Законы состояния идеальных и реальных газов

Объединенный газовый закон (уравнение состояния идеального газа) РУ = КТ. Нормальные температура и давление. Идеальные и реальные газы. [c.113]

Изучение газообразного состояния привело к установлению понятия об идеальном газе. Этим термином обозначают газ, свой--ства которого точно описываются некоторыми законами (рассматриваемыми ниже), объединяемыми общим названием законов идеального газа . В отличие,от идеального газа к реальным газам > эти законы хорошо применимы только при условии, что газы находятся при достаточно низком или по крайней мере не слишком высоком давлении. Основными причинами, вызывающими отклонения свойств реальных газов от свойств идеального газа, являются взаимное притяжение молекул газа и наличие у них собственного объема, что не учитывается при выводе законов идеального газа. [c.92]

Чему равен молярный объем идеального газа при нормальных условиях (давление 1 атм и температура 273,15 К) уравнение Ван-дер-Ваальса позволяет правильнее описывать поведение реальных газов, чем объединенный закон состояния идеального газа. Вычислите, пользуясь этим уравнением, давление 1 моля О2, занимающего объем, найденный вами при ответе на первый вопрос этой задачи для идеально- [c.163]

Хотя положительные и отрицательные отклонения от закона Рауля имеют большое значение для реальных растворов, подобно тому как отклонения от закона состояния идеального газа играют важную роль для реальных газов, мы будем заниматься главным образом свойствами идеальных растворов и ситуациями, в которых закон Рауля вьшолняется хотя бы приблизительно. [c.138]

Состояние идеального газа—это предельное состояние реальных газов при бесконечно малом давлении. Чем выше температура, тем ближе состояние реального газа к идеальному при данном давлении. Однако свойства реального газа всегда отклоняются от свойств идеального газа, так как уравнение (I, 42) является предельным законом для неосуществимого состояния, при котором давление равно нулю. В применении к реальным газам уравнение (I, 42) является приближенным, согласующимся с действительными свойствами газа тем лучше, чем меньше давление (и выше температура). [c.52]

В условиях низких давлений и высоких температур свойства газов удовлетворительно описываются уравнением (4) состояния идеального газа. Когда же газ находится при высоких давлениях и низких температурах, свойства его не подчиняются уравнению (4) и сопутствующим ему газовым законам. В таких случаях для расчетов используют так называемые уравнения состояния реального газа. Наибольшее применение в технологических расчетах получило уравнение состояния, основанное на принципе соответственных состояний [c.28]

При выводе уравнения закона действующих масс в реальных системах, казалось бы, логично использовать тот же путь, что и для идеальных систем, привлекая при рассуждениях вместо уравнения состояния, справедливого для идеальных газов, уравнения для реальных газов. Этим путем в свое время пошел Ван-Лаар при исследовании состояния равновесия в реальных системах. Однако при таком рассмотрении равновесия встретились трудности, связанные в первую очередь с тем, что нет общего уравнения состояния для реальных газов, справедливого в широком интервале давлений. Если же при выводе уравнения для энергии Гиббса газовой смеси воспользуемся одним из приближенных уравнений состояния, например уравнением [c.270]

Позднейшие, более точные опыты Джоуля и Томсона показали, что при изменении объема реальных газов всегда наблюдаются отклонения от закона Гей-Люссака—Джоуля, который тем точнее выполняется, чем ближе состояние газа к идеальному. [c.53]

Идеальным условились считать газ, молекулы которого не имеют собственного объема и между ними нет никакого взаимодействия. Поскольку у реальных газов это не так, газовые законы, в том числе и уравнение состояния, для реальных газов не выполняются. Однако в условиях значительной разреженности газов, когда собственный объем молекул ничтожно мал по сравнению с объемом, занимаемым всем газом, уравнение состояния идеальных газов может с известным приближением применяться. Реально такое применение возможно при малых давлениях (не больше 100 кПа) и высоких температурах (выше критической температуры данного вещества). Тем не менее, поскольку свойства реальных газов отклоняются от свойств идеальных газов вполне закономерно, оказалось возможным ввести в уравнение состояния соответствующие поправки и приблизить его, таким образом, к реальным условиям. Так были получены уравнения состояния реальных газов (см. 111.12). [c.13]

