Идеальные газы определение

Из термодинамики известно, что давление не влияет на энтальпию идеальных газов. Энтальпия паров нефтепродуктов с повышением давления понижается. Для определения энтальпии нефтепродуктов при повышенных давлениях сначала находят их энтальпию [c.71]

Важно, что в общем случае показатель политропы есть величина переменная, зависящая от р и у или любой другой пары независимых термодинамических параметров. Эта зависимость определяется видом уравнения состояния, и поэтому уравнение (2.6) может быть проинтегрировано лишь в ограниченном числе частных случаев. Из них практический интерес представляет лишь случай идеального газа, у которого теплоемкости Ср и Сц постоянны, а внутренняя энергия и энтальпия являются функциями только температуры. Это означает, что для идеального газа частные производные (ди/ди),- и (дИдр)т обращаются в нуль и показатель политропы будет определен выражением [c.56]

Таким образом, для определения свойства идеального газа в состоянии равновесия требуется знать функцию распределения по скоростям. Для неидеальных газов или жидкостей необходима функция пространственного распределения для установления свойств систем, не находящихся в равновесии, а изменяющихся во времени, необходимо использовать функции распределения по скоростям и пространственного распределения, которые сами являются функциями времени. [c.115]

Лайте определение идеального газа. [c.42]

Вводя термодинамические свойства идеального газа, определенные в разделе II,Г, получим [c.200]

Для идеальных газов p = nRT/v и из уравнения (IV, 28) получаем уравнение (I, 43) 1=р и далее на основании уравнения (I, 19) приходим к выводу, что (dU, dv)j-=l—р = 0, т. е. внутренняя энергия идеального газа не зависит от объема. Этот результат, ранее рассмотренный (стр. 53) как следствие опыта, вытекает из второго закона термодинамики. Таким образом, уравнение Клапейрона—Менделеева является достаточным определением идеального газа. [c.126]

Коэфициент Джоуля — Томсона р. является функцией состояния газа. Интегрирование уравнения (97, гл. III) приводит к выражению для конечного перепада температуры АТ, получающегося в результате расширения при конечном перепаде давления. АТ будет называться интегральным эффектом Джоуля — Томсона или просто эффектом Джоуля — Томсона. Для идеальных газов определение правой части уравнения (97, гл. Ш) по уравнению pv = RT приводит в результате к jt — Oi ). Так как должно быть равно [c.355]

Однако во многих случаях непосредственно устанавливают возможную глубину протекания реакции по величине ДС° = = АЯ°—ТАЗ°, не прибегая к расчетам АСр. Это объясняется тем, что по данным термодинамических таблиц, где даются свойства веществ в состоянии идеального газа, определение. АС° оказывается наиболее простым. [c.78]

Скорости отдельных молекул газа подчиняются определенному распределению относительно этого среднеквадратичного значения-у некоторых молекул скорость почти равна нулю, а у других, наоборот, намного превышает среднеквадратичную. При каждом столкновении молекул друг с другом или со стенками сосуда их индивидуальные скорости изменяются. Однако само распределение молекул по скоростям остается постоянным при постоянной температуре. Средняя длина свободного пробега (т.е. среднее расстояние между столкновениями) молекул идеального газа при нормальных условиях по порядку величины составляет 1000 А, а частота столкновений-около 5 10 столкновений в I с. [c.157]

Следует отметить, что закон Шарля в этой форме связан с вопросом определения температурной шкалы. В действительности обычно определяют температуру по шкале газового термометра постоянного давления. Для идеального газа определенная таким образом шкала оказалась идентичной с термодинамической шкалой, определенной в гл. III если не будет особо оговорено, все наши рассуждения будут основываться на этой шкале. [c.208]

Теплота и работа, Согласно молекулярно-кинетической теории каждое тело располагает определенным запасом внутренней энергии, который слагается из энергии движения молекул (поступательного и вращательного), называемой внутренней кинетической энергией, и энергии взаимного притяжения молекул — внутренней потенциальной энергии (в идеальных газах отсутствует). [c.25]

