Идеальный газ и ван дер ваальса. Реальные газы. Уравнение Ван-дер-Ваальса. Критическое состояние. Критические параметры некоторых газов

Для реальных газов пользоваться результатами теории идеального газа следует с большой осторожностью. Во многих случаях необходимо переходить к более реалистичным моделям. Одной из большого числа таких моделей может служить газ Ван-дер-Ваальса . В этой модели учитываются собственный объем молекул и взаимодействия между ними. В отличие от уравнения Менделеева - Клапейрона pV= RT, справедливого для идеального газа, уравнение газа Ван-дер-Ваальса содержит два новых параметра а и Ь, не входящих в уравнение для идеального газа и учитывающих межмолекулярные взаимодействия (параметр а) и реальный (отличный от нуля) собственный объем (параметр Ь) молекул. Предполагается, что учет взаимодействия между молекулами в уравнении состояния идеального газа сказывается на величине давления р, а учет их объема приведет к уменьшению свободного для движения молекул пространства - объема V, занимаемого газом. Согласно Ван-дер-Ваальсу уравнение состояния одного моль такого газа записывается в виде:

где Ум - молярный объем величины (а/Ум) и Ь описывают отклонения газа от идеальности.

Величина a/V^, по размерности соответствующая давлению, описывает взаимодействие молекул между собой на больших (по сравнению с размерами самих молекул) расстояниях и представляет так называемое добавочное к внешнему «внутреннее давление» газа р. Константа Ъ в выражении (4.162) учитывает суммарный объем всех молекул газа (равна учетверенному объему всех молекул газа).

Рис. 4.24. К определению константы b в уравнении Ван-дер-Ваальса

Действительно, на примере двух молекул (рис. 4.24) можно убедиться, что молекулы (как абсолютно жесткие шары) не могут сблизиться друг с другом на расстояние, меньшее, чем 2г между их центрами,

т.е. область пространства, «выключенная» из общего объема, занимаемого газом в сосуде, которая приходится на две молекулы, имеет объем

В пересчете на одну молекулу это

ее учетверенный объем.

Поэтому (V M - b) есть доступный для движения молекул объем сосуда. Для произвольного объема V и массы т газа с молярной массой М уравнение (4.162) имеет вид

Рис. 4.25.

где v = т/М - число моль газа, а а"= v 2 a и Ь"= vb - константы (поправки) Ван-дер-Ваальса.

Выражение для внутреннего давления газа в (4.162) записано в виде a/Vj, по следующей причине. Как было сказано в подразделе 1.4.4, потенциальная энергия взаимодействия между молекулами в первом приближении хорошо описывается потенциалом Леннард- Джонса (см. рис. 1.32). На сравнительно больших расстояниях этот потенциал может быть представлен в виде зависимости U ~ г~ ь, где г - расстояние между молекулами. Поскольку сила F взаимодействия между молекулами связана с потенциальной энергией U как F - -grad U(r), то F ~ -г 7 . Число молекул в объеме сферы радиуса г пропорционально г 3 , поэтому суммарная сила взаимодействия между молекулами пропорциональна it 4 , а дополнительное «давление» (сила, отнесенная к площади, пропорциональной г 2) пропорционально г ь (или ~ 1/F 2). При малых значениях г проявляется сильное отталкивание между молекулами, которое косвенно учитывается

коэффициентом Ь.

Уравнение Ван-дер-Ваальса (4.162) может быть переписано в виде полиномиального (вириального) разложения по степеням У м (или У):

Относительно V M это уравнение кубическое, поэтому при заданной температуре Т должно иметь либо один вещественный корень, либо три (далее, полагая, что мы по-прежнему имеем дело с одним моль газа, опустим индекс М в V M , чтобы не загромождать формулы).

На рисунке 4.25 в координатахp(V) при различных температурах Т приведены изотермы, которые получаются в качестве решений уравнения (4.163).

Как показывает анализ этого уравнения, существует такое значение параметра Т- Г* (критическая температура), которое качественно разделяет различные типы его решений. При Т > Т к кривые p(V) монотонно спадают с ростом V, что соответствует наличию одного действительного решения (одно пересечение прямой р = const с изотермой p(V)) - каждому значению давления р соответствует только одно значение объема V. Иными словами, при Т > Т к газ ведет себя примерно как идеальный (точного соответствия нет и оно получается только при Т -> оо, когда энергией взаимодействия между молекулами по сравнению с их кинетической энергией можно пренебречь). При низких температурах, когда Т одному значению р соответствует три значения V, и форма изотерм принципиально изменяется. При Г= Т к изотерма Ван-дер-Ваальса имеет одну особую точку (одно решение). Этой точке соответствуют /^(критическое давление) и V K (критический объем). Эта точка соответствует состоянию вещества, названному критическим, и, как показывают эксперименты, в этом состоянии вещество не является ни газом, ни жидкостью (промежуточное состояние).

Экспериментальное получение реальных изотерм может быть осуществлено с помощью простого устройства, схема которого изображена на рис. 4.26. Устройство - это цилиндр с подвижным поршнем и манометром для измерения давления р. Измерение объема V производят по положению поршня. Вещество в цилиндре поддерживается при определенной температуре Т (находится в термостате).

Рис. 4.26.

Меняя его объем (опуская или поднимая поршень) и измеряя при этом давление, получают изотермуp(V).

Оказывается, что полученные таким образом изотермы (сплошные линии на рис. 4.25) заметно отличаются от теоретических (штрихпунктирная линия). При Т = Т и большйх V уменьшение объема приводит к увеличению давления соответственно расчетной кривой до точки N (штрихпунктирная изотерма на рис. 4.25). После этого уменьшение V не приводит к дальнейшему росту р. Иными словами, точка N соответствует началу конденсации, т.е. переходу вещества из состояния пара в состояние жидкости. При уменьшении объема от точки N к точке М давление остается постоянным, меняется только соотношение между количествами жидкого и газообразного вещества в цилиндре. Давление соответствует равновесию между паром и жидкостью и называется давлением насыщенного пара (отмечено на рис. 4.25 как р„. п). В точке М все вещество в цилиндре представляет собой жидкость. При дальнейшем уменьшении объема изотермы резко поднимаются вверх, что соответствует резкому уменьшению сжимаемости жидкости по сравнению с паром.

При увеличении температуры в системе, т.е. при переходе от одной изотермы к другой, длина отрезка MN уменьшается (А/УУ"при Т 2 > Т), и при Т=Т К он стягивается в точку. Огибающая всех отрезков вида MN образует колоколообразную кривую (бинодаль) - пунктирная кривая MKN на рис. 4.25, отделяющую двухфазную область (под колоколом бинодали) от однофазной - пара или жидкости. При Т> Т к никаким увеличением давления газообразное вещество превратить в жидкость уже нельзя. Этим критерием можно воспользоваться для проведения условного различия между газом и паром: при Т вещество может существовать и в виде пара, и в виде жидкости, но при Т > Т к никаким давлением газ в жидкость перевести нельзя.

