![]() |
|
|
ГАЗЫГАЗЫ, вещества в агрегатном состоянии, характеризующемся слабым взаимодействием
составляющих вещество частиц (по сравнению с их средней кинетическая энергией),
в результате чего газы заполняют весь предоставленный им объем. Газы, как и
нормальные (обычные) жидкости, макроскопически однородны и изотропны при
отсутствии внешний воздействий, в отличие от анизотропных состояний вещества
- твердого кристаллического и жидких кристаллов. Строго различать жидкое
и газообразное состояния вещества на фазовой диаграмме можно лишь при температуре
ниже критической Гкр (см. рис.), так как выше Ткр газ
нельзя превратить в жидкость повышением давления. Ниже Ткр возможно фазовое
равновесие жидкость — пар, причем газообразному состоянию отвечает фаза
с меньшей плотностью (газ, находящийся в термодинамическое равновесии с жидкой
или твердой фазой того же вещества, обычно называют паром). В критической точке различие
между жидкостью и паром исчезает, поэтому возможен непрерывный (без фазового
превращения) переход из газообразного состояния в жидкое. При этом все
свойства вещества меняются постепенно (наиб, быстро вблизи критической точки). В тройной
точке Т^ сосуществуют газ, жидкость и твердое тело (кристалл), причем плотность
газа вблизи тройной точки обычно на три порядка меньше плотности жидкости
или кристалла. Кривую сосуществования жидкости и газа называют кривой парообразования,
твердого тела и газа - кривой сублимации (возгонки).
Диаграмма состояния однокомпонентной системы в координатах давление р-темпера-тура Т! Линии /, 2 и 3-кривые парообразования, плавления и возгонки соответственно; 7"кр и ркр-координаты критической точки; Ттр и ртр-координаты тройной точки; И,—-Критич. объем. В нормальных условиях (при 0°С и атм. давлении) в газообразном состоянии находятся элементы гелиевой группы (Не, Ne и т. д.), а также ряд элементов, образующих молекулярные газы: О2, N2, Н2, Г2 и Cl2. Атм. воздух состоит из N2 и О2 (соответственно 75,5 и 23,1% по массе), благородных газов, N2O, CO2 и паров Н2О (остальные 1,4%). В природе газы образуются как продукты жизнедеятельности бактерий, при превращениях органическое веществ, восстановлении минеральных солей и др. В недрах Земли газы, в основном СН4 и др. легкие углеводороды, как правило, сопутствуют нефтям; встречаются газовые месторождения, содержащие до 70% неуглеводородных компонентов (H2S, CO2 и" др.). При низких давлениях газы смешиваются друг с другом в любых соотношениях. При высоких давлениях и температурах выше Ткр взаимная растворимость газов может быть ограниченной и возможно равновесное сосуществование двух газовых фаз; такие системы рассматривают как расслаивающиеся газовые растворы (см. Критическое состояние). Растворимость газов в жидкостях и твердых телах может достигать больших значений (см. табл. 1). Табл. 1.-РАСТВОРИМОСТЬ ГАЗОВ В ЖИДКОСТЯХ ПРИ 298 К И 10s
Па (в мольных долях)
Теория газообразного состояния. Важнейшая теоретич. модель газообразного состояния-ид сальный газ, для которого энергия взаимодействие между молекулами пренебрежимо мала по сравнению с кинетическая энергией их хаотич. (теплового) движения. Уравнение состояния для п молей идеального газа, занимающего объем V при температуре Т и давлении р, имеет вид: pV = nRT, где R = 8,31 ДжДмоль-К)-газовая постоянная (см. Клапейрона - Менделеева уравнение). Внутр. энергия 1 моля одноатомного идеального газа ? = 3/2/?Т ДлЯ идеального газа строго выполняются Бойля-Мариотта закон и Гей-Люссака законы, для реальных газов эти законы выполняются приближенно-тем лучше, чем дальше р и Т от критической значений. Статистич. физика позволяет вычислить макроскопич. свойства идеального
газа, рассматривая его как систему из N квазинезависимых молекул и
определяя вероятность раз л. состояний отдельной молекулы. В идеальном
газе для каждой из молекул все окружающие частицы представляют термостат,
с к-рым она обменивается энергией. В соответствии с канонич. распределением
Гиббса среднее число где k- постоянная Больцмана; Л-коэффициент, зависящий от Т. Применение
данной формулы в случае, когда движение молекул идеального газа подчиняется
законам классич. механики, позволяет установить распределение молекул по
скоростям, а также их пространств. распределение в поле внешний сил. В соответствии
с распределением Максвелла среднее число dN молекул с массой ш,
компоненты скоростей которых лежат в интервалах от vx до
vx + dvx, от vy до vy
+ dvy и от v. до vz + dvz,
равно:
где N- общее число молекул. В любом реальном газе распределение
по скоростям центров инерции молекул представляет собой распределение Максвелла.
