Virkelige gasser: afvigelse fra idealitet

Udtrykket "virkelige gasser" blandt kemikere og fysikere kaldet gasser sådanne egenskaber, som er direkte afhængige af deres intermolekylære interaktioner. Selv om enhver specialiseret bibliotek kan læses, at et mol af stofferne under normale betingelser, og steady state optager et volumen på ca. 22,41108 liter. Denne erklæring er kun sandt for såkaldte "ideelle" gasser til som ifølge Clapeyron ligning, ikke virkende kraft af gensidig tiltrækning og frastødning af molekylerne, og det volumen, der optages af sidstnævnte er ubetydelig lille.

Selvfølgelig gør disse stoffer ikke eksisterer, så alle disse argumenter og beregninger er rent teoretisk orientering. Men de virkelige gasser, som er til en vis grad afviger fra de ideelle love er meget hyppige. Mellem molekylerne af disse stoffer er altid til stede kraft gensidig tiltrækning, hvilket betyder, at deres volumen er lidt forskellig fra den udledte perfekt model. Desuden er alle reelle gasser har varierende grader af afvigelse fra idealitet.

Men her er det spores helt klar tendens: jo højere kogepunkt stof tæt på nul grader, vil det mere forbindelsen variere fra den ideelle model. Ligningen af staten reelle gasser, der ejes af den hollandske fysiker Johannes Diederik van der Waals kræfter, blev de trukket tilbage i 1873. I denne formel, som har formen (p + ⁿ² a / ^V2) (V - nb) = nRT , indgivet to meget væsentlige ændringer i sammenligning med Clapeyron ligning (pV = nRT), bestemmes eksperimentelt. Den første tager hensyn kræfter molekylære interaktion, som ikke kun berører den type gas, men også dens volumen, densitet og tryk. Den anden korrektion er bestemt af molekylvægten af stoffet.

Den vigtigste rolle justeringer erhverve data ved et højt tryk gas. For eksempel for nitrogen ved 80 atmosfærer eksponent. beregninger vil være forskellig fra den ideelle med omkring fem procent, mens de øger presset for fire atmosfærer forskel allerede nået et hundrede procent. Heraf følger, at lovgivningen i den ideelle gas-modellen er omtrentlige. Dispensation fra dem er både kvantitativ og kvalitativ. Den første manifesterer sig i det faktum, at Clapeyrons ligning gælder for alle reelle gasformige meget groft. Retreat er kvalitativt meget dybere.

Virkelige gasser kan godt transformeres i flydende og fast aggregattilstand, hvilket ville være umuligt i deres streng overholdelse af Clapeyron ligning. Intermolekylære kræfter virker på sådanne materialer fører til dannelsen af forskellige kemiske forbindelser. Denne gang kan ikke være i den teoretiske ideal gassystemet. De således dannede kommunikation kaldes kemiske eller valens. I det tilfælde, hvor den virkelige gas ioniseres, deri begynder at dukke Coulomb tiltrækningskræfter, der bestemmer adfærd, fx et plasma, som er en kvasi neutral ionart. Dette gælder især i lyset af, at den plasmafysik i dag er et stort, hurtigt udviklende videnskabelig disciplin, som har en meget bred anvendelse i astrofysik, teorien om radiobølger signaler, og problemet med kontrollerede nukleare fusionsreaktioner.

Kemiske bindinger i faste gasser ifølge deres natur ikke adskiller sig fra de molekylære kræfter. De og andre i høj grad reduceret til den elektriske vekselvirkning mellem de atomare ladninger, som alle er konstrueret atomare og molekylære struktur af substansen. Men en fuldstændig forståelse af de molekylære og kemiske kræfter var kun mulig med fremkomsten af kvantemekanikken.

Vi må indrømme, at ikke alle tilstand af stof, der er kompatibel med ligningen af den hollandske fysiker, kan gennemføres i praksis. Det kræver også en faktor deres termodynamiske stabilitet. Et af de vigtige betingelser sådanne stabilitetsmidler er, at i den isoterme tryk ligning skal overholdes nøje en tendens til at reducere den samlede legeme. Med andre ord, med stigende værdier af V alle isotermer for en reel gas skulle falde støt. I mellemtiden er på isotermkort Van der Waals kræfter under den kritiske temperatur niveau for de stigende dele observeret. Punkterne i disse zoner svarer til den ustabile tilstand af det stof, som i praksis ikke kan realiseres.