В тщательно поставленных экспериментах можно наблюдать так называемые метастабильные состояния, характеризуемые участками МО и NL на изотерме Ван-дер-Ваальса при Т= Т (штрихпунктирная кривая на рис. 4.25). Эти состояния отвечают переохлажденному пару (участок МО) и перегретой жидкости (участок NL). Переохлажденный пар - это такое состояние вещества, когда по своим параметрам оно должно находиться в жидком состоянии, но по своим свойствам продолжает следовать газообразному поведению - стремится, например, расшириться при увеличении объема. И наоборот, перегретая жидкость - такое состояние вещества, когда оно по своим параметрам должно быть паром, но по свойствам остается жидкостью. Оба эти состояния метастабильны (т.е. неустойчивы): при небольшом внешнем воздействии вещество переходят в стабильное однофазное состояние. Участок OL (определенный математически из уравнения Ван-дер- Ваальса) соответствует отрицательному коэффициенту сжатия (с увеличением объема растет и давление!), оно не реализуется в опытах ни при каких условиях.

Константы а и b считаются независящими от температуры и являются, вообще говоря, разными для разных газов. Можно, однако, модифицировать уравнение Ван-дер-Ваальса так, чтобы ему удовлетворяли любые газы, если их состояния описываются уравнением (4.162). Для этого найдем связь между константами а и b и критическими параметрами: р к, V K n Т к. Из (4.162) для моль реального газа получаем 1:

Воспользуемся теперь свойствами критической точки. В этой точке величины йр/dV и tfp/dV 2 равны нулю, так эта точка является точкой перегиба. Из этого следует система трех уравнений:

1 Индекс М при объеме моль газа опущен для упрощения записи. Здесь и далее константы а и Ь по-прежнему приведены к одному моль газа.

Эти уравнения справедливы для критической точки. Решение их относительно/>*, У к, Гадает:

и, соответственно,

Из последнего соотношения в этой группе формул, в частности, следует, что для реальных газов постоянная R оказывается индивидуальной (для каждого газа со своим набором рк, У к, Т к она своя), и только для идеального или для реального газа вдали от критической температуры (при Т » Т к) ее можно полагать равной универсальной газовой постоянной R = k b N A . Физический смысл указанного различия кроется в процессах кластерообразования, происходящих в реальных газовых системах в докритических состояниях.

Критические параметры и константы Ван-дер-Ваальса для некоторых газов представлены в табл. 4.3.

Таблица 4.3

Критические параметры и константы Ван-дер-Ваальса

Если теперь подставить эти значения из (4.168) и (4.169) в уравнение (4.162) и выразить давление, объем и температуру в так называемых приведенных (безразмерных) параметрах л = р/р к, со = V/V K , т = Т/Т к, то оно (4.162) перепишется как:

Это уравнение Ван-дер-Ваальса в приведенных параметрах универсальное для всех ван-дер-ваальсовых газов (т.е. реальных газов, подчиняющихся уравнению (4.162)).

Уравнение (4.170) позволяет сформулировать закон, связывающий три приведенные параметра - закон соответственных состояний: если у каких-либо различных газов совпадают два из трех (л, со, т) приведенных параметров, то должны совпадать и значения третьего параметра. Говорят, что такие газы находятся в соответственных состояниях.

Запись уравнения Ван-дер-Ваальса в виде (4.170) позволяет также распространить связанные с ним представления на случай произвольных газов, которые уже ван-дер-ваальсовскими не являются. Уравнение (4.162), записанное в виде (4.164): p(V) = RT/(V-b)-a/V 2 , напоминает по форме разложение функции р(У) в ряд по степеням V (до второго члена включительно). Если считать (4.164) первым приближением, то уравнение состояния любого газа можно представить в универсальном виде:

где коэффициенты А„(Т) называются вириальными коэффициентами.

При бесконечном числе членов этого разложения оно может точно описать состояние любого газа. Коэффициенты А„(Т) являются функциями температуры. В различных процессах используются различные модели, и для их расчета теоретически оценивается, каким количеством членов этого разложения необходимо пользоваться в случаях разного рода газов для получения желаемой точности результата. Конечно, все модели реальных газов зависят от выбранного вида межмолекулярного взаимодействия, принятого при рассмотрении конкретной задачи.

• Предложена в 1873 г. голландским физиком Я.Д. Ван-дер-Ваальсом.

Одно из первых уравнений реального газа. Предложено в 1873 голл. физиком Я. Д. Ван-дер-Ваальсом (J. D. van der Waals). Для моля газа, имеющего объём V при темп-ре Т и давлении р, имеет вид:

(p+a/V2)(V-b)=RT,

В. у. явл. приближённым и количественно определяет св-ва реальных газов лишь в области высоких Т и низких р. Однако качественно оно позволяет описывать поведение газа при высоких р, конденсацию газа и критич. состояние.

На рисунке приведены изотермы, рассчитанные по В. у. При низких Т все три корня В. у.- действительные, а выше критич. темп-ры (Тк) остаётся лишь один действит. корень. Это означает, что при Т>ТК в-во может находиться только в одном (газообразном) состоянии, а при Тдавление насыщ. пара рнп и объёмов отVж до Vr.

Диаграмма состояния в-ва в координатах р - V: T1, Т2, Т3, Тк - изотермы, рассчитанные по ур-нию Ван-дер-Ваальса; К - критич. точка. Линия dKe (спинодаль) очерчивает область неустойчивых состояний.

При более низких р (за областью, где возможно одновременное существование газа и жидкости) характеризует св-ва газа. Левая, почти вертик. часть изотермы отражает малую жидкости. Участки ad и еc (и аналогичные участки др. изотерм) относятся соотв. к перегретой жидкости и переохлаждённому пару (метастабильные состояния). Участок de физически неосуществим, т. к. здесь происходит увеличение V при увеличении р. Совокупность точек а, а", а" и с, с", с", . . . определяет кривую, наз. бинодалью, к-рая очерчивает область совместного существования газа и жидкости. В критич. точке К параметры Тк, рк и Vк имеют значения, характерные для данного в-ва. Однако если в В. у. ввести относит. величины Т/Тк, р/рк и V/VK, то можно получить т. н. приведённое В. у., к-рое явл. универсальным.

Физический энциклопедический словарь. - М.: Советская энциклопедия . . 1983 .

