Изотермы реальных газов

На рис. 19 представлены три типичные ру-изотермы реального газа для температуры выше критической, равной критической и для температуры ниже критической. Для сравнения приведена pv-изотерма идеального газа для той же температуры выше критической, что и для реального газа. Если температура ниже 2,5-кратной критической температуры и давление меньше Ш-кратного критического давления, то реальный газ имеет объем меньший, чем идеальный газ при тех же температуре и давлении (или меньшее давление, если сравнение производят для одинаковых температур и объемов). При давлении, большем [c.158]

Положительная сторона применения остаточного объема видна из экспериментального наблюдения того, что при низких давлениях (обычно 1 атм и ниже) изотерма идеального газа приближается к изотерме реального газа таким образом, что а остается конечной и по существу постоянной величиной. На рис. 20 представлены типичные кривые зависимости остаточного объема от [c.159]

Изотермы реального газа. Способность реального газа превращаться в жидкость приводит к тому, что его изотермы существенно отличаются от изотерм идеального газа (рис. 97). [c.87]

Горизонтальный участок на изотерме реального газа обусловлен процессом превращения газа в жидкость. [c.87]

При низких температурах изотерма реального газа на диаграмме р, рУ имеет минимум, называемый точкой Бойля. С ростом температуры точка [c.34]

Это уравнение является основой метода определения летучести. Пусть известна изотерма реального газа I—2 (рис. 69) до таких давлений ро, когда в пределах погрешности опыта поведения реального и идеального газов заметно не отличаются. Рассмотрим в некотором интервале давлений изотермы v(p) реального и идеального газов. [c.353]

Рис. 3.1. Теоретические (а) и действительные (б) изотермы реального газа

Р Действительные изотермы реального газа изображены на рис. 3.1, б. Здесь процесс превращения газа в жидкость происходит одновременно при постоянных температуре и давлении (процесс а-е). Давление остается неизменным, поскольку в этом случае объем уменьшается за счет частичной конденсации газообразной фазы. В точке е весь газ (пар) полностью превращается в жидкость, и дальнейшее повышение давления будет незначительно уменьшать объем жидкости. [c.58]

При более высоких температурах (Г > Ткр) изотермы реального газа приближаются к изотермам идеального газа, а участок изотермы с двухфазным состоянием отсутствует. Следовательно, при сверх- [c.59]

Изобразите на р — о-диаграмме изотермы по уравнению состояния Ван-дер-Ваальса и действительные изотермы реального газа. [c.72]

Следовательно, в рассматриваемой системе координат наклон изотермы реального газа в точке пересечения этой изотермы с осью ординат (/>=0) дает значение второго вириального коэффициента. [c.189]

Вид изотерм реального газа в р, у-диаграмме, а также в р, Т-, v, Т- и Т, s-диаграммах показан на рис. 7-5. Если известны параметры одного состояния, то параметры другого, лежащего на топ же изотерме, определяются, если известен еще какой-либо его параметр. [c.220]

При / = 0 любой реальный газ приобретает свойства идеального газа, поэтому изотерма его начинается в той же точке Л, что и соответствующая изотерма идеального газа. При низких давлениях, когда объем газа настолько велик, что можно пренебречь влиянием объема самих молекул, действуют только силы взаимного притяжения между молекулами, сжимаемость реального газа по сравнению с идеальным газом увеличивается и изотерма реального газа AN отклоняется вниз. По мере повышения давления второй фактор становится все более существенным, сжимаемость реального газа начинает уменьшаться и изотерма AN отклоняется вверх. Следовательно, изотермы реального газа в pv—р диаграмме имеют минимум. [c.85]

При еще более высоких температурах изотермы реального газа минимума не имеют и сжимаемость его при любом давлении меньше, чем у идеального газа. [c.86]

Рис. 1Л. Изотермы реального газа в р, -диаграмме

Фиг. 1.11. Изотерма реального газа Фиг. 1.12. Изотермы реального газа в

Фиг. 2. Изотермы реальных газов.