Сопоставление тепловых эффектов и проведение термохимических расчетов привело к необходимости введения понятий стандартного теплового эффекта и стандартного состояния вещества. Под стандартным тепловым эффектом понимают его величину при давлении Р° = 1,01325 10 Па (760 мм рт. ст. = 1 атм) — стандартном давлении — и температуре Т К. Так как в настоящее время термохимические исследования чаще всего проводят при 25 С, то в справочных таблицах тепловые эффекты реакции проводят при Т =298,15 К (в дальнейшем для краткости записи 298,- 15 заменяется 298). Стандартный тепловой эффект реакции при 298, 15 К принято записывать в виде Дг//°(298). За стандартное состояние чистого жидкого или твердого (кристаллического) вещества принимается его наиболее устойчивое физическое состояние при данной температуре и нормальном атмосферном давлении. В качестве стандартного состояния для газа принято гипотетическое (воображаемое) состояние, при котором газ, находясь при давлении 1,013 10 Па, подчиняется законам идеальных газов, а его энтальпия равна энтальпии реального газа. Из закона Гесса вытекает ряд следствий, из которых два наиболее широко используются при вычислении тепловых фектов реакции. [c.209]

ЗАКОНЫ СОСТОЯНИЯ ИДЕАЛЬНЫХ И РЕАЛЬНЫХ ГАЗОВ [c.160]

Поправки на отклонение параметров состояний реальных газовых систем от значений, определенных по закону состояния идеального газа, становятся существенными в условиях, когда взаимодействия (взаимные притяжения и отталкивания) молекул заметно влияют на их движение. Формально отклонение выражается в нарушении унитарности (единичности) соотношения pv/RT и линейной зависимости между pv и Т. [c.37]

Теплоемкость реальных газов и паров будет отличаться от теплоемкости, вытекающей из законов идеального состояния. Для реальных газов и паров [c.82]

Подстановка летучести вместо давления исправляет ошибку, связанную с несовершенством уравнения состояния идеального газа. Однако нельзя делать такую подстановку в само уравнение состояния идеального газа. Нельзя вместо PV = nRT написать /V = nRT. Если бы мы написали такое уравнение, то этим был бы задан закон изменения летучести / с объемом и температурой, т. е. было бы дано уравнение состояния. Но сама необходимость введения летучести является следствием того, что уравнение состояния для реального газа нам неизвестно. Для каждой температуры и объема летучесть будет иной и будет изменяться по какому-то сложному закону. [c.145]

При исследовании газовых законов оказалось, что реальные газы могут давать значительные отклонения от величин, вычисляемых по уравнению состояния идеального газа. Так, согласно закону Бойля — Мариотта произведение объема газа на давление при данной температуре должно быть величиной постоянной (рУ = К). [c.22]

Кратко резюмируя данный параграф, можно утверждать, что идеальные газы характеризуются уравнением состояния, а реальные газы уравнением Ван-дер-Ваальса. К важным закономерностям газов еле- дует отнести закон Дальтона о парциальных давлениях, закон Аво- гадро, уравнение скоростей молекул и распределение Максвелла —х Больцмана. [c.92]

Идеальный газ — это газ, в котором отсутствуют силы взаимодействия между частицами, рассматриваемыми как материальные точки, а столкновения между отдельными частицами происходят по закону упругого удара. Реальные газы в различной степени отличаются от идеального в ряде случаев их состояние описывается уравнением Ван-дер-Ваальса [c.12]

Хотя реальные газы подчиняются указанным законам лишь приближенно, мы можем пользоваться понятием идеального газа, который точно следует этим законам при любых условиях. Все четыре закона можно выразить посредством уравнения состояния идеального газа [c.156]

Взаимное притяжение молекул усиливается с уменьшением расстояния между ними. При этом возрастает также и доля пространства, занимаемого самими молекулами. Таким образом, с уменьшением объема данного количества газа (вызываемым повышением давления или понижением температуры) любой реальный газ будет давать все большие отклонения от свойств идеального газа. И наоборот, при достаточном понижении давления или повышении температуры, любой реальный газ можно привести в состояние, при котором законы идеальных газов будут применимы к нему с заданной степенью точности. Таким образом, не существует никакого газа, к которому законы идеальных газов были бы применимы при всех условиях, но понятие это отвечает тому предельно простому состоянию, к которому приближается любой газ при понижении давления или повышении температуры. [c.93]

Реальные газы. К реальным газам законы идеальных газов неприменимы вполне строго. Однако, как уже указывалось в 29, понижая в достаточной степени давление, можно каждый газ при любой данной температуре привести к такому состоянию, что отклонения от свойств идеальных газов будут меньше какой-нибудь заданной конечной величины. [c.107]