Уравнение состояния реального газа. Предложено И. Д. Ван-дер-Ваальсом (J. D. van der Waals) в 1873. Для газа, содержащего N молекул, В. у. имеет вид:

где V - объём, р - давление, T - абс. темп-pa газа, а и b - постоянные, учитывающие притяжение и отталкивание молекул. Член наз. внутр. давлением, постоянная b равна учетверённому объёму газа, если в качестве модели принять слабо притягивающиеся упругие сферы.

В. у. количественно определяет свойства реальных газов лишь в небольшом интервале Т и р - в области относительно высоких Т и низких р, т. к. а и b являются ф-циями темп-ры. Однако В. у. качественно правильно описывает поведение газа и жидкости и при высоких р, а также особенности фазового перехода между ними. При низких давлениях и относительно высоких темп-pax оно переходит в ур-ние состояния идеального газа ( Клапейрона уравнение), а при высоких давлениях и низких темп-pax учитывает малую сжимаемость жидкостей. В. у. описывает, кроме того, критическое и ме-тастабильное состояния системы - пар.

На рис. приведены в координатах р - V изотермы, рассчитанные по В. у., являющемуся кубическим относительно V. Возможны 3 случая решения В. у.: 1) все три корня действительные и равны между собой; этот случай соответствует критич. состоянию (изотерма Т кр; 2) все три корня действительные и различные - т. н. докритич. состояние (изотермы при T кр ); 3) два корня мнимые, не имеющие физ. смысла, один корень действительный; этот случай соответствует сверхкри-тич. состоянию (изотермы при T>T кр ). Изотермы при Т/Т кр качественно описывают поведение реальных газов. При докритич. темп-pax Т < Т кр поведение газа описывается изотермой-изобарой насыщенного пара - прямой на диаграмме р - V , напр. прямой ас(р н.n. =const), а не S -образной кривой adec, соответствующей В. у.

Геом. место начальных и конечных точек "равновесия" а и с стабильной и метастабильной фаз (определяемое из условия равенства заштрихованных площадей) наз. бинодалью (кривая аКс). Кривая, соединяющая экстремальные точки типа d и е, наз. спинодалью (кривая dKe). Область, заключённая между бинодалью и спинодалью,- область неустойчивого, метастабиль-ного состояния системы. T. о., участки изотерм типа ad и ес относятся к метастабильному равновесию соответственно перегретой жидкости и системы жидкость+ , а также системы жидкость+газ и переохлаждённого газа. Участок dbe не имеет физ. смысла, т. к. на этом участке при росте р увеличивается и V, что невозможно.

При достаточно низких темп-pax участок adb опускается ниже р =0. В этом случае имеющий физ. смысл участок ad попадёт в область отрицат. давлений, что соответствует неустойчивому состоянию растянутой жидкости.

Диаграмма состояния вещества в координатах p-V: T 1 T 3 < T кр < T 4 < Т 5 ,-изотермы, рассчитанные по В. у.; К - критическая точка, линии аКс - бинодаль, dKe - спинодаль; 1 - область жидкость + газ; 2 и 3 - области метастабильного состояния систем: перегретая жидкость и жидкость + пар, переохлаждённый пар и жидкость+ пар. Заштрихованные площади adb и beс равны.

С помощью В. у. можно получить критич. параметры р кр, V кp и T кp. В точке К изотермы Ван-дер-Ваальса имеют как максимум, так и точку перегиба, т. е. . Решение системы ур-ний Ван-дер-Ваальса и двух приведённых выше имеет вид:

Несмотря на то, что постоянная b имеет подгоночный характер, размеры молекул, полученные с помощью выражения , хорошо согласуются с полученными др. методами.

В. у., в к-рое введены относит. величины T / Т кр, р / р кр, T/T кр, наз. приведённым ур-нием состояния; оно имеет более широкое применение, чем В. у. Если в В. у. давление разложить по степеням плотности и сравнить с вириальним разложением, то постоянные а и b можно выразить через вириальные коэффициенты.

Лит. см. при ст. Газ. Ю. H. Любитов

Физическая энциклопедия. В 5-ти томах. - М.: Советская энциклопедия . Главный редактор А. М. Прохоров . 1988 .

Смотреть что такое "ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА УРАВНЕНИЕ" в других словарях:

ВАН ДЕР ВААЛЬСА УРАВНЕНИЕ, уравнение состояния (см. УРАВНЕНИЕ СОСТОЯНИЯ), описывающее свойства реального газа (см. РЕАЛЬНЫЙ ГАЗ). Предложено Й. Д. Ван дер Ваальсом (см. ВАН ДЕР ВААЛЬС Йоханнес Дидерик) в 1873 г. Широко используется для… … Энциклопедический словарь

Предложенное Й. Д. Ван дер Ваальсом (1873), уравнение состояния реального газа, учитывающее конечность объема молекул и наличие межмолекулярных сил притяжения; для одного моля имеет вид: (p+a/V2)(V b) V = RT,где: p давление, V мольный объем, T… … Большой Энциклопедический словарь

Одно из первых уравнений состояния реального газа, предложенное голландским физиком Я. Д. Ван дер Ваальсом (1873): Здесь: р давление газа; Т его температура; V̅ объём одного моля вещества; R универсальная Газовая… … Большая советская энциклопедия

Ур ние состояния реального газа. Для пмолей газа, имеющего объем Vпри т ре Ти давлении р. имеет вид: где R газовая постоянная, аи b постоянные Ван дер Ваальса, характерные для данного в ва. Член 2/V2 учитывает притяжение молекул газа (уменьшение… … Химическая энциклопедия

- [по имени голл. физика Я. Д. Ван дер Ваальса (J. D. vanderWaals; 1837 1923)] ур ние состояния реального газа? где р давление, V объём, Т термодинамич. темп pa, т масса газа, М его молярная масса, R газовая постоянная, а и b константы, зависящие… … Большой энциклопедический политехнический словарь

Предложенное Й. Д. Ван дер Ваальсом (1873) уравнение состояния реального газа, учитывающее конечность объёма молекул и наличие межмолекулярных сил притяжения; для одного моля газа имеет вид: (р + a/V2)(V – b) = RT, где р давление, V объём… … Энциклопедический словарь

Предложенное И. Д. Ван дер Ваальсом (1873) ур ние состояния реального газа, учитывающее конечность объёма молекул и наличие межмол. сил притяжения; для и молей газа имеет вид: (р + n2а/V2)(V nb) = nRT, где р давление, V объём, Т абс. темп ра, R… … Естествознание. Энциклопедический словарь

Уравнение состояния Стат … Википедия

Уравнение состояния Статья является частью серии «Термодинамика». Уравнение состояния идеального газа Уравнение Ван дер Ваальса Уравнение Дитеричи Разделы термодинамики Начала термодинамики Уравнени … Википедия

Книги

• Статистическая теория открытых систем. Том II. Кинетическая теория плазмы. Кинетическая теория фазовых переходов второго рода. Выпуск 91 , Климонтович Ю.Л. , В Том 2 существенно расширяется область приложения идей и методов, развитых в Томе 1. Второй том состоит из двух частей. В 4. 1 на примере явления затухание Ландау показано, что из-за… Категория: Научная и техническая литература Серия: Синергетика: от прошлого к будущему Издатель:

Изотермы, построенные при одной и той же температуре для разных газов, выглядят по-разному, потому что и и связанные с ними критические величины различные для разных газов. Можно, однако, и для неидеальных газов написать уравнение изотермы, чтобы оно не зависело от природы газа, т.е. было бы универсальным. Для этого оказывается достаточно, чтобы параметры состояния газа находились в одинаковых отношениях к соответствующим критическим параметрам. Для этого введем безразмерные параметры, обезразмеренные с помощью критических величин, т.е.

