ПРОЦЕССЫ ИНЖЕНЕРНОЙ ЗАЩИТЫ ОКРУЖАЮЩЕЙ СРЕДЫ
Объединенный газовый закон
Характерной особенностью газообразного состояния является то, что практически отсутствуют силы взаимного притяжения между молекулами вещества, и они не способны удерживаться друг возле друга. Поэтому газы могут неограниченно расширяться, занимая весь предоставленный им объем. В технологических процессах объем и форма газообразного тела идентичны объему и форме технологического пространства, в котором он находится (сосуд, автоклав, цилиндр поршня, внутреннее пространство плавильной печи и т. д.). Незначительность сил молекулярного взаимодействия между частицами газа позволяет ввести понятие «идеальный газ».
Идеальный газ - это такой гипотетический газ, молекулы которого не взаимодействуют друг с другом и занимают нулевой объем. Соотношения между давлением, объемом и температурой газов устанавливают законы идеальных газов: объединенный газовый закон, законы для изобарического, изохорического и изотермического процессов.
Реальные газы обычно хорошо подчиняются законам идеальных газов при давлениях, менее или несущественно превышающих атмосферное, и при температурах близких к температуре окружающей среды или более высоких. Поэтому законы идеальных газов находят широкое применение в природопользовании, в частности при расчетах количества, состава газов, выделяющихся при горении, и в других технологических процессах, сопровождаемых их образованием.
Объединенный газовый закон, или уравнение состояния идеального газа, устанавливает соотношение между тремя основными термодинамическими параметрами газа: давлением р, объемом v и абсолютной температурой Т (при произвольном числе n молей вещества)
Pv = nRT, (1.1)
Где R - коэффициент пропорциональности, или универсальная газовая постоянная.
Уравнение (1.1) известно как уравнение Клапейрона - Менделеева.
Отнеся уравнение (1.1) к одному молю (n = 1) и обозначив объем этого моля через V, получим:
Pv = RT. (1.2)
Известно, что мольный объем всех газов одинаков и равен 22,4 л (под молем вещества понимается число граммов, численно равное относительной молекулярной массе вещества). В технике используют также понятие килограмм-моля, объем которого равен 22,4 нм3. Величина универсальной газовой постоянной, в зависимости от размерности выбранных единиц измерения давления и температуры, равна 8,31 Дж/(мольК); 8,31 кДж/(кмольК); 1,987 кал/(мольК); 0,082 латм/(мольК) и т. д.
Частным случаем уравнения состояния идеального газа являются законы, описывающие его поведение в условиях, когда один из термодинамических параметров остается постоянным, т. е. имеет место изопроцесс (изос - равный, одинаковый). Различают изохорический (V = const), изобарический (р = const) и изотермический (Т = const.) процессы.
Изохорический процесс подчиняется закону французского физика Шарля (1787 г.) - для данной массы газа при постоянном объеме давление газа прямо пропорционально его абсолютной температуре: Р1/Р2 = T1/T2. (1.3)
Изобарический процесс подчиняется закону французского физика Гей - Люссака (1802 г.) - для данной массы газа при постоянном давлении объем газа прямо пропорционален его абсолютной температуре:
V1/V2 = T1/T2. (1.4)
Изотермический процесс в газе впервые был изучен английским ученым Р. Бойлем (1606 г.) и несколько позднее независимо от него французским ученым Э. Мариоттом. Открытый ими закон Бойля - Мариотта гласит: произведение давления данной массы газа на его объем постоянно, если температура газа не меняется:
PV = const. (1.5)
Из реальных газов ближе всего по свойствам к идеальному газу водород, гелий, неон, т. е. газы с наиболее низкой критической температурой, составляющей -240...-268°С. Довольно хорошо законы идеальных газов описывают поведение в обычных условиях таких газов, как азот, кислород, аргон, оксид углерода, метан, критическая температура которых составляет (-82...-147)°С. Для газов этих групп даже при повышении давления до 5 МПа отклонения величины р от значений, получающихся по уравнению состояния идеального газа, не превышают 5%. Для легко конденсируемых газов (диоксид углерода, диоксид серы, хлор) с положительными критическими температурами (31...158)°С величины соответствующих отклонений достигают 2.3% уже при атмосферном давлении.
Критической температурой называют такую, выше которой ни при каком давлении не происходит конденсации газа в жидкость, т. е. не могут быть получены два агрегатных состояния - жидкое и парообразное. При критической температуре поверхностное натяжение жидкости становится равным нулю, т. е. исчезает поверхность раздела фаз жидкое - газ.
Отклонение поведения реальных газов от законов идеальных газов объясняется тем, что при высоких давлениях молекулы реального газа сближаются настолько, что между ними возникают заметные силы притяжения. Существенное влияние начинает оказывать и собственный объем молекул. Сказанное относится и к реальным газам при низких температурах.
Для описания поведения реальных газов было разработано и предложено несколько уравнений, более точно описывающих их состояние, чем законы идеальных газов. Одним из наиболее известных является уравнение Ван-дер-Ваальса. В его основе лежит уравнение состояния идеальных газов, в которое введены поправки на собственный объем молекул b и на их взаимное притяжение (a/V ).
Для одного моля вещества это уравнение записывают следующим образом:
(p + a/V)(V - b) = R T. (1.6)
Величины а, b принимают постоянными. Значения их для различных газов приводятся в справочниках.