Лекция 14 3. Реальные газы, жидкости и пары.

3.1 (2 часа) Силы молекулярного взаимодействия. Реальные газы. Уравнение Ван-дер-Ваальса. Переход газообразного состояния в жидкое. Критические параметры. Эффект Джоуля-Томсона. Сжижение газов.

Реальным газом называется газ, между молекулами которого действуют силы межмолекулярного взаимодействия. Паромназывается газ, который находится в состояниях, близких к конденсации.

Силы межмолекулярного взаимодействия очень быстро убывают при увеличении расстояния между молекулами (короткодействующие силы). На расстояниях между молекулами, превышающих м, силами межмолекулярного взаимодействия можно пренебречь. Силы взаимодействия между молекулами подразделяются на силы притяжения и отталкивания.

Рис.31

Оба типа сил действуют одновременно. В результате их суммирования получается результирующая сила взаимодействия. При < - отталкивания, при > - притяжения.

Зависимость потенциальной энергии ( ) от ( ). При - минимум потенциальной энергии. Расстояние r, является эффективным диаметром молекулы. Величина наименьшей потенциальной энергией взаимодействия молекул является критерием для различных агрегатных состояний вещества.

При << - вещество находится в газообразном состоянии. При >> - осуществляется твердое состояние. При - соответствует пребыванию вещества в жидком состоянии. Здесь kT – удвоенная средняя энергия, приходящаяся на одну степень свободы теплового движения молекул.

Силами Ван-дер-Ваальса (ван-дер-ваальсовы силы) называются слабые силы притяжения, действующие между молекулами на расстояниях порядка м. Эти силы являются причиной поправки на внутреннее давление в уравнении состояния реального газа. Существуют три типа Ван-дер-ваальсовых сил, причем все они имеют электрическую природу: а) ориентационные силы притяжения полярных молекул: б) индукционные силы притяжения двух полярных молекул

(обусловленные их влиянием друг на друга и дополнительной поляризацией) в) дисперсионные силы притяжения обусловлены мгновенным действием одной молекулы на другую путем ее поляризации. Модель разработал Друде. Эти силы играют определяющую роль во взаимном притяжении молекул.

Потенциальная энергия ван-дер-ваальсова притяжения составляет (0,4…4) . Для сравнения: энергия водородной связи составляет .

Уравнение Ван-дер-Ваальса описывает состояние реального газа для одного моля ( : (143)

Для произвольной массы газа (m): (144) здесь - мольный объем,

- свободный объем, т.е. не занятый молекулами газа;

- поправка на собственный объем молекул газа: (145)

- объем одной молекулы;

- поправка, обусловленная действием сил взаимного притяжения молекул и называемая внутренним давлением. Уравнение Ван-дер-Ваальса (ВВ) справедливо лишь для не очень сильно сжатых газов, При очень разряженных газах >> и << уравнение (ВВ) не отличается от уравнения Менделеева-Клапейрона.

Изотермы реальных газовв зависимости от температуры приведены на рис.32. Ниже температуры (критической температуры) т.е. и - вещество может находиться в жидком состоянии, а при > вещество может находиться только в газообразном состоянии. Точка С – сухой насыщенный пар, В – кипящая жидкость, М – смесь кипящей жидкости и насыщенного пара (влажный пар), К – критическая точка, области I – жидкость, II – жидкость и насыщенный пар, III – газ. При точке К – все параметры критические, для 1 моля они могут быть определены:

Рис.32

Английские физики Д.Джоуль и У.Томсон (1854) экспериментально обнаружили, что при адиабатном расширении газа без совершения полезной работы температура газа изменяется. Процесс такого необратимого расширения называется адиабатным расширением, аявление изменения температуры в этом процессе – эффектом Джоуля- Томсона. Опыты показывают, что в зависимости от состояния газа перед дросселем ( ) и перепада давления в дросселе ( ) изменение температуры может быть больше нуля – отрицательный эффект Джоуля-Томсона, меньше нуля – положительный эффект и равно нулю – нулевой эффект. На практике используется положительный эффект для понижения температуры газа путем его адиабатного расширения. Этот эффект используют для сжижения газов, чтобы снизить его температуру ниже критической. Только в этом случае можно перевести вещество из газообразного состояния в жидкое. Этот процесс осуществляется в специальных устройствах – детандерах.