.

Параметры называют приведенными параметрами. Поставим в уравнение Ван-дер-Ваальса значения параметров , вырожденные через приведенные параметры. Получим:

. (5.12)

В (5.12) подставим значения . Тогда получим:

. (5.13)

С учетом известных соотношений

. (5.14)

Уравнение (5.14) является приведенным уравнением состояния. В этом уравнении не содержатся константы, характерные для конкретного вещества. Из него следует, что если вещества обладают двумя одинаковыми приведенными параметрами из трех, то и третий параметр тоже одинаков для этих веществ. Этот закон носит название закона соответственных состояний. Он выражает тот факт, что изменяя масштаб, которым измеряются две из трех величин, характеризующих состояние веществ, т.е. используя приведенные параметры, можно совместить изотермы всех веществ.

Сжижение газов

Как следует из анализа изотерм Ван-дер-Ваальса, всякий газ может быть переведен в жидкое состояние путем сжатия, если его температура ниже критической температуры. Например, углекислый газ можно превратить в жидкость при комнатной температуре, поскольку его критическая температура равна 31,1 0 С. Но есть такие газы, которые при комнатной температуре нельзя перевести в жидкое состояние как бы его не сжали. К таким газам относятся, например, воздух, водород, гелий, кислород, у которых критические температуры значительно ниже комнатной. До открытия критической температуры (1822г.) их считали непослушными газами, т.е. газами, не способными сжижаться.

Для сжижения таких газов их необходимо охладить до температуры несколько ниже критической, после чего повышением давления газ может быть переведен в жидкое состояние. Сжиженный таким образом газы удобно хранить под атмосферным давлением (в открытом сосуде), но в этом случае их температура должна быть еще более низкой, чтобы давление соответствующее насыщенному пару, т.е. горизонтальному участку изотермы, было равно 1 атм. Для азота такая изотерма соответствует температуре -195,8 0 С, в то время как критическая температура азота равна -147,1 0 С.

Таким образом, чтобы газ сжижать, необходимо его достаточно сильно охладить. Для достижения такого сильного охлаждения используются два метода. Первый из них связан с использованием так называемого эффекта Джоуля-Томсона.

Эффект Джоуля-Томсона

Для наблюдения этого эффекта газ при достаточно большом давлении вынуждают протекать через пористую теплоизолированную перегородку. Это означает, что проток происходит адиабатно.

Гидродинамическое сопротивление перегородки приводит к тому, что на ней теряется, часть давления и газ выходит из перегородка при более низком давлении. Это означает, что газ расширяется или же дросселируется. Для того, чтобы течение газа было стационарным, т.е. происходило при постоянных значениях давлений, по обе стороны перегородки необходим какой-либо насос (компрессор), который поддерживал бы постоянным эти давления. Этот насос производит внешнюю работу сжатия газа, которая расходуется на преодоление сопротивления дросселя.

Покажем, что для неидеального газа процесс Джоуля-Томсона сопровождается изменением температуры, причем, такое же расширение идеального газа не вызывает никакого изменения температуры.

Явление изменения температуры газа при его адиабатном расширении дросселированием от одного постоянного давления к другому называется эффектом Джоуля-Томсона. Изменение температуры неидеального газа в процессе Джоуля-Томсона объясняется тем, что при расширении газа увеличивается расстояние между молекулами и совершается внутренняя работа против сил взаимодействия между молекулами. За счет этой работы изменяется кинетическая энергия молекул, а, следовательно, и температура.

Количественно эффект Джоуля-Томсона характеризуется дифференциальным коэффициентом Джоуля-Томсона , который определяется отношением изменения температуры газа к вызвавшему его изменению давления :

Для вычисления этого коэффициента детально проанализируем этот процесс с помощью следующей схемы.

Пусть 1 моль газа занимает объем между перегородкой и поршнем (рис.7), а после прохождения через перегородку - объем между перегородкой и поршнем . Поскольку при сжатии газа давление остается постоянным внешняя работа . Газ, переходя через перегородку, расширяется и совершает работу . Общая работа расширения газа

.

Так как процесс Джоуля-Томсона является адиабатическим . Согласно первому закону термодинамики, работа должна равняться изменению внутренней энергии, т.е.

где и - внутренняя энергия моля газа до и после расширения. Это выражение можно переписать следующим образом:

Термодинамический потенциал мы назвали энтальпией. Таким образом, процесс Джоуля-Томсона происходит так, что энтальпия остается постоянной по обе стороны перегородки, т.е.

Для идеального газа и зависят только от температуры, поэтому и энтальпия зависит только от температуры. Равенство энтальпий по обе стороны перегородки означает и равенство температур. Значит, для идеального газа коэффициент Джоуля-Томсона равен нулю. Для неидеального газа внутренняя энергия зависит не только от температуры, но и от объема , занимаемого газом. Кроме того, зависит от объема. Поэтому в случае неидеального газа равенство энтальпий по стороне перегородки не означает равенство температур.

Действительно, опыт показывает, что большинство газов, такие как азот, кислород, углекислота в процессе дросселирования при комнатной температуре охлаждаются. Но такие газы как водород, гелий при тех же условиях нагреваются.

Отметим, что процесс Джоуля-Томсона необратимый, следовательно, он сопровождается увеличением энтропии .

Выражение для дифференциала энтальпии, как было показано выше, имеет вид

. (5.15)

Воспользуемся выражением (1.51) для дифференциала энтропии через изменение температуры и изменение давления :

.

Поставляя это выражение в (5.15) получим:

.

Отсюда получим выражение для коэффициента Джоуля-Томсона:

, (5.16)

где - коэффициент объемного расширения газа. Все величины, входящие в выражение для могут быть определены, если известно уравнение состояния газа.

Из формулы (5.16) следует, что знак коэффициента зависит от величины .

