пропорциональным квадрату
плотности газа или обратно пропорциональным квадрату удельного объе-
ма (объема одного моля газа):

Страницы