Критическое состояние и связь критических величин с константами Ван-дер-Ваальса. Д. И. Менделеев открыл, что для каждого газа существует температура, выше которой этот газ ни при каком давлении пе может быть сжижен. Эта температура называется критической и обозначается Т . В семействе изотерм реального газа она отвечает изотерме с точкой перегиба, в которой кривая проходит горизонтально. Сама точка и состояние вещества, отвечающее этой точке, называются критическими. [c.316]

С изотермами реального газа, атомы и молекулы которого взаимодействуют друг с другом и при определенных условиях могут объединяться вместе, образуя жидкую или твердую фазу. Фаза — это однородная часть системы, которая занимает определенную область. [c.269]

Изотерма реального газа может определять на р—V плоскости область, где жидкость и газ сосуществуют в равновесии друг с другом. Как видно из рис. 20.1, одна часть объема содержит атомы в газовой фазе, другая — атомы в жидкой фазе. Термин пар ) используется для обозначения газа, находящегося в равновесии со своей жидкой или твердой фазой. [c.269]

БОЙЛЯ ТОЧКА, точка минимума на изотерме реального газа в координатах p—pV (рис. р — давление газа, [c.55]

Изотермы реального газа в координатах р- — рУ. На изотермах с темп-рой Т>Тд точки Бойля отсутствуют. [c.55]

Если имеются экспериментальные данные для реального газа для всей области рассмотренных условий, дифференциальные уравнения табл. 7 можно графически проинтегрировать. Однако когда нижним пре-делом интегрирования является очень низкое давление (в пределе р- 0), площадь под ри-изотермой становится неопределяемой. В этом случае более удобно определять остаточный объем а как разность между объемами идеального и реального газов при тех же температуре и давлении [c.159]

Рис. 19. ро-изотермы реального и идеального газа [1] [c.159]

На рис. 4-1 показана зависимость величины с от давления при температуре t = О для некоторых газов. Повышение давления и понижение температуры, увеличивая концентрацию молекул газа и уменьшая расстояния между ними, усиливает отклонения свойств реального от свойств идеального газа. Из уравнения Клапейрона — Менделеева, следует, что при любой постоянной температуре зависимость pv от р должна изображаться прямой, параллельной оси давления. В действительности изотермы всех газов представляют собой кривые даже в области не очень высоких давлений, а при давлениях от 200 бар и выше кривые довольно круто поднимаются вверх. [c.37]

Изотермическое сжатие реального газа при температуре Т2 T2изотермы идеального газа лишь до давления, равного давлению насыщенного пара ро при данной температуре Гг. При дальнейшем уменьшении объема часть газа превращается в жидкость, а давление остается постоянным и равным давлению насыщенного пара. [c.87]

Кривые Бойля и идеального газа. График функции z—l называется кривой идеального газа. В Z, р-диаграмме кривая идеального газа изображается горизонтальной прямой (см. рис. 3-9). Изотермы реального газа пересекают кривую z=l при определенных значениях давления. Таким образом, каждому значению Т соответствует свое давление р, при котором справедливо уравнение г=1. Гео1метрическое место указанных точек в р, Г-диаграмме изображает кривую идеального газа. Аналогично в р, Г-координатах можно построить график кривой Бойля. На рис. 3-29 показаны кривые Бойля и идеального газа для азота, построенные по экспериментальным данным. Обе кривые пересекают ось температур в общей точке при Т= Тв- Это следует из того, что в Z, /7-диаграмме кривые Бойля и изотерма Г= Тъ имеют общую касательную, которой является прямая z=l. [c.72]

