Реферат на тему Реальні гази - Фізика - Реферати - Каталог статей

Реферат на тему Реальні гази. План 1. Ідеальні гази. 2 Молекули реальних газів. 3. Сили міжмолекулярної взаємодії. 3.1. Сили притягання та відштовхування. 3.2. Сили Ван-дер-Ваальса. 4. Рівняння Ван-дер-Ваальса. 4.1. Поправка на власний об'єм молекул. 4.2. Поправка на притягання молекул. Ідеальні гази Поняття про ідеальні та реальні гази виникло в рамках молекулярної фізики і базується на молекулярно-кінетичній теорії будови речовини. її основним твердженням є те, що всі тіла в природі складаються з дрібних частинок — атомів і молекул, які знаходяться в постійному хаотичному русі. Характер руху частинок у газах, рідинах і твердих тілах різний. У твердих кристалічних тілах сили взаємодії між частинками дуже великі, тому молекули не можуть віддалитися одна від одної на дуже великі відстані. У результаті спільного впливу сил притягання й відштовхування частинки твердого тіла здійснюють коливання біля певних середніх положень — вузлів кристалічної решітки. У рідинах кожна частинка протягом деякого часу коливається біля певного положення рівноваги, яке час від часу зміщається на відстань, сумірну з розміром молекули. У результаті молекули всередині рідини коливаються і повільно переміщаються. На відміну від рідин, у яких переважає притягання частинок, у газах домінує відштовхування. Воно сильно залежить від температури, тому що вона визначає швидкість руху частинок і їхню кінетичну енергію. Молекулярно-кінетична теорія користується ідеалізованою моделлю газоподібної речовини.— так званим ідеальним газом. Основні твердження, на які спирається ця модель, такі: * 1) власний об'єм молекул газу настільки малий у порівнянні з об'ємом посудини, що ним можна знехтувати; 2) між молекулами газу відсутні сили взаємодії; 3) зіткнення молекул газу між собою і зі стінками посудини абсолютно пружні. Модель ідеального газу часто використовується при вивченні реальних газів. Справа в тому, що деякі гази в близьких до нормальних умовах наближаються за властивостями до ідеальних газів. Крім того, практично для будь-якого реального газу можна створити такі умови, при яких він поводитиметься як ідеальний. Звичайно це досягається за рахунок низьких тисків і високих температур. Бажання привести будь-який реальний газ до ідеального ґрунтується на тому, що для ідеальних газів установлений цілий ряд законів, що описують їхню поведінку (закони Бойля—Маріотта, Гей-Люссака, Авогадро, Дальтона). Проте існують процеси, умови протікання яких не дозволяють привести реальний газ до ідеального. Це трапляється в промислових виробництвах, наукових дослідженнях і т. ін. Тому для опису стану реальних газів був установлений ряд закономірностей, які дозволяють вивчати їхню поведінку, не змінюючи умов проведення процесу. Молекули реальних газів Якщо для ідеального газу прийнято, що частинки не взаємодіють одна з одною на відстані, то в реальних газах існують сили міжмолекулярного притягання й відштовхування. Сили взаємного відштовхування молекул виявляються при зіткненні молекул газу між собою і зі стінками посудини. При зіткненнях молекули поводяться подібно до абсолютно пружних кульок, діаметр яких залежить тільки від хімічної природи газу і називається ефективним діаметром молекули (d). Незалежно від того, який саме газ розглядається, порядок величини d залишається постійним (10-10 м). Між кульками-молекулами діють сили взаємного притягання. Вони швидко зменшуються зі збільшенням відстані г між молекулами газу і при r>10-9м практично дорівнюють нулю. Таким чином, реальний газ наближається за властивостями до ідеального зі збільшенням середньої відстані між молекулами, тобто зі зменшенням густини газу. Багато газів (азот, водень, гелій, кисень, повітря та ін.) можна вважати ідеальними вже при густині, що відповідає атмосферному тиску й нормальній температурі. Так, концентрація молекул газу за цих умов складає приблизно 1025 м-3 , а середня відстань між молекулами , тобто настільки велика, що силами взаємного притягання молекул можна знехтувати. Власним об'ємом молекул також нехтують, оскільки сумарний власний обсяг усіх молекул, що містяться в 1 м3 газу, складає де п0 — концентрація молекул газу. Якщо розглянути сумарну площу поверхні молекул, що містяться в 1 м3 газу, то вона дорівнюватиме: Ця величина в багато разів перевищує площу поверхні стінок посудини. Це свідчить про те, що зіткнення молекул між собою відбуваються набагато частіше, ніж зі стінками. Тому знехтувати взаємними зіткненнями частинок так само, як нехтують власним обсягом молекул газу, не можна. Сили міжмолекулярної взаємодіїЗаконам ідеальних газів підпорядковуються тільки розріджені реальні гази. У всіх інших випадках властивості ідеальних