При , при . Для идеального газа . Для реальных газов может быть как положительным, так и отрицательным. Более того, для одного и того же газа в одной области температур может быть положительным, а в другой - отрицательным. Существует температура , характерная для данного газа, при которой коэффициент Джоуля-Томсона меняет свой знак. Эта температура называется температурой инверсии.

Вычислим коэффициент Джоуля-Томсона для газа Ван-дер-Ваальса. Для этого необходимо вычислить производную . Для этого раскроем скобки в левой части уравнения Ван-дер-Ваальса (5.5) и получим

.

Продифференцируем обе части уравнения по при :

.

Вместо поставим его значение из уравнения Ван-дер-Ваальса (5.5)и получим

.

Приведя выражение в квадратных скобках к общему знаменателю, получим:

После преобразования квадратной скобки, имеем:

.

Поставив это выражение в (5.16), получим:

.

После приведения квадратной скобки к общему знаменателю, имеем следующее выражение для коэффициента Джоуля-Томсона:

,

которое можно переписать в виде:

. (5.17)

Если давление газа не очень велико (порядка 100-200 атм.), то , и ими в (5.17) можно пренебречь. Тогда

.

Из этой формулы видно, что коэффициент Джоуля-Томсона положителен, если или . При коэффициент Томсона , т.е. газ при дросселировании нагревается. Температура инверсии определяется равенством .

Тот факт, что в опыте Джоуля-Томсона, который ставился при комнатной температуре, водород при расширении нагревался, в то время как другие газы охлаждались, не является, конечно, особым свойством водорода. Любой газ обнаружит такие же свойства, если ставить опыт при температуре более высокой, чем температура инверсии.

Вопросы для самоконтроля изученного материала

Реальные газы

1. В чем отличие реального газа от идеального? При каких условиях в поведении газов наступает отступление от законов Менделеева-Клапейрона?

2. Каков физический смысл поправок в уравнении Ван-дер-Ваальса? Как они вычисляются: а) из молекулярно-кинетической теории; б) через параметры критического состояния?

3. Как будут располагаться изотермы Ван-дер-Ваальса на графике PV для различных температур? Какой вид будет иметь изотерма Ван-дер-Ваальса: а) для температуры ниже критической; 6) для температуры выше критической?

4. Сравните изотермы Ван-дер-Ваальса с экспериментальными кривыми для одного и того же газа.

5.Какой эффект Джоуля-Томсона называют положительным, какой отрицательным?

6. От каких параметров зависит температура инверсии? Как записать эту зависимость? Каков физический смысл температуры инверсии?

7. Что называют насыщенным паром? Чем определяется давление насыщенного пара?

8. Какой физический смысл имеют величины b , V-b , а /V 2 , входящие в уравнение Ван-дер-Ваальса?

9. Для двух различных газов, взятых в равных количествах и имеющих одинаковые объемы и температуры, рассчитали давление по уравнению Ван-дер-Ваальса. Результаты сравнили с давлением идеального газа с такими же параметрами. Оказалось, что давление одного газа больше давления идеального газа, другое меньше. Чем объяснить полученные отличия в давлениях?

10.Зависимость давления от объема, полученная при решении уравнения Ван-дер-Ваальса, изображена на рис.1, экспериментальная кривая показана на рис.2. Чем объясняется различие в графиках?

Рис.1 Рис.2

12. В каком агрегатном состоянии находится вещество, если его состояние на графике (рис.2) определяется точками 1,2,3?

13.Какому физическому состоянию соответствуют участки ав, вб, dl кривой на рис. 1?

14.Что можно сказать о значениях заштрихованных площадей на рис.1?

15.Как с увеличением температуры вещества меняется ход графиков, приведенных на рис.1?

16.В замкнутом сосуде, содержащем некоторое вещество в двух фазах, поддерживается постоянное давление. Температура постепенно повышается от значения меньшего критического до значения большего критического. Начертите на координатной плоскости VT примерные графики процесса для случаев: а) давление равно критическому; б) давление больше критического; в) давление меньше критического. Считайте, что при температурах больших критической, вещество имеет свойства идеального газа.

17.Чем объясняется, что в процессе дросселирования при комнатной температуре водород нагревается, а кислород охлаждается?

18.Каков в опыте Джоуля-Томсона знак приращения внутренней энергии газа? Энтропии? Тепловой функции? (энтальпии)

19.Начертите экспериментальную изотерму процесса сжатия реального газа и объясните ход графика.

20.Каков смысл коэффициента в уравнении Ван-дер-Ваальса и как он выражается через размеры атомов?

21.Каков смысл коэффициента а в уравнении Ван-дер-Ваальса и как он определяется?

22.Начертите изотерму Ван-дер-Ваальса и укажите, каким состояниям соответствуют различные участки изотермы?

23.Что такое критическая температура?

24.3а счет каких физических факторов сжимаемость реального газа при малом давлении больше, чем идеального, а при большом - меньше?

25.Какие соображения позволяют выбрать давление, при котором должна быть проведена горизонтальная изотерма реального газа, соответствующая двухфазному состоянию?

26.Как наглядно объяснить зависимость знака дифференциального эффекта Джоуля-Томсона от давления газа?

27.Каким физическим условиям в газе соответствует точка инверсии дифференциального эффекта Джоуля-Томсона?

28.Чем свойства пара отличаются от свойств газа? При каких условиях к пару можно применить газовые законы?

29.От каких термодинамических параметров зависит внутренняя энергия газа

Ван-дер-Ваальса?

30.В чем заключается эффект Джоуля-Томсона? Каким уравнением описывается это явление?

31.В чем сущность процесса дросселирования газа? Является ли выпуск сжатого газа в пустоту процессом дросселирования? Как изменяется температура идеального газа при выпуске его в пустоту?

32.В чем заключается явление Джоуля-Томсона? Каким уравнением описывается это явление?

33.Какая температура называется температурой инверсии Джоуль-Томсон эффекта?

34.Какие значения должны иметь величины а и b в уравнении Ван-дер-Ваальса, чтобы газ всегда охлаждался при дросселировании?

35.Какие участки кривой Ван-дер-Ваальса соответствует нестабильным и метастабильным состояниям? Объясните смысл и возможность осуществления этих состояний.

36.Что такое перегретая жидкость? Укажите ее область на изотерме Ван-дер-Ваальса.

37.Что такое дросселирование газа? Почему процесс дросселирования в идеальном газе не сопровождается изменением температуры, а в не идеальном газе сопровождается?

38. Что происходит с газом Ван-дер-Ваальса с поправкой а

39. Что происходит с газом Ван-дер-Ваальса с поправкой в =0 в опыте Джоуля-Томсона, газ нагревается, охлаждается или температура газа не меняется?