Е от единицы характеризует степень отличия реального вещества от идеального газа. На рис. 4.1 представлены изотермы реального газа (без соблюдения масштаба). Видно, что изотермы для достаточно низких температур имеют минимум, при этом с.повышением температуры минимум вначале смещается в область более высоких давлений, а затем в область более низких. Пунктирная линия, соединяющая точки минимумов различных изотерм, носит название кривой Бойля . Точка пересечения кривой Бойля с осью ординат (р = 0) является точкой минимума для изотермы с определенной для каждого газа температурой Тб (температура Бойля). У изотерм с более высокой температурой минимум отсутствует — при любом давлении коэффициент сжимаемости Е больще единицы. Экспериментально установленный закон Бойля — Мариотта для разреженных (т. е. имеющих исчезающе малую плотность р— -0) газов именно [c.97]

Главной причиной отклонения изотерм реального газа от линии 2=1 является наличие сил взаимодействия межд молекулами. Модель идеального газа представляет собой систему материальных точек, хаотически движущихся в пространстве и обменивающихся между собой количеством движения при соударениях в реальном газе между молекулами действуют силы притяжения и силы отталкивания. Силы ыежмолекулярного взаимодействия имеют электрическую природу, характер их весьма сложен. С увеличением расстояния между молекулами газа силы взаимодействия резко убывают. При этом особенно резко уменьшаются силы отталкивания где х — расстояние между молекулами (рис. 4.2), показатель т 9- 15. Для сил притяжения показатель т 7. Поскольку силы притяжения и отталкивания действуют одновременно, результирующая сила р=Р х) равна их алгебраической сумме. С этой силой связан потенциал межмолекулярного взаимодействия, т. е.потенциальная энергия, численно равная работе результирующей силы йип(х)=—Р(х)йх. Знак минус устанавливается в соответствии с принятой моделью потенциального взаимодействия при х->оо потенциальная энергия взаимодействия равна нулю, работа сил притяжения приводит систему в потенциальную яму — точка А на рис. 4.2, а работа внешних сил против сил отталкивания приводит к неограниченному возрастанию потенциальной энергии системы — ветвь АС на рис. 4.2, а. [c.98]

Так, в области малых значений удельного объема газа (точка а на [ НС. 32, а) изотерма идеального газа pv = onst) более полога, чем изотерма реального газа (Т = onst). Это связано с гем, что при боль-1ьой плотности (мало v) молекулы реального газа, имеющие конечные [c.128]

Изотермы реального газа, жидкостей и твердых тел имеют более сложный характер (рис. 7-5). Важно подчеркнуть, что у любых веществ, как отмечалось в гл. 5, величина (dvldp)T не может быть положительной и, следовательно, всюду на изотерме с ростом давления удельный объем уменьшается. [c.220]

Линия, соединяющая все минимумы изотерм реального газа и, следо1вательно, удовлетворяющая равенству [c.86]

Изотермический процесс — это процесс при постоянной температуре (Т = onst). Вид изотерм реального газа в р, и- и А, -диаграммах показан на рис. 2.7 и 2.13. [c.145]

Таким образом, критическая изотерма определяет две характерные области изменения состояния. В области, расположенной ниже критической температуры (Гк), с ростом температуры зигзагообразная часть изотермы постепенно выравнивается, отрезки АВ, А В и А"В" уменьшаются, а значения трех действительных корней постепенно сближаются. При достижении критической изотермы HKL три точки А, С и В сливаются в одну критическую точку К. В критической точке все три корня уравнения (1.26) совпадают, т. е. существует лишь одно значение удельного объема Ук, соответствующего температуре Гк н давлению рк. В области выше критической изотермы с ростом температуры изгиб изотерм постепенно исчезает и при достаточно высокой температуре изотермы реального газа приближаются к изотермам идеального газа, подчиняющегося уравнению pv=RT. Линия, соединяющая точки А. А, А", К (фиг. 1. 12), называется нижней пограничной кривой, а линия, соединяющая точки В, В, В", К,— верхней пограничной кривой. Нижняя и верхняя пограничные кривые, а также кривая r= onst, проходящая через точку К, разбивают плоскость v—p на три характерных области [c.31]

