Gaz real

Un gaz real este definit ca un gaz al cărui comportament termodinamic diferă de cel al unui gaz ideal , adică nu urmează ecuația de stare pentru gazele ideale .

Un gaz poate fi considerat real pentru presiuni ridicate și temperaturi scăzute, adică pentru valori destul de mari ale densității gazului. Pe baza teoriei cinetice a gazelor, abaterile de la comportamentul ideal se datorează în principal a două ipoteze asumate în modelul teoriei:

moleculele de gaz nu sunt asemănătoare punctelor,
energia de interacțiune nu este neglijabilă.

Diagrama Andrews

Același subiect în detaliu: diagrama Andrews .

Reprezentarea în planul pV a comportamentului unui gaz real.

Diagrama Andrews este reprezentarea în planul pV (numit și plan Clapeyron ) a comportamentului unui sistem gaz-lichid (de aceeași substanță).

Să luăm în considerare un gaz închis într-un cilindru închis de un piston mobil. Dacă gazul considerat este ideal , menținând temperatura constantă, izotermele sunt obținute pe planul Clapeyron, adică hiperbole de ecuație echilaterale $pV=cost$ ${\ displaystyle pV = cost}$ $pV = cost$ .

Dacă, pe de altă parte, considerăm un gaz real, observăm că numai pentru temperaturi suficient de ridicate și presiuni suficient de scăzute izotermele se apropie de hiperboli, în conformitate cu ecuația de stare pentru gazele ideale.

Potențialul lui Lennard-Jones

Același subiect în detaliu: potențialul lui Lennard-Jones .

Tendința potențialului intermolecular cu distanța

Prin urmare, pe baza observației experimentale, un fapt remarcabil de important pentru distincția dintre comportamentul gazului real și cel ideal este tocmai faptul că un gaz real nu poate fi comprimat la nesfârșit, în dezacord cu ipoteza gazului ideal. Am constatat că acest lucru se datorează faptului că moleculele își ocupă propriul covolum . Dar observarea atentă a compresibilității exprimă, de asemenea, o altă diferență față de comportamentul ideal: gazul este mai compresibil pentru presiuni scăzute (dar nu prea mici) decât gazul ideal corespunzător și mai puțin compresibil pentru valori de presiune mai mari. Acest comportament depinde în esență de temperatură și de tipul de gaz.

Comportamentul poate fi explicat prin prezența forțelor intermoleculare care, pentru valori de temperatură mici, este puternic respingătoare, iar pentru valori de temperatură mari, în schimb, este slab atractivă. Forma acestei forțe derivă dintr-un potențial tipic ca în figură. Acest potențial are un minim la o distanță intermoleculară precisă $r_{0}$ ${\ displaystyle r_ {0}}$ $r_ {0}$ care este tipic pentru fiecare substanță și reprezintă punctul în care forța este zero. Înainte de acest punct, derivata parțială:

F(r)=-{\frac {\partial U}{\partial r}}>0

{\ displaystyle F (r) = - {\ frac {\ partial U} {\ partial r}}> 0}

{\ displaystyle F (r) = - {\ frac {\ partial U} {\ partial r}}> 0}

prin urmare, există o repulsie între molecule care crește rapid pe măsură ce distanța scade, totuși $r>r_{0}$ ${\ displaystyle r> r_ {0}}$ ${\ displaystyle r> r_ {0}}$ în schimb există o derivată negativă care implică o forță atractivă, dar totuși tot mai slabă până când dispare pe distanțe foarte mari. Pe baza acestui potențial numit Lennard-Jones sau 12-6 ^[1] care are forma:

U(r)=U_{0}\left[\left({\frac {r_{0}}{r}}\right)^{12}-2\left({\frac {r_{0}}{r}}\right)^{6}\right]

{\ displaystyle U (r) = U_ {0} \ left [\ left ({\ frac {r_ {0}} {r}} \ right) ^ {12} -2 \ left ({\ frac {r_ {0 }} {r}} \ right) ^ {6} \ right]}

{\ displaystyle U (r) = U_ {0} \ left [\ left ({\ frac {r_ {0}} {r}} \ right) ^ {12} -2 \ left ({\ frac {r_ {0 }} {r}} \ right) ^ {6} \ right]}

în 1873 Van der Waals a formulat o ecuație de stare pentru gazele reale care ia în considerare faptul că moleculele au propriul volum și există forțe intermoleculare care afectează presiunea gazului.

Notă

^ Termenul 12-6 se referă la valorile exponenților în expresia potențialului Lennard-Jones .

Elemente conexe

Portalul chimiei

Portalul de fizică

[1] Termenul 12-6 se referă la valorile exponenților în expresia potențialului Lennard-Jones .

[1]

V · D · M Stări ale materiei
Principal	Solid · Lichid · Aeriform · Plasmă · Condensat Bose-Einstein
Schimbări de stare	Fuziune · Solidificare · Cristalizare · Punct de topire · Fierbere · Evaporare · Condensare · Sublimare · îngheț
Amestecuri	Suspensie · Dispersie · Soluție · Ligă · Coloid · Aerosol · Ceață · Spray lichid · Fum · Particule · Pulbere · Spumă · Emulsie · Sol · Aerogel · Gel · spumă solidă · Amestec gazos
Alții	Gaz · abur · Fluid · Ideal gazelor · gazelor reale · fluidul supercritic · superfluid · supersolid · Supervetro · Condensat fermionice · degenerată Matter · ciudat Materia · plasmă quarc-gluon · cristale lichide · Ideal de lichid · Rydberg materie · polaron Rydberg · quark Matter · spin cuantic Lichid · Eccitonio · Exciton legat de foton · lanț de fuziune fost
Concepte	Punct triplu · Punct critic · Ecuația de stare · Curba de răcire · Faza · Solidus · Liquidus