Login processing...

Trial ends in Request Full Access Tell Your Colleague About Jove

5.10: Реальные газы - отклонение от закона идеального газа
СОДЕРЖАНИЕ

JoVE Core
Chemistry

A subscription to JoVE is required to view this content. You will only be able to see the first 20 seconds.

Education
Real Gases - Deviation from the Ideal Gas Law
 
ТРАНСКРИПТ

5.10: Реальные газы - отклонение от закона идеального газа

До сих пор закон идеального газа PV = NRT применялся к различным типам проблем, начиная от стехиометрии реакции и проблем с эмпирическими и молекулярными формулами и заканчивая определением плотности и молярной массы газа. Однако поведение газа часто не является идеальным, что означает, что наблюдаемые отношения между его давлением, объемом и температурой не точно описаны газовым законом.  

Согласно молекулярно-кинетической теории, частицы идеального газа не оказывают притягивающих или отталкивающих сил друг на друга. Предполагается, что объем пренебрежим в сравнивнении с объемом контейнера. При комнатной температуре и не более 1 атм газы демонстрируют идеальное поведение, как это подразумевается в идеальном уравнении газа.

Однако при более высоких давлениях или более низких температурах происходят отклонения от закона идеального газа, что означает, что наблюдаемые соотношения между давлением, объемом и температурой не соблюдаются точно.

Перестановка идеального уравнения газа для решения для n дает:

Для 1 моль идеального газа отношение PV/RT = 1, независимо от давления. Любое отклонение этого соотношения от 1 является признаком неидеального поведения.

В идеальном законе о газе не описывается поведение газа при относительно высоком давлении. Это означает, что коэффициент равен 1 только при низком давлении. Но по мере роста давления PV/RT начинает отклоняться от 1, и отклонения не одинаковы. При высоких давлениях отклонение от идеального поведения для каждого газа велико. Иными словами, реальные газы не ведут себя идеально при высоком давлении. При более низком давлении (обычно ниже 10 атм) отклонение от идеального поведения невелико, и мы можем использовать уравнение идеального газа.

Частицы гипотетического идеального газа не имеют значительного объема и не притягивают и не отталкивают друг друга. В целом, реальные газы приблизительно приближенно к этому поведению при относительно низком давлении и высоких температурах. Однако при высоких давлениях молекулы газа теснее теснятся вместе, а количество пустого пространства между молекулами уменьшается. При этих более высоких давлениях объем самих молекул газа становится заметным относительно общего объема, занимаемого газом. Таким образом, газ становится менее сжимаемым при этих высоких давлениях, и хотя его объем продолжает уменьшаться с увеличением давления, это уменьшение не пропорционально, как предсказывалось законом Бойля.

При относительно низком давлении молекулы газа практически не притягиваются друг к другу, потому что они (в среднем) до сих пор находятся на расстоянии друг от друга и ведут себя почти как частицы идеального газа. Однако при более высоком давлении сила притяжения также больше не является незначительной. Эта сила немного сближает молекулы, слегка уменьшая давление (если объем постоянный) или уменьшая объем (при постоянном давлении). Это изменение более заметно при низких температурах, поскольку молекулы имеют более низкий KE по сравнению с силы притяжения, и поэтому они менее эффективны в преодолении этих притяжений после столкновения друг с другом.

Существует несколько различных уравнений, которые лучше приблизили поведение газа, чем закон об идеальном газе. Первый, и самый простой из них, был разработан голландским учёным Иоганнесом ван дер Ваальсом в 1879 году. Уравнение ван дер Ваальса улучшается на основе идеального закона о газе, добавив два термина: Один для учета объема молекул газа, а другой для силы притяжения между ними.

Константа A соответствует силе притяжения между молекулами определенного газа, а константа b соответствует размеру молекул конкретного газа. «Коррекция» к термину давления в идеальном законе о газе — an2/V2, а «коррекция» к объему — nb. Обратите внимание, что если V относительно большой и n относительно небольшой, оба этих условия коррекции становятся пренебрежимый, а уравнение ван дер Ваальса сводится к идеальному закону о газе, PV = NRT. Такое состояние соответствует газу, в котором относительно небольшое количество молекул занимает относительно большой объем, то есть газ при относительно низком давлении.

При низком давлении коррекция межмолекулярного притяжения, a, важнее, чем поправка на молекулярный объем, b При высоких давлениях и малых объемах коррекция объема молекул становится важной, потому что сами молекулы несжимаются и составляют заметную долю от общего объема. При некотором промежуточном давлении две коррекции оказывают противоположное влияние, и газ, кажется, следует соотношению, заданной PV = NRT в небольшом диапазоне давлений.

Строго говоря, уравнение идеального газа хорошо функционирует, когда межмолекулярные связи между молекулами газа являются пренебрежимо малыми, а сами молекулы газа не занимают заметную часть всего объема. Эти критерии удовлетворяются в условиях низкого давления и высокой температуры. В таких условиях газ, как говорят, ведет себя в идеальном состоянии, и отклонения от законов о газе достаточно малы, чтобы их можно было проигнорировать — однако это очень часто не так.

Этот текст адаптирован из Openstax, Химия 2е изд., раздел 9.2: Неидеальное поведение газа.

Get cutting-edge science videos from JoVE sent straight to your inbox every month.

Waiting X
simple hit counter