3.2. (2 часа) Испарение и кипение жидкостей. Насыщенный пар. Точка росы. Поверхностное натяжение жидкости. Капиллярные явления. Представление о структуре жидкостей, ближнем порядке.

Испарение – это переход вещества (молекул) из жидкого состояния в газообразное, происходящее с поверхности жидкости. Конденсация – процесс, обратный испарению. Скорость испарения зависит от: 1) температуры, 2) площади поверхности испарения, 3) наличия ветра, 4) вида жидкости и 5) внешнего давления. Охлаждение при испарении зависит от числа испаряющихся молекул.

Насыщенный пар. Пар, находящийся в динамическом равновесии со

своей жидкостью, называется насыщенным паром, а давление , при котором жидкость находится в равновесии со своим паром, называется давлением насыщенного пара.

Кипение – процесс парообразования не только на поверхности, но и внутри жидкости. При этом давление насыщенного пара жидкости равно внешнему (например, атмосферному) давлению. При понижении внешнего давления температура кипения снижается, а при повышении – повышается.

Температура, при которой стирается всякое различие между жидкостью и ее насыщенным паром, называется критической температурой: для эфира: для воды:

Температура, при которой ненасыщенный водяной пар в атмосфере превращается в насыщенный и выпадает роса, называется точкой росы. Давление, которое создает водяной пар в атмосфере, называется парциальным давлением водяного пара.

Суммарная энергия частиц жидкости складывается из энергии их хаотического (теплового) движения (кинетическая) и потенциальной энергией, обусловленной силами межмолекулярного взаимодействия. Молекулы поверхностного слоя жидкости обладают большей потенциальной энергией, чем молекулы внутри жидкости. Эта избыточная энергия называется поверхностной энергией, она пропорциональна площади слоя (146) где σ – коэффициент поверхностного натяжения, т.е. , где - элементарная сила, действующая на элемент длины поверхностного слоя. Коэффициент поверхностного натяжения снижается с увеличением температуры (причем зависимость линейная) и при критической температуре обращается в нуль. На значение σ жидкости влияют ПАВ – поверхностно активные вещества (например, мыло).

Смачивание. Θ – краевой угол смачивания.

Рис.33

Использование, например, при флотации.

Капиллярность. Капилляр – узкая трубка.

Рис.34

(147) высота подъема (148) давление (149) над искривленной поверхностью жидкости . (150)

Капиллярные явления играют большую роль в природе и технике. Например, влагообмен в почве и растениях, поднятие воды в фитиле горелки, впитывание влаги бетоном и т.п.

Жидкости обладают промежуточными свойствами между твердыми телами и газами. Жидкости, подобно твердым телам, имеют определенный объем, а, подобно газам, принимают форму сосуда, в котором они находятся. Молекулы в жидкостях, так же как в твердых телах, закреплены на своих местах и колеблются около этих мест – положений равновесия. Но, по истечении времени, называемом временем оседлой жизни они перескакивают с этих мест в другие положения равновесия и т.д. Этим объясняется свойство жидкостей – текучесть. Жидкости текут в направлении действия внешней силы. Например, наклонить стакан с водой, вода потечет в направлении силы тяжести. Если продолжительность действия внешней силы меньше, чем время оседлой жизни, то жидкость ведет себя как твердое тело. Например, гудрон – вязкая жидкость. На нем можно стоять и не утонуть. А можно ли так стоять на воде? В жидкостях наблюдается ближний порядок, т.е., на расстоянии нескольких межатомных расстояний ( ). В твердых же телах (кристаллах) наблюдается дальний порядок, т.е. .