Свободная энергия Р, теплосодержание И и энтропия 5 чистых веществ зависят от количества, давления, физического состояния и температуры вещества. Если определять стандартное состояние твердого вещества или жидкости как состояние реального твердого тела или жидкости при 1 атм, а стандартное состояние газа — как состояние идеального газа при 1 атм, то для одного моля вещества в определенных стандартных условиях эти свойства зависят только от температуры. Термодинамические характеристики при давлениях, отличающихся от атмосферного, можно рассчитать, используя численные значения этих функций для стандартных условий и основные термодинамические закономерности (уравнение состояния, коэффициент сжимаемости вещества и др.). Влияние [c.359]

Уравнения (1.47) и (1.48) позволяют определять отношения фугитивностей в любых двух выбранных состояниях, но недостаточны для определения абсолютного значения фугитивности, за исключением идеального газа, у которого =- р. Поэтому фугитивность удобно определять таким образом, чтобы она численно [c.21]

Значение 2 определяется экспериментальным путем, что обеспечивает справедливость уравнения (1.9) только в определенных условиях температуры и давления. Для идеального газа 2 равно единице. Для реального газа значение 2 в зависимости от давления и температуры может быть больше или меньше единицы. [c.20]

Данные по теплоемкостям для состояния идеального газа удобно использовать при определении энтальпии реального газа. Прн этом за начало отсчета принимают изобару р = 0. Тогда выражение (1.5) для энтальпии будет записано так [c.8]

Зависимости для определения параметров идеального газа при политропных процессах относительно просты и универсальны, так как дают возможность выполнять расчеты для процессов как сжатия, так и расширения. [c.54]

Термодинамические процессы в гипотетическом идеальном газе с показателем изоэнтропы Ау < 1. Вещества, у которых в состоянии идеального газа показатель изоэнтропы ку 1, в природе неизвестны. Действительно, из формул (3.41) и (3.42) следует, что для такого газа теплоемкости Ср и J отрицательны, а значит, подвод теплоты в изобарном или изохорном процессе сопровождается не повышением, как обычно, а понижением термодинамической температуры. Поэтому идеальный газ, у которого / у <Г 1, является, по существу, гипотетическим веществом, а расчеты процессов в таком газе имеют смысл только в рамках метода условных температур и служат для определения давлений, удельных объемов, перепадов энтальпий, в том числе удельных работ политропного сжатия или расширения и удельных работ, затраченных на преодоление сопротивлений. Отсюда непосредственно следует довольно существенное ограничение области применения метода [c.119]

Применение метода условных температур позволяет представить все уравнения в той же форме, что и для идеального газа, однако для расчетов необходимо определить сами условные температуры и показатель изоэнтропы k -. Для этого используются некоторые из описанных выше процедур определения термических и калорических параметров рабочего вещества. Покажем это на примере концевой ступени, но выписывать формальные и фактические параметры всех используемых процедур не будем, ограничившись только их названиями [c.199]

Покажем, как можно построить термодинамическую шкалу температуры, пользуясь определениями (III, 7) или (III, 7а) и не связывая величины температур с термометром, рабочим веществом которого является идеальный газ. [c.85]

Это уравнение применимо к идеальным газам в любом интервале температур. Здесь 5о—энтропийная константа идеального газа. Она имеет совершенно определенную величину для каждого газа. [c.92]

Газовые смеси находят широкое применение как продукты сгорания в химической технологии, а в последние годы рассматривается применимость газовых смесей в качестве рабочего тела в циклах замкнутых газотурбинных установок [62, 63]. Ввиду большого количества газов и возможной вариации состава компонентов смеси расчет теплообменников и поиск наиболее рационального состава смеси весьма трудоемки. Разработанная выше методика сравнения теплоносителей позволяет поставить задачу об исследовании эффективности различных газовых смесей. При этом необходимо располагать данными по теплофизическим свойствам смесей. Экспериментальное определение этих свойств в зависимости от состава и параметров проведено для сравнительно ограниченного числа смесей. Однако в первом приближении можно определять теплофизические свойства газовой смеси Ср, р, ц и Л, [64] по свойствам чистых компонентов, исходя из предположения, что эти смеси — идеальные газы. [c.113]