Допустим, что на фиг. 2. 3 даны кривые какого-нибудь реального газа при Г=сопз1 (изотермы), построенные по уравнению Ван-дер-Ваальса. Изотермы идеального газа (фиг. 1. 3) являются гиперболами изотермы реального газа, изображенные на фиг. 2. 3, по форме являются различными. [c.34]

На этой диаграмме изотермы идеальных газов pv = onsl представляют собой горизонтальные линии (например, Ьес или fi), а изотермы реальных газов Т = onst изображаются кривыми, имеющими минимум (линия bd ). Для лучшего сопоставления диаграмм, представленных на рис. 101 п 102, сходные состояния газа отмечены одинаковыми буквами и сохранена нумерация областей (/, II, III). [c.234]

Изотермы реального газа, жидкостей и твердых тел имеют более сложный характер и не подчиняются уравнению гиперболы (piUj = [c.51]

Изотермы газа Ван-дер-Ваальса изображены на рис. С2-5. При высоких значениях температуры (Гз) изотермы реального газа близки к изотермам идеального газа. Г> называется критической температурой. При T=Tt изотерма реальвого газа имеет лишь точку перегиба. Изотермы реального газа при Т<Т/, (например, (Ti, Т2)) описывают как тазоо юз-ное, так и жидкое состояние. При Т> не существует таких давлений, при которых существовала бы жидкая фаза. [c.76]

V — занимаемый газом объём) названа в честь англ. учёного Р. Бойля (R. Boyle). Вблизи Б. т. небольшие участки изотерм реального газа можно приближённо рассматривать как отрезки горизонт, прямых, представляющих, согласно Клапейрона уравнению pV= Ml i)RT, изотермы идеального газа R — газовая постоянная, М — масса газа, х — мол. масса). Иными словами, Б. т. определяет темп-ру, при к-рой для данного реального газа применимо ур-ние идеального газа. Участок изотермы аЬ (слева от Б. т.) соответствует условиям, когда реальный газ более сжи- [c.55]

По мере того как температура приближается к значению, примерно равному 2,5-кратной критической температуре, точка пересечения имеет место при все более и более низком р давлении, пока температура не достигнет такого значения, при котором ри-изо-терма реального газа полностью лежит выше изотермы идеального газа. Эта температура, выше которой объем реального газа всегда больше, чем объем идеального газа даже при очень низких давлениях (в пределе р = 0), известна как точка Бойля. [c.159]

Выбранное стандартное состояние системы или составляющих может оказаться не реализуемым а действительности, гипотетическим состоянием, что, однако, не существенно, если свойства веществ в этом состоянии могут рассчитываться из имеющихся данных (ср. (6.32),. (6.33) и пояснения к ним). О выборе стандартных состояний существуют соглашения, использующиеся обязательно при составлении таблиц термодинамических свойсив индивидуальных веществ и растворов. Для индивидуальных жидких и кристаллических веществ в качестве стандартного состояния принимается их реальное состояние при заданной температуре и давлении 1 атм, для индивидуальных газов — гипотетическое состояние, возникающее при изотермическом расширении газа до бесконечно малого давления и последующем сжатии до 1 атм, но уже по изотерме идеального газа. Стандартным состоянием компонентов раствора выбирается обычно состояние каждого из соответствующих индивидуальных веществ при той же температуре и давлении и в той же фазе, что и раствор (симметричный способ выбора стандартного состояния), либо такое состояние выбирается только для одного из компонентов, растворителя, а для остальных, растворенных веществ, — состояние, которое они имеют в бесконечно разбавленном растворе (асимметричный выбор). В соответствии с этим стандартизируются и термодинамические процессы. Так, стандартная химическая реакция — это реакция, происходящая в условиях, при 1К0Т0рых каждый из реагентов находится в стандартном состоянии. Если, например, реагируют газообразные неш ества, которые можно считать идеальными газами, то в соответствии с (10.17) и уравнением состояния идеально-газовой смеси (3.17) химический потенциал /-ГО вещества в смеси [c.100]

Энциклопедия по машиностроению XXL

Оборудование, материаловедение, механика и ...