аження процесів в РV и TS координатах.
Щоб прослідкуваті за розміщенням політропніх процесів прн різніх значень п в р-v и Т - s-координатах, на діаграмі завдаючи кріві окрем процесів, за Якими можна візначіті відносне размещения політроп при різннх п а такоже найти знак для q и О”і в ціх процесах (рис 8.5.1). Наприклад, графік паштропного процеса з ПОКАЗНИКИ попітрспн до> п> 1 проходити между n = 1 і п = к, причому при розшіренні в цьом процесі теплота підводіть ся (так як Д?> 0), температура и внутрішня енергія зменшуються.
Характерно, что ВСІ політропні Процеси Розширення (О”s> 0) можна Розбита натри типові групи, шкірні з якіх має спільну схему енергобалансу. У Кожній групі процесів Особливості Перетворення ЕНЕРГІЇ являються загально, альо кількісній Розподіл трьох складових балансу ЕНЕРГІЇ змінюється. У табл. 1.1 пріведені Особливості трьох груп політропніх процесів Розширення (О”і> 0 ). Аналогічно можна Розбита на три групи ВСІ політропні Процеси стіску (О”і <0). br/>
Таблиця 8.5.1. Групи політропніх процесів. table>
Група
Межа Зміни сертифіката № політропі
О”і
q
Теплоємність в процесі
Схема енергобалансу
1
1> n> - в€ћ
О”і> 0
q> 0
Сn> 0
1
2
до> п> 1
О”і <0
q> 0
Сn <0
2
3
+ в€ћ> n> до
О”і <0
q <0
Сn> 0
3
Обмін енергією в термодінамічному процесі.
В
9. Реальні гази
Реальні гази відрізняються від ідеальних тім, что молекули щх газів мают кінцеві Власні об'єми и зв'язані между собою силами взаємодії, Які мают електромагнітну и квантову природу. Рівняння стану РV = RТ для реальних газів НЕ віконується
.
де С - коефіцєнт стіслівості - віражає відхілення властівостей реального газу від властівостей ідеального газу.
Суттєвою відмінністю реального газу від ідеального є такоже ті, что реальний газ в залежності від зовнішніх умов может знаходітіся в газоподібному, рідкому и твердому агрегатному стані.
Згідно правила фаз Гіббса, число інтенсівніх параметрів стану N (ТИСК, температура, концентрація), Які могут Незалежності змінюватісь без Зміни фаз, складає
N = m-r +2
де т-число компонентів,
r - число фаз.
Тому для чістої Речовини (т = 1) у однофаз стан (r = 1) может Незалежності мінятіся два параметри (ТИСК и температура), в двофазному (r = 2) - один параметр, в тріфазному (r = 3) N = 0, тоб три фази могут знаходітісь в рівновазі Тільки при візначенійтемпературі и Тиску (потрійна точка води).
Ван-дер-Ваальса ввів Дві поправки, Які враховують відхілення реального газу від ідеального.
Перша поправка - враховує об'єм, Який займають молекули.
З рівняння Кл апейрона одержуємо
В
При зростанні. Рдонескінченності, впадає до нуля. Для реального газу найменший об'єм Рівний об'єму молекул vмол плюс об'єм проміжку между молекулами vгаз
b - найменша величина, до Якої можна зціпити газ
b = vмол + vгаз
Тоді Вільний об'єм буде Рівний
В
При Р в†’ в€ћ, v в†’ b або v-b = ​​0.
Оскількі ТИСК ідеального газу за рівнянням Клапейрона візначається як
В
а для реального,
В
то при однаковій температурі ТИСК в реальних газах буде більшій.
Друга поправка враховуєвплів сил взаємодії между молекулами.
У реальному газі сін а ударів об стінку Посудини буде Менша в результаті того, что ВСІ молекули грітягуються спіднімі Поправка? Р пропорційна як числу молекул прітягуючіх, так и тихий, что прітягуються, тоб пропорційна квадрату Густиня газу, або оберніть пропорційна квадрату его Пітом об'єму.
О”p = aПЃ2 = a/v2
де а-коефіцієнт пропорційності, Який НЕ поклади від параметрів стану. ВРАХОВУЮЧИ другу поправку, одержимо
P = RT/(v-b) - О”p (9.1)
або
(p + a/v2) (v-b) = RT
- рівняння Ван-Дер-Ваальса.
вирази a/v2 назівають внутрішнім лещатах. Для води при t = 295 В° К
(20 В° С) a/v2 в†’ 1080МПа.
Рівняння можна використовуват длядвофазніх станів. . Если розкрити дужки и розмісті...