Простейшие оценки, основанные на законе сохранения энергии и уравнении состояния идеального газа, позволяют оценить долю кинетической энергии фрагментов в общей энергии, высвобождающейся при полном разрушении резервуара под давлением, как 0,6. В реальных авариях отмечены радиусы разлета фрагментов массой 1 - 4 т до 200 - 500 м. - Прим. ред. [c.535]

АВОГАДРО ЗАКОН — один из основных законов идеальных 1азов, состоящий в том, что равные объемы идеальных газов при одинаковых услов1ЯХ (температуре, давлении) содержат одно и то же число молекул. В большей кли меньшей мере реальные газы отклоп я-ются от А. 3. Из А. 3. следует, что грамм-молекула любого вещества в газообразном состоянии при нормальных условиях (0° С и 760 мм рт. ст.) занимает объем 22,414 л. А. з. используется при расчетах атомных масс различных элементов, для определения относительных молекулярных масс газов, а также числа молекул в определенном объеме любого газообразного вещества (см. Авогадро число). [c.6]

Законы реальных газов. При повышении давления объем реального газа становится меньше, чем идеального, тогда как при весьма высоких давлениях (р > 8р..р) объем реального газа оказывается больше, чем идеального. Это обстоятельство учитывают введением соответствующих поправок в законы идеальных газов. Так, уравнение состояния реального газа можно записать в виде [c.233]

Это уравиение называют законом Вант-Гоффа. В него входит молярная (моль/л) концентрация раствора (равновесная ). Осмотическое давление пропорционально количеству частиц в растворе, т. е. это — коллигативное свойство раствора. Если в уравнении (361) вместо с подставить п/У, то оно примет форму уравнения состояния идеального газа. Таким образом, можно сказать, что осмотическое давление равно давлению, при котором находились бы частицы растворенного вещества, если бы сни заполняли весь объем раствора в виде идеального газа. Однако в действительности имеют дело не с идеальным газом, а с реальными молекулами вещества, взаимодействующими с молекулами растворителя. [c.283]

Идеальный газ. Газовые законы и уравнение состояния. Реальные газы [c.11]

Величина выраженная через равновесные парциальные давления в идеальной газовой смеси, есть функция только температуры и не зависит от суммарного давления и парциальных давлений веществ в исходной смеси, т. е. от относительных исходных количеств веществ. Отметим, что величина Кр для равновесной смеси реальных газов зависит от давления. Очевидно, поскольку значение константы равновесия реакции не является произвольным, выбор стандартного состояния для нуля химического потенциала зависит от природы реагирующих веществ в том случае, когда имеется возможность химического взаимодействия между составляющими смеси. В силу этого соображения приведенный выше вывод не выдерживает критики, и поэтому представляет определенный интерес другой вывод закона действия масс, который не требует привлечения стандартных состояний. [c.241]

Газовые системы являются наиболее наглядными моделями при изучении законов термодинамики и кинетики. Поведение газов в различных условиях необходимо знать для объяснения свойств веществ в конденсированных состояниях. Так, от свойств идеальных газов можно легко перейти к свойствам идеальных жидких растворов, а затем и к свойствам реальных растворов. Именно поэтому универсальная газовая постоянная входит в уравнение состояния не только идеального газа, но и реальных газов, в уравнения для осмотического давления растворов и для электродвижущей силы гальванических элементов. [c.9]

За стандартное состояние чистого жидкого или кристаллического (твердого) вещества принимают его наиболее устойчивое физическое состояние при данной температуре и нормальном атмосферном давлении. В качестве стандартного состояния для газа принято гипотетическое состояние, при котором газ при р" = 1,013 10 Па подчиняется законам идеальных газов, а его энтальпия равна энтальпии реального газа. [c.29]

Уравнения, описывающие различные газовые законы, представляют собой строгие математические выражения. Измерения объема, давления и температуры, более точные, чем проводились Бойлем и Гей-Люссаком, показывают, что газы лишь приближенно подчиняются этим уравнениям. Свойства газов значительно отклоняютск от так называемых идеальных свойств, когда газы находятся под высоким давлением или при температурах, близких к температурам кипения соответствующих жидкостей. Таким образом, газовые законы, вернее законы состояния идеального газа, достаточно точно описывают поведение реальных газов только при низких давлениях и при температурах, далеких от температуры кипения рассматриваемого вещества. В разд. 3-8 мы вновь обратимся к проблеме уточнения простого закона состояния идеального газа, с тем чтобы он мог правильнее учитывать свойства реальных, неидеальных газов. [c.132]

