Процессы инженерной защиты окружающей среды (теоретические основы). Ветошкин А.Г. - 20 стр.

     Изотермический процесс в газе впервые был изучен английским уче-
ным Р.Бойлем (1606 г.) и несколько позднее независимо от него француз-
ским ученым Э.Мариоттом. Открытый ими закон Бойля - Мариотта гла-
сит: произведение давления данной массы газа на его объем постоянно, ес-
ли температура газа не меняется:
               p.V = const.                           (1.5)
     Из реальных газов ближе всего по свойствам к идеальному газу водо-
род, гелий, неон, т.е. газы с наиболее низкой критической температурой,
составляющей –240…-268°С. Довольно хорошо законы идеальных газов
описывают поведение в обычных условиях таких газов, как азот, кислород,
аргон, оксид углерода, метан, критическая температура которых составля-
ет (-82…-147)°С. Для газов этих групп даже при повышении давления до 5
МПа отклонения величины р от значений, получающихся по уравнению
состояния идеального газа, не превышают 5%. Для легко конденсируемых
газов (диоксид углерода, диоксид серы, хлор) с положительными критиче-
скими температурами (31…158)°С величины соответствующих отклоне-
ний достигают 2…3% уже при атмосферном давлении.
     Критической температурой называют такую, выше которой ни при
каком давлении не происходит конденсации газа в жидкость, т.е. не могут
быть получены два агрегатных состояния - жидкое и парообразное. При
критической температуре поверхностное натяжение жидкости становится
равным нулю, т.е. исчезает поверхность раздела фаз жидкое – газ.
     Отклонение поведения реальных газов от законов идеальных газов
объясняется тем, что при высоких давлениях молекулы реального газа
сближаются настолько, что между ними возникают заметные силы притя-
жения. Существенное влияние начинает оказывать и собственный объем
молекул. Сказанное относится и к реальным газам при низких температу-
рах.
     Для описания поведения реальных газов было разработано и предло-
жено несколько уравнений, более точно описывающих их состояние, чем
законы идеальных газов. Одним из наиболее известных является уравнение
Ван-дер-Ваальса. В его основе лежит уравнение состояния идеальных га-
зов, в которое введены поправки на собственный объем молекул b и на их
взаимное притяжение (a/V ).
     Для одного моля вещества это уравнение записывают следующим об-
разом:
            (p + a/V2)(V - b) = R.T.                     (1.6)
     Величины а, b принимают постоянными. Значения их для различных
газов приводятся в справочниках.



                                   20