і реальних газів істотно розрізняються. Наприклад, коефіцієнт стисливості ; з рівняння Менделеева-Клапейрона для ідеальних газів завжди дорівнює одиниці, проте він залежить від тиску й температури для реальних газів. Тому при досить високих тисках усі реальні гази менш стискувані, ніж ідеальні (навіть незалежно від температури). Дослідження таких характеристик, як питома теплоємність, в'язкість і т. ін., також виявили відмінності у властивостях ідеальних і реальних газів. Основна причина цих відмінностей полягає в тому, що поведінка молекул реальних газів відрізняється від поведінки молекул ідеальних газів. В усіх тілах, незалежно від їхнього агрегатного стану, молекули взаємодіють між собою, причому сили взаємодії значною мірою залежать від відстані між молекулами. Ці сили мають електромагнітну й особливу квантову природу. У силу того, що виявляються вони на відстані м і швидко зменшуються зі збільшенням відстані, їх називають короткодіючими. Сили притягання та відштовхування Між молекулами речовини в будь-якому агрегатному стані діють сили взаємного притягання. Мала стисливість сильно ущільнених газів, здатність рідких і твердих тіл опиратися стисканню вказують на те, що між молекулами діють також сили взаємного відштовхування. Доведено, що сили ці діють одночасно, адже якби було навпаки, то тіла навколишнього світу не були б стійкими. Існує чітка залежність сил взаємного притягання та відштовхування від відстані між молекулами. Якісна залежність сил міжмолекулярної взаємодії від відстані г між молекулами показана на малюнку. На дуже великих відстанях переважають сили відштовхування F0, на більш далеких — сили взаємного притягання Fn. Fрез — результуюча сила, що визначається як сума сил притягання і відштовхування, причому сили відштовхування вважаються позитивними, а взаємного притягання — негативними: З малюнка наочно видно, що: 1) при r= r•0 результуюча сила F дорівнює нулю, тобто сили притягання й відштовхування врівноважуються. Відстань r0 відповідає такій відстані між молекулами, на якій вони перебували б за відсутності теплового руху; 2) при r r0 переважають сили притягання; 4) на відстані r>10-9 м міжмолекулярні сили взаємодії практично відсутні • (F→0). Сили Ван-дер-Ваальса Сили Ван-дер-Ваальса — слабкі сили, що діють між молекулами реального: газу на відстані приблизно 10-9 м. Вони були названі по імені вченого Й. Ван-дер-Ваальса, що вперше одержав рівняння стану реального газу. Міжмолекулярні сили мають електричну природу, тобто будь-яка взаємодія молекул насамперед обумовлена взаємодією протилежно заряджених частинок (кулонівська взаємодія). Кулонівські сили відіграють основну роль при взаємодії іонів, проте вони не можуть виникнути між нейтральними молекулами. Якщо ж ми розглянемо такі явища, як скраплення газів, флуктуація густини (тобто нерівномірний розподіл молекул в об'ємі) та ін., то стає очевидним, що між нейтральними молекулами газу відбувається взаємодія. Природа цих взаємодій фізична, а не хімічна, тому що в результаті не утворюються нові хімічні сполуки. Виходить, що навіть між незарядженими частинками може виникнути електро-, статична взаємодія. Всього існує три механізми, які пояснюють можливість цього, — три типи ван-дер-ваальсових сил. Молекули, що вступають у взаємодію, можуть бути полярними й неполярними. У полярній молекулі центри тяжіння позитивних і негативних зарядів зміщені один щодо іншого: Такі молекули називаються диполями. Саме наявність центрів локалізації позитивного і негативного зарядів дають полярній молекулі можливість вступати в електростатичну взаємодію або із зарядженою часткою, або з іншим диполем: Неполярна молекула не має центрів локалізації зарядів, однак вони можуть виникнути під дією зовнішнього електричного поля. Якщо неполярна молекула достатньо наблизиться до джерела електричного поля, то воно почне діяти на атомні ядра й електрони, що входять до складу молекули: усі однойменно заряджені частинки будуть полем відштовхуватися, усі протилежно заряджені — притягатися. У результаті електричні центри тяжіння позитивних і негативних зарядів виявляться зміщеними один щодо одного та у молекулі виникне диполь. Виникнення диполя в неполярній молекулі пов'язане з її деформацією, тобто відхиленням від нормальної внутрішньої структури молекули. Найбільш стійкою для молекули структурою є та, котра спостерігається при відсутності зовнішніх впливів, тому викликаний дією зовнішнього електричного поля (індукований) диполь не буде стійким. Він зберігається лише доти, поки діє поле. Величина такого індукованого диполя буде тим більшою, чим сильніше поле і чим легше деформується молекула. Три типи сил Ван-дер-Ваальса спираються на можливі комбінації нейтральних частинок: — диполь — диполь; — диполь — неполярна молекула;— неполярна молекула — неполярна молекула. Розглянемо їх докладніше. Нехай є дві досить близько (r < 10-9 м) розташовані одна від одної полярні молекули. У зв'язку з тим, що однойменно заряджені полюси диполів взаємно відштовхуються, а різнойменно заряджені притягаються, то обидві молекули прагнуть орієнтуватися у такий спосіб, щоб поруч опинилися різнойменні полюси (мал. 1). Мал. 1. Схема взаємодії полярних молекул При такому розташуванні молекул між ними діють сили притягання, які виникли за рахунок взаємодії постійних диполів. Ці сили називаються орієнтаційними. Вони змушують молекули зближуватися і міцно взаємно притягатися (мал. 2). Мал. 2. Схема взаємодії полярної і неполярної молекул Якщо є дві близько розташовані молекули, одна з яких полярна, а інша — неполярна, то під дією електричного поля, створюваного полярною молекулою, у неполярній утворюється диполь (мал. 2). Подальша взаємодія відбувається аналогічно до орієнтаційної. У силу того, що диполь у неполярній молекулі індукується електричним полем полярної, то й сили називаються індукційними. Принципово інакше відбувається взаємодія двох неполярних молекул. Сили, що обумовлюють цю взаємодію, одержали назву дисперсійних, і їхню природу вдалося встановити лише в 1930 р. Нехай є два атоми інертного газу, близько розташовані один до одного (мал. 3, а). Мал. 3. Схема моделі дисперсійної взаємодії Завдяки тому, що електрони атомів знаходяться в постійному обертанні, а ядра невпинно коливаються, то в кожному з атомів завжди може виникнути тимчасове зміщення деяких електронних орбіт щодо ядра, а услід за цим — виникнення тимчасового диполя. Кожен із таких диполів впливатиме своїми зарядами на орієнтацію подібного тимчасового диполя, виникаючого в сусідньому атомі (мал. З, б). Цей вплив буде невипадковим. Перевага віддається тій орієнтації диполів, коли межують різнойменні полюси (мал. З, в). Диполі, що виникають у такий спосіб, можуть існувати лише протягом дуже короткого часу, однак краща орієнтація частинок зберігатиметься при кожній наступній появі диполів. Рівняння Ван-дер-Ваальса Щоб описати стан реальних газів, необхідно врахувати розміри молекул і їхню взаємодію між собою, тому модель ідеального газу й рівняння Клапейрона—Менделєєва, що описують ідеальний газ, для реальних газів непридатні. Враховуючи власний об'єм молекул і сили міжмолекулярної взаємодії, Ван-дер-Ваальс вивів рівняння стану реального газу, увівши поправку в рівняння Клапейрона—Менделєєва. Поправка на власний об'єм молекул Кожна молекула реального газу має об'єм Тому молекули реального газу рухаються в посудині менш вільно, ніж молекули ідеального газу, власний об'єм яких прийнято за нульовий. Ван-дер-Ваальс врахував власний об'єм молекул газу шляхом заміни в рівнянні Клапейрона— Менделєєва повного об'єму судини Vm, що займає 1 моль газу, на «вільний» об'єм: де b — поправка Ван-дер-Ваальса, що залежить від власного об'єму молекул. Поправка і у 4 рази більша за власний об'єм всіх NK молекул одного моль газу: Якщо об'єм вимірюється в м3, то b має розмірність м3/моль. b залежить від ефективного діаметра молекули, тобто від хімічної природи газу. Поправка на притягання молекул Дія сил притягання газу призводить до появи додаткового тиску на газ, що називають внутрішнім тиском. За обчисленнями Ван-дер-Ваальса, внутрішній тиск обернено пропорційний до квадрата молярного об'єму: . де а — постійна Ван-дер-Ваальса, що характеризує сили міжмолекулярного притягання. Врахувавши всі ці поправки, ми одержуємо рівняння Ван-дер-Ваальса для 1 моль реального газу: Для довільної кількості речовини v рівняння Ван-дер-Ваальса має вигляд: де поправки а і b — постійні для кожного газу величини, що визначаються експериментально. Виводячи рівняння, Ван-дер-Ваальс зробив ряд наближень і спрощень, тому воно не дає абсолютно точного результату, однак узгоджується з дослідом набагато краще, ніж рівняння стану ідеального газу. СПИСОК ЛІТЕРАТУРИ 1. Кучерук І.М., Горбачук І.Т., Луцик П.П. Загальний курс фізики. Т.1. Механіка. Молекулярна фізика і термодинаміка. –К, 1999.–532 с. 2. Матвеєв О.М. Механіка і теорія відносності. –К., 1993.–288 с. 3. Сивухин Д.В. Общий курс физики: В 6 т. Т.1. Механика.–М., 1989.–520 с. 4. Іванків Л.І., Палюх Б.М. Механіка.– К., 1995.– 227 с. 5. Хайкін С.Е. Фізичні основи механіки.– К., 1966.– 743 с. 6. Кушнір Р. Курс фізики. Ч.1: Механіка. –Львів, 2000.– 196 с. 7. Савельев И.В. Курс общей физики: В 3 т. Т.1. Механика. Молекулярная физика.– М., 1987.– 416 с. 8. Иродов Н.Е. Основные законы механики.– М., 1985.– 248 с.
1 2 3 4 5 Категория: Фізика \| Добавил: Aspirant (05.05.2013)
Просмотров: 615 \| Комментарии: 1 \| Рейтинг: 0.0/0

Всего комментариев: 0


Имя *:
Email *:

Код *: