Jednačina stanja realnog gasa

Из Википедије, слободне енциклопедије

Realni gasovi su svi gasovi koji se mogu naći u prirodi. Kod njih nema nikakvih zanemarivanja i idealizovanja, zato za njih važi drugačija (tj. složenija) jednačina od jednačine idealnog gasa.

Razlika između realnog i idealnog gasa[уреди]

Idealni gas ne postoji u prirodi. Kod idealnih gasova važi sledeće:

Grafik zavisnosti pritiska od zapremina kod vodonika posmatran kao idealan i realan gas
Grafik zavisnosti pritiska od zapremina kod azota posmatran kao idealan i realan gas
  • Molekuli gasa su materijalne tačke beskonačno malog prečnika
  • Kretanja molekula je po pravolinijskim putanjama, konstantnom brzinom pri čemu su pravci i smerovi jednako verovatni
  • Sudar između molekula je apsolutno elastičan, centričan i ne dolazi do gubitka energije
  • Međumolekulske privlačne sile su zanemarljive

Pošto je jasno da takvi gasovi ne postoje u prirodi, ali postoje pojedini gasovi koji pri veoma niskim pritiscima i veoma visokim temperaturama se približno ponašaju kao idealni gas.

  • Da bi smo smanjili pritisak, moramo povećati zapreminu (za konstantnu temperature – izotermni proces) i samim tim povećava se rastojanje između molekula i njihove dimenzije u odnosu na rastojanje se sve više smanjuju i na taj način se povećava mogućnost njihovog zanemarivanja.
  • Dok sa druge strane, ako povećavamo temperature, doći će do povećanja energije u česticama (tj. kinetičke energije, a samim tim i brzine čestica) i uticaj interakcije se smanjuje.

Zato je pri ovim uslovima razlika između realnog i idealnog gasa veoma mala.

Gasovi kod kojih je razlika zanemarljiva[уреди]

Za realne gasove važi da molekuli imaju konačne dimenzije, a međumolekulske sile se ne mogu zanemariti i sudari su neelastični.

Mnogi gasovi čija je velika primena u industriji, kao što su vodena para, amonijačna para, živina para itd, ponašaju se kao realni gasovi.

Jednačina stanja realnog gasa[уреди]

Van der Valsova jednačina[уреди]

Ako budemo uračunavali dimenzije čestica i međumolekulske sile, lako ćemo jednačinu stanja idealnog gasa pretvoriti u Van der Valsovu jednačinu realnog gasa:

  • Zapremina koje čestice koriste za kretanje (tj. zapremina okolo čestica) je manja od zapremine suda, jer i same čestice zauzimaju neku zapreminu:
 V = V_{\rm suda} - nb

Faktor za zapreminu nb korigovao je Van der Vals.

Gde je n - broj molova gasa, b - zapremina koja zauzimaju molekuli jednog mola gasa.

  • Pritisak koji određujemo zapravo je manji od stvarnog pritiska zbog međumolekulskih privlačnih sila. Pa važi:
 P = P_{\rm mereno} + \frac{n^2}{V^2}a

Gde je \frac{n^2}{V^2} - odnos kvadratne vrednosti broja molova gasa i kvadrata zapremine, a - konstanta koja govori o tome koliko su jake međumolekulske sile.

Odavde se zamenom u:

PV=nRT\,

dobija Van der Valsova jednačina stanja:

(P_{\rm mereno} + \frac{n^2}{V^2}a)(V_{\rm suda} - nb)=nRT\,

Na osnovu ove formule možemo tačnije meriti i vršiti eksperimente sa gasovima koji su svugde oko nas (gasovi koji su realni u prirodi).

Literatura[уреди]

Spoljašnje veze[уреди]