40.Какое значение имеет приращение внутренней энергии газа ΔU в опыте Джоуля-Томсона для случая, когда начальное состояние характеризуется точкой, лежащей па кривой инверсии, - положительное, отрицательное или не изменяется?

41.Как изменяются температуры водорода и кислорода в результате дросселирования при комнатной температуре?

42. Получите приведенное уравнение Ван-дер-Ваальса. В чем его преимущество?

43. Каким выражением определяется критическая температура газа Ван-дер-Ваальса?

44. Каким выражением определяется критический объем газа Ван-дер-Ваальса?

45. Каким выражением определяется критическое давление газа Ван-дер-Ваальса?

46. Какому выражению соответствует связь между давлением, объемом и температурой киломоля газа Ван-дер-Ваальса в критической точке?

48. Найти приращение энтропии ΔS киломоля газа Ван-дер-Ваальса при изотермическом расширении от объема V 1 до объема V 2 . Считать, что поправка Ван-дер-Ваальса в известна.

Глава 6. Жидкое состояние

Строение жидкостей

Жидкое состояние, занимая промежуточное положение между газом и кристаллами, сочетает в себе некоторые черты обоих этих состояний. В частности, для жидкостей, как и для кристаллических тел, характерно наличие определенного объема, а вместе с тем, жидкость, подобно газу, принимает форму того сосуда, в котором она находится. Известно, что для кристаллического состояния характерно упорядоченное расположение частиц, в газах, наоборот, царит полный хаос. В жидкостях, как показывают рентгенографические исследования, расположение частиц является также промежуточным. В расположении частиц жидкости наблюдается так называемый ближний порядок. Это означает, что по отношению к любой частице расположение ближайших к ней соседей является упорядоченным. Однако по мере удаления от данной частицы расположение по отношению к ней других частиц становится все менее упорядоченным и довольно быстро порядок в расположении частиц полностью исчезает. В кристаллах имеет место дальний порядок - упорядоченное расположение частиц по отношению к любой частице наблюдается в пределах всего объема.

Из-за отсутствия дальнего порядка жидкости (за исключением жидких кристаллов) не обнаруживают анизотропии, характерной для кристаллов с их правильным расположением частиц.

В жидкостях с удлиненными молекулами наблюдается одинаковая ориентация молекул в пределах значительного объема, чем обуславливается анизотропия оптических и некоторых других свойств. Такие жидкости получили название жидких кристаллов. У них упорядочена только ориентация молекул, взаимное же расположение молекул, как и в обычных жидкостях, дальнего порядка не обнаруживают. Из-за того, что в жидкости отсутствует дальний порядок, а молекулы жидкости испытывают значительные силы межмолекулярного взаимодействия, его теория гораздо менее развита, чем теория кристаллического, и, особенно, газообразного состояний.

Значительная заслуга в разработке ряда проблем теории жидкого состояния принадлежит ученому Я.И.Френкелю. Согласно Френкелю, тепловое движение в жидкостях имеет следующий характер. Каждая молекула в течение некоторого времени колеблется около определенного положения равновесия. Время от времени молекула меняет место равновесия, скачком перемещаясь в новое положение, отстоящее от предыдущего на расстоянии порядка размеров молекул. Таким образом, молекулы лишь медленно перемещаются внутри жидкости, пребывая часть времени около определенных мест. Время колебания молекул в этих местах, или так называемое время оседлой жизни зависит от температуры жидкости, резко убывая при повышении температуры. В связи с этим при повышении температуры сильно возрастает подвижность молекул, что, в свою очередь влечет за собой уменьшение вязкости жидкости.

Поверхностное натяжение

Поверхность жидкости, соприкасающейся с другой средой (собственным паром, какой-либо другой жидкостью или твердым телом) находится в особых условиях по сравнению с остальной массой жидкости. Возникают эти особые условия потому, что молекулы пограничного слоя жидкости в отличие от молекул в ее глубине окружены молекулами той же жидкости не со всех сторон. Часть соседей поверхностных молекул - это частицы второй среды, с которой жидкость граничит. Эта среда может отличаться от жидкости, как природой, так и плотностью частиц. Имея же разных соседей, молекулы поверхностного слоя и взаимодействуют с ними различным способом. Поэтому силы, действующие на каждую молекулу в этом слое, оказываются неуравновешенными, существует некоторая равнодействующая сила, направленная либо в сторону объема жидкости, либо в сторону объема граничной с ней среды. Вследствие этого перемещение молекулы из поверхностного слоя в глубь жидкости или вглубь среды, с которой она граничит, сопровождается совершением работы. Равнодействующая всех сил, действующих на молекулы внутри жидкости равно нулю, поэтому их перемещение не сопровождается работой. Величина и знак работы совершаемой при перемещении молекул поверхностного слоя зависит от соотношения между силами взаимодействия молекул этого слоя со "своими" же молекулами и с молекулами второй среды. В случае, когда жидкость граничит со своим собственным паром, сила, испытываемая молекулами поверхностного слоя, направлена внутрь жидкости. Это связано с тем, что плотность молекул в жидкости намного больше, чем в насыщенном паре над жидкостью, соответственно, сила притяжения молекулами поверхностного слоя со стороны молекул жидкости больше, чем со стороны молекул пара.

Молекулы поверхностного слоя, перемещаясь во внутрь жидкости, совершают положительную работу. Наоборот, переход молекул из объема жидкости к поверхности сопровождается отрицательной работой, т.е. требует затраты внешней работы. Если поверхность жидкости увеличивается, это значит, что некоторое количество молекул из объема жидкости переходит на поверхность. Для этого надо затратить внешнюю работу. Таким образом, увеличение поверхности жидкости сопровождается отрицательной работой. Наоборот, при сокращении поверхности совершается положительная работа. Если при постоянной температуре обратимым путем изменить поверхность жидкости на бесконечно малую величину , то необходимая для этого работа равна

Знак "минус" показывает, что при увеличении поверхности повлечет за собой изменение потенциальной энергии , которая сопровождается работой . Если изменение поверхности происходит при постоянной температуре, то совершаемая работа равна изменению свободной энергии поверхности

. (6.2)

В

Таким образом, поверхность жидкости обладает избыточной по сравнению с остальной массой жидкости потенциальной энергией. Рассмотрим, к чему это приводит. Известно, что всякая система в состоянии равновесия имеет минимальное значение энергии. Из формулы (6.1) следует, что поверхность жидкости в состоянии равновесия должна иметь минимальное значение поверхности. Это в свою очередь означает, что должны существовать силы, препятствующие увеличению поверхности, т.е. стремящиеся сократить эту поверхность. Эти силы должны быть направлены вдоль самой поверхности, по касательной к ней. Жидкость ведет себя так, как будто по касательной к ее поверхности действуют силы, сокращающие эту поверхность. Эти силы называются силами поверхностного натяжения.