При наличии внешний силового поля, в котором потенциальная энергия молекулы
идеального газа зависит от координат ее центра инерции, концентрация молекул
устанавливается распределением Больцмана:
где п0- концентрация молекул в отсутствие поля; U(x,
у, z)- потенциальная энергия молекулы во внешний поле. В частности, в
однородном поле тяжести, направленном вдоль оси z, U = mgz, где где и0 - плотность газа в точке z = 0. При низких температурах классич. статистика неприменима к идеальному газу и заменяется квантовой статистикой Бо-зе-Эйнштейна или Ферми-Дирака для частиц с целым или полуцелым спином соответственно. Т-ра, ниже которой отчетливо проявляются квантовые свойства идеального газа, тем выше, чем меньше масса частиц и чем больше плотность числа частиц. Для обычных газов соответствующая температура очень низка; квантовые эффекты практически существенны лишь для Не, Н2 и в некоторой степени для Ne. Квантовую природу системы, проявляющуюся в дискретности энергетич. спектра, необходимо учитывать при описании внутр. состояний молекул (электронных, колебательных, а при низких т-pax-и вращательных). Энергетич. спектр молекул газа, соответствующий их постулат, движению, можно считать квазинепрерывным, так как расстояния между соседними уровнями энергии малы. Применение законов классич. статистики с учетом квантовых закономерностей позволяет рассчитать по молекулярным данным термодинамическое функции газа (энтропию, внутр. энергию, энергии Гельмгольца и Гиббса), константы химический равновесия газофазных реакций, теплоемкость и кинетическая характеристики, знание которых требуется при проектировании многие технол. процессов. Так, теплоемкость идеального газа может быть рассчитана в классич. теории, если известно число i степеней свободы молекулы. Вклад каждой из вра-щат. и постулат, степеней свободы молекулы в молярную теплоемкость Су равен R/2, а каждой из колебательное степеней свободы-JR (так называемой закон равнораспределения). Частица одноатомного газа обладает тремя постулат, степенями свободы, соответственно его теплоемкость составляет ЗЯ/2, что хорошо совпадает с эксперим. данными. Молекула двухатомного газа обладает тремя поступательными, двумя вращательными и одной колебательное степенями свободы, и, согласно закону равнораспределения, Су = 1R/2, однако это значение не совпадает с опытными данными даже при обычных температурах. Наблюдаемое расхождение, а также температурная зависимость теплоемкости газа объясняются квантовой теорией (подробнее см. в ст. Теплоемкость). Кинетич. свойства газов - теплопроводность, взаимная диффузия (для газовых смесей),
вязкость-определяются столкновениями молекул. В простейшем случае явления
переноса рассматриваются для разреженного газа, молекулы которого считаются
упругими шарами, взаимодействующими лишь в момент соударения. В первом
приближении все коэффициент переноса выражаются через среднюю длину свободный пробега
молекулы Свойства реальных газов. Неидеальность газов в молекуляр-но-кинетическая теории рассматривается как результат взаимодействие молекул. В первом приближении ограничиваются рассмотрением парных взаимодействий, во втором-тройных и т.д. Такой подход приводит к вириалъному уравнению состояния, коэффициент которого может быть теоретически рассчитаны, если известен потенциал межмол. взаимодействий. Наиб. полезно вириальное уравение при рассмотрении свойств газов малой и умеренной плотности. Предложено много эмпирическая и по-луэмпирическая уравений, связывающих р, V и Т, которые либо исходят из некоторой простой модели взаимодействий (например, Ван-дер-Ваалъса уравнение), либо выражают чисто эмпирическая зависимость, справедливую для определенного класса веществ (см. Уравнения состояния). Наличие межмол. взаимодействий оказывает влияние на все свойства реальных газов, в т.ч. приводит и к тому, что их внутр. энергия зависит от плотности. С этим свойством связан эффект Джоуля-Томпсона: изменение температуры газа при его адиабатич. расширении, например при протекании с малой постоянной скоростью через пористую перегородку (этот процесс называют дросселированием). Учет межмол. взаимодействий и внутр. строения молекул необходим при решении многие теоретич. задач физическиххимии. Молекул, которые можно было бы принимать как упругие шары, практически не бывает, и при расчете свойств реальных газов применяют др. молекулярные модели. Из них Наиб. употребительны простые модели гармонич. осциллятора и жесткого ротатора. Физ. свойства некоторых газов приведены в табл. 2 [по данным Автоматизированной информац. системы достоверных данных о теплофизических свойствах газов и жидкостей (АИСТ)]. Химическая энциклопедия. Том 1 >> К списку статей |
[каталог] [статьи] [доска объявлений] [обратная связь] |
|
Введение в химию окружающей среды. Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей
среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги
заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в
разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности.
Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и
атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на
химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах.
Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии
университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга
читателей.
Химия и технология редких и рассеянных элементов. Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов
химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии
лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во
второй
части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана,
лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В
третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия,
тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание
уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В
технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика
рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов
производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие
составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по
1972 год включительно.
|
|