Вывести на печать

Жидкость, газ и межмолекулярные силы. В 1 см3 газа при температуре 0° С и нормальном давлении содержится примерно 2,7Ч1019 молекул, так что среднее расстояние между ними составляет около 30Ч10–8 см, или 30 . Поскольку диаметр самих молекул всего лишь несколько ангстрем, логично предположить, что взаимодействие между молекулами газа пренебрежимо мало всегда, кроме моментов их столкновений. Таким образом, мы приходим к модели газа, в которой молекулы представляются движущимися независимо друг от друга шариками, сталкивающимися друг с другом и со стенками сосуда, в который газ заключен. При температуре 0° С скорость молекул составляет несколько сотен метров в секунду, и их столкновения со стенками сосуда создают ощутимое давление. Более детальное рассмотрение указанной модели дает соотношение между давлением P, объемом V и термодинамической температурой T (T = °С + 273)

(1)    PV/T = const (для данного количества газа).

Это соотношение – так называемое уравнение состояния идеального газа – представляет собой обобщенную запись законов Бойля – Мариотта, Гей-Люссака и Шарля, и поведение большинства газов описывается им с хорошей точностью. Уравнение (1) выполнялось бы всегда, если бы газ оставался газом независимо от понижения температуры или повышения давления. Однако хорошо известно, что все газы можно перевести в жидкое состояние, если достаточно сильно сжать их или охладить. Для каждого газа есть так называемая критическая температура Tc, ниже которой он всегда может быть ожижен путем повышения давления; выше Tc газ не может быть ожижен ни при каких условиях. Это означает, что модель независимо движущихся молекул в условиях, когда температура выше Tc, является лишь приближенной, а ниже Tc при высоких давлениях и плотностях она вообще неверна. Существование жидкого состояния ниже Tc наводит на мысль, что между молекулами действуют силы притяжения, поскольку иначе вообще нельзя понять, почему они остаются вблизи друг от друга. Однако помимо притяжения молекулы испытывают и взаимное отталкивание – мы убеждаемся в этом, когда пытаемся уменьшить объем жидкости (или твердого тела). Силы притяжения действуют на больших расстояниях, чем силы отталкивания, но и те и другие имеют электростатическую природу.

Если ввести в модель идеального газа поправки на сцепление молекул и их объем, то получается уравнение, вообще говоря, отличное от (1). Одно из таких уравнений, выведенное Я.Ван-дер-Ваальсом, имеет вид

(2)    (P + a/V2) (V - b)/T = const.

Здесь a и b – константы, характерные для данного газа. Это уравнение также предсказывает существование критической температуры Tc и качественно описывает наблюдаемый переход между газообразной и жидкой фазами.

Рассмотрим некоторые практические следствия из уравнения (2). На рис. 2 представлен график зависимости давления газа от объема. Пусть некоторое количество газа занимает объем V1 при температуре T1 и давлении P1. При уменьшении объема давление возрастает и состояние газа изменяется: из точки A он переходит в точку B. Здесь газ начинает конденсироваться, причем дальнейшее уменьшение объема уже не приводит к изменению давления. При движении вдоль прямой BC количество жидкости возрастает до тех пор, пока в точке C газ не будет ожижен полностью. Постоянное давление, соответствующее этому процессу, называется давлением насыщенного пара при данной температуре T1. Во всех точках отрезка BC между жидкостью и газом существует равновесие (термодинамическое). Это означает, что число молекул, испаряющихся с поверхности жидкости в 1 с, в точности равно числу молекул, конденсирующихся из пара в жидкость. Для дальнейшего уменьшения объема необходимо создать очень высокое давление, чтобы преодолеть силы взаимного отталкивания молекул жидкости. Этой ситуации отвечает вертикальная прямая CD. Кривая ABCD называется изотермой, поскольку всем ее точкам соответствует одна и та же температура. Если такой же опыт проводить при более высокой температуре, то в соответствии с уравнением Ван-дер-Ваальса мы получим изотерму с таким же ходом, лишь отрезок BC станет короче. И наконец, при критической температуре Tc этот отрезок вообще стянется в точку с координатами Tc и Pc. В этой точке жидкость и газ неразличимы. При температурах, превышающих Tc, уравнение Ван-дер-Ваальса (2) переходит в уравнение (1) (кривая, соответствующая температуре T2 на рис. 2). Значения критических температур и соответствующих им давлений приведены в следующей таблице:

Газ

He

H2

N2

O2

H2O

Tc, K

5,30

33,29

126,07

154,38

647

Pc, МПа

0,226

1,280

3,35

5,08

21,75

Дополнительные опции

Популярные рубрики:



Добавьте свои работы

Помогите таким же студентам, как и вы! Загрузите в Интернет свои работы, чтобы они стали доступны всем! Сделать это лучше через платформу BIBLIOTEKA.BY. Принимаем курсовые, дипломы, рефераты и много чего еще ;- )

Опубликовать работы →

Последнее обновление -
29/03/2024

Каждый день в нашу базу попадают всё новые и новые работы. Заходите к нам почаще - следите за новинками!

Мобильная версия

Можете пользоваться нашим научным поиском через мобильник или планшет прямо на лекциях и занятиях!


(5.79 Кб)

назад   дальше



ЖИДКОСТЕЙ ТЕОРИЯ
Жидкость, газ и межмолекулярные силы
Поверхностное натяжение
Капиллярные явления
Кипение жидкостей
Затвердевание жидкостей
Растворение жидкостей
Осмос
Жидкости и твердые тела
Жидкие металлы
Литература