Рассмотрим пример. Если проволочную рамку, одна из сторон которой подвижна (см. рис.1) опустить в мыльный раствор, то вся она затянется пленкой жидкости. Силы поверхностного натяжения принуждают пленку сокращаться, и подвижная перекладина АВ вслед за пленкой перемещается вверх. Чтобы сохранить ее в равновесии к перекладине нужно приложить силу Р в виде груза. Таким образом, сила поверхностного натяжения, действующая в пленке, перпендикулярна к линии АВ , которая в данном случае и является линией раздела. Такие же силы действуют на другие стороны рамки. Но здесь они уравновешиваются силами притяжения жидкости к веществу жесткой рамки. Описанный опыт может быть использован для определения численного значения коэффициента поверхностного натяжения жидкости. Действительно, поверхностная сила , с учетом того, что пленка имеет две поверхности, равно при равновесии весу груза Р , т.е.

Если под действием этой силы перекладина, увлекаемая пленкой, переместилась на расстояние

Похожая информация.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Связывает между собой основные термодинамические параметры для реального газа.

При низких давлениях и высоких температурах закон Менделеева-Клапейрона также довольно точно описывает поведение реальных газов, однако в других условиях реальные газы значительно отклоняются от идеальности. Уравнение Ван-дер-Ваальса учитывает эти отклонения.

Формула уравнения Ван-дер-Ваальса

Уравнение Ван-дер-Ваальса имеет вид:

В этом уравнении n – количество молей газа, р – его , V – занимаемый газом объем, Т – абсолютна температура газа. Универсальная газовая постоянная имеет значение 8,31441 Дж/(моль К), одинаковое для всех газов.

Переменная а – это поправка на силу притяжения между молекулами газа. Под действием этой силы молекулы притягиваются друг к другу, внутрь газа, уменьшая давление на стенку. Переменная b – поправка, учитывающая собственный объем, занимаемый молекулами газа. Эти поправки зависят от вида газа, и могут быть найдены из таблиц либо рассчитаны по следующим формулам:

Здесь и – это давление и абсолютная температура газа в критической точке, то есть в точке перехода газообразной фазы в жидкую.

В реальном газе расстояния между молекулами меньше, чем в идеальном, и сравнимы с размерами самих молекул. Поэтому силы взаимодействия между молекулами становятся достаточно большими. В объеме газа молекула со всех сторон окружена другими молекулами, и силы их притяжения уравновешиваются. Однако когда молекула приближается к стенке, больше не уравновешиваются и «втягивают» её внутрь. Поэтому молекула движется к стенке медленнее, из-за чего давление на стенку уменьшается. Это и учитывает поправка а.

Кроме того, за счёт сил межмолекулярного взаимодействия реальные газы способны переходить в жидкое состояние, и уравнение Ван-дер-Ваальса довольно точно описывает поведение газов вблизи этого перехода.

Так как в реальном газе расстояние между молекулами сравнительно невелико, молекула должна пролететь меньшее расстояние, чтобы удариться о стенку. Поэтому при очень больших давлениях давление на стенку возрастает, и это учитывает поправка b.

Уравнение Ван-дер-Ваальса применяется, в частности, при определении параметров пара в теплотехнике и теплотехнике, при исследовании сжижения газов.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Какую температуру имеет азот 2 грамма, занимающий объём 800 см при давлении 0,2 МПа, если его рассматривать как реальный газ?
Решение	Для удобства переведем значения величин в систему СИ: 800 см 3 = 0,0008 м 3 ; 0,2 МПа = 2 10 5 Па. Табличные значения поправок a и b для азота: a = 0,136 Па м 6 /моль 2 ; b = 3,85 10 -5 м 3 /моль. Определим, сколько молей содержится в 4 г . Учтём, что водород – двухатомный газ, поэтому его молекулярная масса М – сумма двух атомных масс водорода А. 0,071 моль. Выразим температуру из уравнения Ван-дер-Ваальса:
Ответ

ПРИМЕР 2

Задание

Вычислить поправки a и b в уравнении Ван-дер-Ваальса для азота, если известны критическая температура Т кр = 126 К и критическое давление р кр = 3,39 МПа.

Решение

Помножив уравнение Ван-дер-Ваальса на и разделив на p, получим кубическое уравнение относительно объема: Это уравнение имеет три корня. В точке перегиба, показанной на рисунке, все эти корни действительны и равны друг другу. Точка перегиба и есть критической точкой, в которой газообразная фаза переходит в жидкую. Чтобы найти критические параметры, воспользуемся свойствами точки перегиба: первая и уравнения обращаются в нуль. Решим эти уравнения относительно объема и температуры, получим критические параметры: Выразив давление из уравнения Ван-дер-Ваальса и записав это уравнение для критических параметров, получим: Подставим в это уравнение , и после решения получим:

Как уже указывалось в § 60, для реальных газов необходимо учитывать размеры мо­лекул и их взаимодействие друг с другом, поэтому модель идеального газа и уравнение Клапейрона-Менделеева (42.4) pV m =RT (для моля газа), описывающее иде­альный газ, для реальных газов непри­годны.

Учитывая собственный объем молекул и сил межмолекулярного взаимодействия, голландский физик И. Ван-дер-Ваальса (1837-1923) вывел уравнения состояния реального газа. Ван-дер-Ваальсом в урав­нение Клапейрона-Менделеева введены две поправки.

1. Учет собственного объема молекул. Наличие сил отталкивания, которые про­тиводействуют проникновению в занятый молекулой объем других молекул, сводит­ся к тому, что фактический свободный объем, в котором могут двигаться молеку­лы реального газа, будет не V m , a V m - b , где b - объем, занимаемый самими молекулами. Объем b равен учетверенному соб­ственному объему молекул. Если, напри­мер, в сосуде находятся две молекулы, то центр любой из них не может при­близиться к центру другой молекулы на расстояние, меньшее диаметра d молеку­лы. Это означает, что для центров обеих молекул оказывается недоступным сфери­ческий объем радиуса d, т. е. объем, рав­ный восьми объемам молекулы, а в расче­те на одну молекулу - учетверенный объем молекулы.

2. Учет притяжения молекул. Действие сил притяжения газа приводит к появле­нию дополнительного давления на газ, называемого внутренним давлением. По вычислениям Ван-дер-Ваальса, внутрен­нее давление обратно пропорционально квадрату молярного объема, т. е.

p" = a/V 2 m , (61.1)

где а- постоянная Ван-дер-Ваальса, ха­рактеризующая силы межмолекулярного притяжения, V m - молярный объем.