С учетом результатов расчетов каждый из компонентов поочередно дозируют в баллон, контролируя по манометру парциальные давления />,. Такой схюсоб приготовления смесей осложнен отклонением законов, описывающих состояние идеальных газов, от законов для случая реальных газов. Величина отклонения для каждого газа определяется коэффициентом сжимаемости [c.917]

Выгода применения такого давления заключается в том, что отклонение от законов состояния идеального газа для реального газа составит увеличение объема до 40% или коэффициент сжимаемости (реальный газ сжимается, как известно, больше, чем идеальный PV= ZRT, где Z — коэффициент сжимаемости, всегда меньше единицы для давления до 350 атм и нормалиной температуры) составит 0,7. Таким образом, 1 емкости трубы, в которой храиится газ, может хранить не 160 газа, как полагалось бы для идеального газа, а 160 0,7 = 230 м . [c.40]

Люис и Рендалл [5] для учета влияния оишонений реальных газов от уравнения состояния идеальных газов ввели в обычные термодипамиче-ские соотношения, основанные на применении идеальных газовых законов, ряд формальных по существу факторов, позволяющих получить более точные результаты нри расчетах. [c.159]

В обще( случае, как было указано выше (стр. 352), нам неизвестен вид уравнений состояния различных фаз как многокомпонентных, так и однокомпонентных систем. Исключением являются лишь уравнение Клапейрона—Менделеева, применимое, когда компоненты газообразной фазы подчиняются законам идеальных газов, и ряд более или менее удачно подобранных, но довольно сложных уравнений, описывающих состояние реальных газов и реальных индивидуальных жидкостей. Поэтому единственной возможностью найти зависимость между значениями переменных, определяющих состояние системы, остается метод непосредственных измерений температуры, давления и концентраций или объемов компонентов равновесных систем. Полученные данные нсполь-зуются для построения диаграмм состояния, которые представляют собой графическое выражение искомых закономерностей. [c.355]

Реальные газы и пары не подчиняются законам Дальтона и Рауля, и в условиях высоких давлений требуется введение соответствующих поправок. Однако равенство яг/ = Рх может быть сохранено, если вместо я и Р ввести значения / и являющиеся некоторыми функциями состояния вещества и названные фугитив-ностью, или летучестью. Для идеальных газов фугитивность равна давлению насыщенных паров. Фугитивность реальных наров и газов равна давлению их насыщенных паров только при высоких степенях разрежения, когда они подчиняются законам идеальных газор,. На практике для приближенного определения фугитивности пользуются графиком, приведенным на рис. 9. На графике безразмерное отношение фугитивности к давлению Цр/Р) представлено в виде [c.48]

Соотношения (2.6) и (2.10), полученные для смесей идеальных газов, не позволяют найти зависимость константы скорости реакции от давления, так как от давления не зависят константы равновесия Кр или Кс)- Зависимость константы скорости от давления может быть найдена, если применить (2.6) или (2.10) к идеальной смеси реальных газов. В реальных газах при достаточно высоких давлениях, когда их свойства не подчиняются закону идеального газа, вместо давления газа рассматривается его фугитивность /. Отношение фугитивности к давлению называется коэффициентом фугитив-ности 7 и характеризует отклонение газа от идеального состояния (для идеального газа / = р и 7 = 1). При низких давлениях 7 близок к единице, а при высоких давлениях может достигать больших значений (например, для этилена при 150 °С и давлении, близком к 3,6-10 Па, 7 13,5 [4]). Приближенная зависимость константы скорости реакции от давления может быть получена, если рассмотреть химическое равновесие реакции между реальными газами, а затем полученное выражение применить к процессу перехода реагирующей системы в активированное состояние. Тогда, используя (2.10), найдем [c.25]

Однако уравнение Пу = Рх может быть сохранено, если вместо П ш Р внести исправляющие их значения fП и fP, являющиеся некоторой функцией состояния вещества и названные фугптнв-ностью. У идеальных газов фугитивность равна давлению паров. Фугитивность реальных паров и газов равна их упругости только при высоких степенях разрежения, когда еще соблюдаются законы для идеальных газов. [c.64]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология