Курсовая теория на тему Уравнение реальных газов

Содержание:

ВВЕДЕНИЕ. 2

Глава 1.
Общие понятия о реальных газах. 3

1.1 Общее
понятие о реальном газе. 3

1.2 Уравнение
Ван-дер-Ваальса — ретроспектива. 5

Глава 2.
Практическое применение уравнения реальных газов. 8

2.1 Расчет
отдельных параметров реальных газов. 8

2.2
Практическое применение уравнения Ван-дер-Ваальса. 16

ЗАКЛЮЧЕНИЕ. 20

СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННЫХ
ИСТОЧНИКОВ   22

Введение:

Реальный газ — в общем случае — газообразное состояние
реально существующего вещества. В термодинамике под реальным газом, понимается
газ, который не описывается в точности уравнением Клапейрона — Менделеева, в
отличие упрощенной его модели — гипотетического идеального газа, строго подчиняющегося
вышеуказанному уравнению. Обычно под реальным газом понимают газообразное
состояние вещества во всем диапазоне его существования. Однако, существует и
другая классификация, по которой реальным газом называется высоко перегретый
пар, состояние которого незначительно отличается от состояния идеального газа,
а к парам относят перегретый пар, состояние которого заметно отличается от
идеального газа, и насыщенный пар (двухфазовая равновесная система жидкость —
пар), который вообще не подчиняется законам идеального газа.

С позиции молекулярной теории строения вещества
реальный газ — это газ, свойства которого зависят от взаимодействия и размеров
молекул. Зависимости между его параметрами показывают, что молекулы в реальном
газе взаимодействуют между собой и занимают определённый объём. Состояние
реального газа часто на практике описывается обобщённым уравнением Клапейрона –
Менделеева.

Цель работы – рассмотреть особенности уравнения
реальных газов.

Предмет исследования – реальные газы.

В ходе выполнения работы будут исследованы следующие
вопросы: общие понятия о реальных газах и практическое исследование и расчеты
реальных газов.

Методологической базой для исследования являются труды
отечественных и зарубежных авторов

Заключение:

Таким образом, реальные газы — это все газы, которые
существуют в природе, за исключением тех случаев, когда они находятся в
условиях определенного давления и температуры, и в этих случаях они
рассматриваются приблизительно для целей упрощенных расчетов как идеальные или
идеальные газы. В отличие от идеальных газов, реальные газы не могут быть
полностью объяснены и смоделированы с использованием закона идеального газа.

Благородные газы, такие как гелий и аргон, поскольку
они являются атомарными газами, обычно не образующими молекулы, они ближе к идеальным
газам и поэтому, даже ошибочно, в прошлом назывались «идеальными газами»,
поскольку их частицы ведут себя больше, как идеализированные и точные
характеристики идеальных газов.

Чтобы понять и смоделировать реальные газы, необходимо
учитывать несколько условий, например:

ü Эффекты
сжимаемости;

ü Переменная
удельная теплоемкость;

ü Силы
Ван-дер-Ваальса;

ü Эффекты
не термодинамического равновесия;

ü Проблемы
молекулярной диссоциации и элементарных реакций переменного состава.

Для большинства приложений такой подробный анализ не
нужен, и приближение идеального газа можно использовать с разумной точностью.
Модели реального газа должны использоваться вблизи точек конденсации газа,
вблизи критической точки, при очень высоких давлениях и в некоторых других,
менее обычных случаях.

Для физической обработки реальных газов было
предложено несколько уравнений состояния, подходящих для реальных газов: ü Вириальное
уравнение;

ü Уравнение
Ван-дер-Ваальса;

ü Уравнение
Бертело;

ü Уравнение
Дитеричи.

Для большинства приложений такой подробный анализ не
нужен, и приближение идеального газа можно использовать с разумной точностью. С
другой стороны, модели реального газа должны использоваться вблизи точки
конденсации газов, вблизи критических точек, при очень высоких давлениях, чтобы
объяснить эффект Джоуля – Томсона и в других, менее обычных случаях. Отклонение
от идеальности можно описать коэффициентом сжимаемости Z.

Кроме того, уравнение Ван-дер-Ваальса — это уравнение
состояния для газов, с помощью которого поведение реальных газов может быть
описано более точно, чем с помощью общего газового уравнения для идеального
газа. Выходя за рамки общего уравнения газа, уравнение Ван-дер-Ваальса содержит
два параметра для сил отталкивания и притяжения между частицами газа. Это
характерно для соответствующего газа. Таким образом, это приводит к простому и
приблизительно количественному пониманию сжижения и многих других свойств, в
которых реальные газы отличаются от идеального газа. Уравнение было установлено
в 1873 году Иоганнесом Дидериком ван дер Ваальсом, за что он получил
Нобелевскую премию по физике в 1910 году.