Параметрами состояния называются физические величины, характеризующие макроскопические свойства среды,— плотность, давление, температуру, объем. Они, как правило, связаны уравнением состояния (например, для идеального газа, это уравнение (1.21)), потому для определения макроскопического состояния достаточно задавать не все параметры состояния, а лишь некоторые из них. Функциями состояния называются такие физические характеристики, изменение которых нри переходе системы из одного состояния в другое зависит лишь от параметров состояния (начального и конечного), а не от пути перехода (т. е. особенностей кинетики процесса). Функции состояния, посредством котбрых (или их производных) могут быть в явном виде выражены термодинамические свойства системы, называются характеристическими. Важнейшими из них являются внутренняя энергия и, энтальпия Н, энтропия 8, равновесная свободная энергия (или потенциал) Гиббса О, равновесная свободная энергия (или потенциал) Гельмгольца Р. Если же значение функции за- [c.22]

Приведенный пример показывает, что применение молекулярно-кинетической теории идеального газа к химическим процессам связано с рядом затруднений. В рамках кинетической теории возможны два пути преодоления этих затруднений. Во-первых, можно попытаться принять определенную модель силового поля сталкивающихся молекул и, исходя из нее, вывести все необходимые соотношения. Однако типы взаимодействия частиц достаточно разнообразны, поэтому трудно всегда пользоваться одной и той же моделью. Кроме того, получаемые аналитические соотношения, как правило, трудно применимы к конкретным расчетам из-за сложности или необходимости находить дополнительные параметры. [c.122]

Комбинируя последние соотношения и используя уравнение состояния идеального газа для определения плотности газа, получим [c.55]

Статистический расчет термодинамических величин идеального газа основывается на использовании выведенной Больцманом формулы распределения молекул по их различным возможным энергетическим состояниям. Согласно закону распределения Боль-дмапа часть молекул находящихся в определенном энергетическом состоянии связывается с энергиями всех возможных состояний и температурой уравнением [c.369]

Это соотношение практически неприемлемо для расчетов, если отсутствуют способы определения фугитивностей через экспериментальные значения составов фаз, температуры и давления. При умеренных давлениях часто предполагается, что паровая фаза подчиняется законам идеальных газов. Тогда фугитивность отдельных компонентов согласно закону Дальтона равна парциальному давлению. Если же к жидкой фазе применимы законы идеальных растворов, тогда в соответствии с законом Рауля фугитивность жидкой фазы пропорциональна концентрации компонента, причем коэффициентом пропорциональности является давление пара чистого компонента при заданных температуре и давлении. [c.104]

Под классическим решением прямой задачи сопла будем понимать регулярное решение системы уравнений плоских потенциальных течений идеального газа, определенное внутри канала, непрерывное в замкнутой области определения и удовлетворяющее условиям непротекания на стенках i 2 канала i 2 — 1,2(5), где B s) —угол наклона стенки канала, условию выравнивания потока во входном сечении /5 О, Л Ло, X —оо и условию л 1, X = Хо (постоянные Ло, хо заранее не заданы). [c.110]

Энтальпия реального газа — функция двух независимых пара-ментров состояния. Это отличает ее от энтальпии идеального газа, которая для данного газа является функцией только температуры, и принуждает изменить методы расчета при переходе к реальным газам. Способ определения энтальпии зависит от вида уравнения состояния. [c.7]

Для состояння идеального газа, действуя так же, как и ирн определении квадрата скорости звука, находим из (1.49) известное выражение [c.31]

В данном определении и в дальнейшем имеется а виду концентрация в молях на единицу объема или парциальное давление, которое в случае идеальных газов пропорционально концентрации, выраженной в молях на единицу объема. [c.349]

Расчет осмотического давления Вант-Гофф предложил проводить по уравнению (0.3). Заключение о возможности использования для определения осмотического давления уравнения состояния идеального газа было им сделано после того, как полученные значения л/с для растворов сахара при 0°С оказались очень близкими к значению газовой постоянной. Экспериментальным подтверждением уравнения Вант-Гоффа служила также линейная зависимость осмотического давления растворов сахара от температуры (при с = сопз1). Однако для многих растворов уравнение Вант-Гоффа дает большое расхождение с экспериментальными данными (рис. 1-1), особенно при высоких концентрациях. [c.19]