Вводя эти поправки, получим уравне­ние Ван-дер-Ваальса для моля газа (урав­нение состояния реальных газов):

(p+a/V 2 m )(V m -b)=RT. (61.2)

Для произвольного количества вещества v газа (v =т/М) с учетом того, что V = vV m , уравнение Ван-дер-Ваальса примет вид

где поправки а и b - постоянные для каж­дого газа величины, определяемые опыт­ным путем (записываются уравнения Ван-дер-Ваальса для двух известных из опыта состояний газа и решаются относительно а и b ).

При выводе уравнения Ван-дер-Вааль­са сделан целый ряд упрощений, поэтому оно также весьма приближенное, хотя и лучше (особенно для несильно сжатых газов) согласуется с опытом, чем уравне­ние состояния идеального газа.

Уравнение Ван-дер-Ваальса не единствен­ное уравнение, описывающее реальные газы. Существуют и другие уравнения, некоторые из них даже точнее описывают реальные газы, но не рассматриваются из-за их сложности.

§ 62. Изотермы Ван-дер-Ваальса и их анализ

Для исследования поведения реального газа рассмотрим изотермы Ван-дер-Ва­альса - кривые зависимости р от V m при заданных Т, определяемые уравнением Ван-дер-Ваальса (61.2) для моля газа. Эти кривые (рассматриваются для четы­рех различных температур; рис. 89) имеют довольно своеобразный характер. При вы­соких температурах (T>T к) изотерма ре­ального газа отличается от изотермы иде­ального газа только некоторым искажени­ем ее формы, оставаясь монотонно спада­ющей кривой. При некоторой температуре Т к на изотерме имеется лишь одна точка перегиба К . Эта изотерма называется кри­тической, соответствующая ей температу­ра T к - критической температурой. Кри­тическая изотерма имеет лишь одну точку перегиба К, называемую критической точ­кой; в этой точке касательная к ней па­раллельна оси абсцисс. Соответствующие этой точке объем V к и давление р к на­зываются также критическими. Состояние с критическими параметрами (р к, V к , Т к ) называется критическим состоянием. При низких температурах (Т<Т к ) изотермы имеют волнообразный участок, сначала монотонно опускаясь вниз, затем монотонно поднимаясь вверх и снова монотонно опускаясь.

Для пояснения характера изотерм пре­образуем уравнение Ван-дер-Ваальса (61.2) к виду

pV 3 m -(RT+pb) V 2 m +aV m -ab=0.

Уравнение (62.1) при заданных р и Т является уравнением третьей степени относительно V m ; следовательно, оно мо­жет иметь либо три вещественных корня, либо один вещественный и два мнимых, причем физический смысл имеют лишь ве­щественные положительные корни. Поэто­му первому случаю соответствуют изотер­мы при низких температурах (три значения объема газа V 1 , V 2 и V 3 отвечают (символ «т» для простоты опускаем) одному зна­чению давления р 1 ), второму случаю- изотермы при высоких температурах.

Рассматривая различные участки изо­термы при Т<Т к (рис.90), видим, что на участках 1 -3 и 5-7 при уменьшении объема V m давление р возрастает, что естественно. На участке 3-5 сжатие ве­щества приводит к уменьшению давления; практика же показывает, что такие со­стояния в природе не осуществляются. Наличие участка 3-5 означает, что при постепенном изменении объема вещество не может оставаться все время в виде однородной среды; в некоторый момент должно наступить скачкообразное измене­ние состояния и распад вещества на две фазы. Таким образом, истинная изотерма будет иметь вид ломаной линии 7-6-2-1. Часть 7-6 отвечает газообразному со­стоянию, а часть 2-1 - жидкому. В со­стояниях, соответствующих горизонталь-

ному участку изотермы 6-2, наблюдается равновесие жидкой и газообразной фаз вещества. Вещество в газообразном со­стоянии при температуре ниже критиче­ской называется паром, а пар, находящий­ся в равновесии со своей жидкостью, на­зывается насыщенным.

Данные выводы, следующие из анали­за уравнения Ван-дер-Ваальса, были под­тверждены опытами ирландского ученого Т. Эндрюса (1813-1885), изучавшего изо­термическое сжатие углекислого газа. От­личие экспериментальных (Эндрюс) и тео­ретических (Ван-дер-Ваальс) изотерм за­ключается в том, что превращению газа в жидкость в первом случае соответствуют горизонтальные участки, а во втором - волнообразные.

Для нахождения критических пара­метров подставим их значения в уравне­ние (62.1) и запишем

p к V 3 -(RT к +p к b)V 2 +aV-ab= 0

(символ «т» для простоты опускаем). По­скольку в критической точке все три корня совпадают и равны V к , уравнение приво­дится к виду

p к (V-V к ) 3 = 0,

p к V 3 -3p к V к V 2 +3p к V 2 к V-p к V к = 0.

Так как уравнения (62.2) и (62.3) тожде­ственны, то в них должны быть равны и коэффициенты при неизвестных соответ­ствующих степеней. Поэтому можно за­писать

ркV 3 к =ab, 3р к V 2 к =а, 3p к V к =RT к +p к b. Решая полученные уравнения, найдем: V к = 3b, р к = а/(27b 2), T к =8a/(27Rb}.

Если через крайние точки горизонталь­ных участков семейства изотерм провести линию, то получится колоколообразная кривая (рис. 91), ограничивающая об­ласть двухфазных состояний вещества. Эта кривая и критическая изотерма делят

диаграмму р, V m под изотермой на три области: под колоколообразной кривой располагается область двухфазных состо­яний (жидкость и насыщенный пар), сле­ва от нее находится область жидкого со­стояния, а справа - область пара. Пар отличается от остальных газообразных со­стояний тем, что при изотермическом сжа­тии претерпевает процесс сжижения. Газ же при температуре выше критической не может быть превращен в жидкость ни при каком давлении.

Сравнивая изотерму Ван-дер-Ваальса с изотермой Эндрюса (верхняя кривая на рис. 92), видим, что последняя имеет пря­молинейный участок 2-6, соответствую­щий двухфазным состояниям вещества. Правда, при некоторых условиях могут быть реализованы состояния, изображае­мые участками ван-дер-ваальсовой изо­термы 5-6 и 2-3. Эти неустойчивые со­стояния называются метастабильными. Участок 2-3 изображает перегретую жидкость, 5-6 - пересыщенный пар. Обе фазы ограниченно устойчивы

При достаточно низких температурах изотерма пересекает ось V m , переходя в область отрицательных давлений (ниж­няя кривая на рис. 92). Вещество под отрицательным давлением находится в со­стоянии растяжения. При некоторых усло­виях такие состояния также реализуются. Участок 8 -9 на нижней изотерме соответ­ствует перегретой жидкости, участок 9 - 10 - растянутой жидкости.