Фрагмент текста работы:

Глава 1. Общие понятия о реальных газах

1.1 Общее понятие о реальном газе Термин «реальный газ» обычно относится к газу, который
не ведет себя как идеальный газ. Их поведение можно объяснить взаимодействиями
между газовыми молекулами. Эти межмолекулярные взаимодействия между частицами
газа являются причиной того, что реальные газы не подчиняются закону идеального
газа. Следовательно, реальные газы можно определить как неидеальные газы,
молекулы которых занимают определенное пространство и обладают способностью
взаимодействовать друг с другом. [7]

Важно отметить, что в большинстве случаев поведение
реального газа почти такое же, как и у идеального газа. Поэтому во многих
приложениях нет необходимости в подробном анализе отклонения реальных газов от
идеального поведения. Достаточно точные расчеты можно провести, применив
уравнение идеального газа к этим реальным газам. Однако важно отметить, что газ
следует рассматривать как настоящий газ, когда он приближается к точке
конденсации. Кроме того, почти все газы следует рассматривать как реальные
газы, поскольку они приближаются к своим критическим точкам. Другие ситуации, в
которых газы могут рассматриваться как реальные газы, включают ситуации, в
которых давление, приложенное к газу, очень высокое, и для объяснения эффекта
Джоуля-Томсона. Также важно отметить, что отклонение реального газа от поведения
идеального газа может быть выражено через коэффициент сжимаемости (также
известный как коэффициент отклонения газа или коэффициент сжатия; обычно
обозначается символом ‘Z’). [8]

Важно понимать, что почти все газы могут вести себя
как реальные газы, когда они помещены в соответствующие условия. Например, при
стандартных условиях температуры и давления (обычно сокращенно STP) поведение
воздуха можно оценить с помощью закона идеального газа. Это связано с тем, что
воздух ведет себя как идеальный газ при стандартных условиях температуры и
давления. Однако, когда давление, прикладываемое к воздуху, увеличивается до
очень большой величины, тот же воздух начинает демонстрировать заметные
отклонения от закона идеального газа и начинает демонстрировать поведение, подобное
поведению реального газа. Более того, любое повышение абсолютной температуры
газа также может иметь аналогичный эффект. Это связано с тем, что увеличение
абсолютной температуры газа приводит к увеличению средней кинетической энергии
молекул газа. Это, в свою очередь, приводит к увеличению количества
взаимодействий между молекулами газа. Следовательно, повышение абсолютной
температуры воздуха также может вызывать заметные отклонения от идеального
поведения и превращать его в настоящий газ.

Таким образом, почти все газы могут вести себя как
идеальные газы, а также как реальные газы. Когда условия относительно
окружающие, большинство газов, как известно, демонстрируют почти идеальное
поведение. Однако в относительно экстремальных условиях, в которых либо
температура газа повышается до очень высокого значения, давление на газ
повышается до очень высокого значения, либо температура и давление, связанные с
газом, повышаются до чрезвычайно высоких значений. При высоких значениях
большинство газов будет отклоняться от идеального поведения и превращаться в
реальные газы.

Реальные газы — это газы, которые не подчиняются
закону идеального газа, тогда как все идеальные газы должны подчиняться
уравнению идеального газа. Кроме того, идеальный газ должен подчиняться всем
газовым законам при любых условиях, но реальный газ может не подчиняться
отдельным газовым законам в определенных условиях (которые являются
относительно экстремальными). Также можно отметить, что реальные газы имеют
тенденцию к сжижению при охлаждении до температур ниже их точек кипения.

Уравнение идеального газа можно преобразовать в
уравнение Ван-дер-Ваальса, чтобы учесть причины, по которым реальные газы не
ведут себя идеальным образом. Это уравнение учитывает объем, занимаемый
молекулами реального газа, а также взаимодействия между молекулами реальных
газов (силы притяжения и отталкивания, возникающие между ними). [6] 1.2 Уравнение Ван-дер-Ваальса —
ретроспектива Уравнение Ван-дер-Ваальса — это термодинамическое
уравнение состояния, основанное на теории, согласно которой жидкости состоят из
частиц с ненулевым объемом и подвержены (не обязательно попарно) силе
притяжения между частицами. работа в области теоретической физической химии,
выполненная в конце 19 века Иоганнесом Дидериком ван дер Ваальсом, который
выполнил соответствующую работу по силе притяжения, которая также носит его
имя. Известно, что уравнение основано на традиционном наборе выводов. из Ван
дер Ваальса и связанных с ним усилий, а также набор выводов, основанных на
статистической термодинамике. [5]

Ранние интересы Ван дер Ваальса были в основном в
области термодинамики, где первое влияние оказала опубликованная работа
Рудольфа Клаузиуса о тепле в 1857 году; Другим значительным влиянием были
сочинения Джеймса Клерка Максвелла, Людвига Больцмана и Уилларда Гиббса.

После первоначального поиска дипломов преподавателя,
бакалаврская работа Ван дер Ваальса по математике и физике в Лейденском
университете в Нидерландах привела (со значительными препятствиями) к его
принятию в докторантуру в Лейдене под руководством Питера Рийке. В то время как
его диссертация помогает объяснить экспериментальное наблюдение в 1869 году
ирландским профессором химии Томасом Эндрюсом (Королевский университет
Белфаста) существования критической точки в жидкостях, историк науки Мартин Дж.
Кляйн утверждает, что неясно, знал ли Ван дер Ваальс о результатах Эндрюса,
когда он начинал свою докторскую работу [4].