Величина Став носит название диаметра столкновения. Формула (П1,97) выведена для идеального газа( с тем лишь уточнением, что сталкивающимся частицам заданы конечные размеры), т. е. при отсутствии взаимодействия. В этом случае величина алв совпадает со значением, определенным любыми другими методами (например, спектроскопически, электронографически, рентгенографически и т. д.). Однако в химической кинетике никак нельзя пренебречь взаимодействием, ибо самим [c.119]

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]

Куполообразная область, ограниченная пунктирной линией, соответствует условиям равновесия жидкость-пар. На. певом конце произвольной горизонтальной линии, отвечающей определенным температуре и давлению, например с - Ь, молярный объем жидкости, находящейся в равновесии с паром, совпадает с молярным объемом жидкости на правом конце той же линии. По мере повышения температуры своды куполообразной кривой сближаются и молярные объемы двух фаз становятся все более близкими друг другу. На вершине купола мо.аярные объемы жидкости и пара совпадают, и различие между двумя фазами исчезает. Это и есть критическая точка е. При еще более высоких температурах и при больших молярных объемах (правая часть рис. 18-5) изотермы, определяющие зависимость Р—И все лучше подчиняются закону РГ= onst, предсказываемому для идеального газа (см. рис. 3-2,а). [c.129]

Раствори сильных электролитов. Строго говоря, закон действия масс применим лишь к идеальным газам и идеальным растворам, поскольку ои имеет статистическое обоснование, которое не учитывает действие силовых полей частиц. Опыт показывает, что он ирименим и к разбавленным растворам слабых электролитов и неэлектролитов. Так, нанример, константа ионизации уксусной кислоты нри изменении концентрации остается постоянной. Но даже для очень разбавленных растворов сильных электролитов уравнение (2.72) неприменимо и определенная с помощью вытекающих из (2.72) соотношений (2.74) и (2.76) константа ионизации зависит от концентрации [c.250]

Многообразие вариантов расчета фазового равновесия обусловлено значительным различием свойств разделяемой смеси. Это различие находит отражение в алгоритмах расчета фазового равновесия. Применительно к массообменным процессам в настоящее время накоплен достаточный опыт по расчету равновесия в идеальных и неидеальных системах, однако применение точных моделей часто обусловлено отсутствием экспериментальных данных для оценки параметров корреляционных зависимостей тина уравнений Вильсона и НРТЛ для учета неидеальности жидкой фазы или вириального уравнения для оценки неидеальности паровой фазы. Отсутствие данных приводит к тому, что при расчетах принимаются упрощающие допущения, оценка которых даже не всегда возможна. К распространенным допущениям относительно расчета фазового равновесия относятся паровая (газовая) фаза подчиняется законам идеальных газов, что позволяет отказаться от учета неидеальности и обычно принимается для систем в диапазоне умеренных давлений жидкая фаза подчиняется законам идеальных растворов, что позволяет отказаться от учета неидеальности и определять константы равновесия через давление паров чистых компонентов (это допущение обычно принимается при определении равновесия систем, состоящих из компонентов с близкими свойствами, например членов [c.315]

Основное внимание при расчетах паро-жидкостного равновесия уделяется определению коэффициентов активности жидкой фазы. В условиях, далеких от критических, плотность паровой фазы относительно низкая по сравнению с жидкой фазой, поэтому и межмоле-кулярное взаимодействие слабее. Исходя из этого, при расчете равновесия обычно допускается, что неидеальное поведение системы обусловлено неидеальностью жидкой фазы. Такой подход значительно упрощает расчет параметров паровой фазы если паровая фаза подчиняется законам идеального газа, то фугитивность равна парциальному давлению данного компонента смеси. Правда, не всегда соблюдается подобное допущение найдется компонент в смеси, для которого значение температуры или давления системы будет выше критического. [c.22]

Если линия равновесия прямая, то = т = onst. Для многокомпонентных паро-жидкостных систем при определении среднего наклона кривой равновесия т принимается, что паровая фаза подчиняется законам идеальных газов, а жидкая фаза — неидеальным растворам [10]. [c.218]