HS диаг вод пара. Тройная и критич точки
Если
за независимые параметры, определяю-
щие состояние рабочего тела, принять
энтропию s и энтальпию Л, то каждое
состояние можно изобразить точкой на
h, s-диаграмме.
изображена h, s-диаграм-
ма для водяного пара, которая строится
путем переноса числовых данных таблиц
водяного пара в h, s-координаты.
За начало координат принято состоя-
ние воды в тройной точке. Откладывая
на диаграмме для различных давлений
значения s' и h' для воды при температу-
ре кипения, а также s" и h" для сухого
насыщенного пара, получаем нижнюю
и верхнюю пограничные кривые.
Изобары в двухфазной области влаж-
ного пара представляют собой пучок рас-
ходящихся прямых. Действительно,
в процессе р = const ds = &qp/T = dh/T,
или (dh/ds)p=T, т.е. тангенс угла на-
клона изобары в h, s-координатах числен-
но равен абсолютной температуре данно-
го состояния. Так как в области насыще-
ния изобара совпадает с изотермой,
тангенс угла наклона постоянен и изо-
бара является прямой. Чем выше давле-
ние насыщения, тем выше температура,
тем больше тангенс угла наклона изо-
бары, поэтому в области насыщения пря-
мые р = const расходятся. Чем больше
давление, тем выше лежит изобара. Кри-
тическая точка К лежит не на верши-
не, как это было в р, V- и T, s-диаграм-
мах, а на левом склоне пограничной кри-
вой.
Уравнение состояния реальных га-
зов. В реальных газах в отличие от иде-
альных существенны силы межмолеку-
|
|
|
лярных взаимодействий (силы притяже-
ния, когда молекулы находятся на значи-
тельном расстоянии,и силы отталкивания
при достаточном сближении их друг
с другом) и нельзя пренебречь собствен-
ным объемом молекул.
Наличие межмолекулярных сил от-
талкивания приводит к тому, что молеку-
лы могут сближаться между собой толь-
ко до некоторого минимального расстоя-
ния. Поэтому можно считать, что свобод-
ный для движения молекул объем будет
равен у — Ь, где b— тот наименьший
объем, до которого можно сжать газ.
В соответствии с этим длина свободного
пробега молекул уменьшается и число
ударов о стенку в единицу времени,
а следовательно, и давление увеличива-
ется по сравнению с идеальным газом
в отношении v/(v — b), т.е.
Силы притяжения действуют и том
же направлении, что и внешнее давле-
ние, и приводят к возникновению молеку-
лярного (или внутреннего) давления.
Сила молекулярного притяжения каких-
либо двух малых частей газа пропорцио-
нальна произведению числа молекул
в каждой из этих частей, т. е. квадрату
плотности, поэтому молекулярное давле-
ние обратно пропорционально квадрату
удельного объема газа: рмол = а/vквадрат, где
|
|
|
а — коэффициент пропорциональности,
зависящий от природы газа.
Отсюда получаем уравнение Ван-
дер-Ваальса A873 г.):
(p + a/v'2)(v-b)=RT/(v-b)
При больших удельных объемах
и сравнительно невысоких давлениях ре-
ального газа уравнение Ван-дер-Ваальса
практически вырождается в уравнение
состояния идеального газа Клапейрона,
ибо величина a/v2 (по сравнению с р)
и b (по сравнению с и) становятся прене-
брежимо малыми.
Уравнение Ван-дер-Ваальса с ка-
чественной стороны достаточно хорошо
описывает свойства реального газа, но
результаты численных расчетов не всег-
да согласуются с экспериментальными
данными. В ряде случаев эти отклонения
объясняются склонностью молекул ре-
ального газа к ассоциации в отдельные
группы, состоящие из двух, трех и более
молекул. Ассоциация происходит вслед-
ствие несимметричности внешнего элек-
трического поля молекул. Образовавши-
еся комплексы ведут себя как самостоя-
тельные нестабильные частицы. При
столкновениях они распадаются, затем
вновь объединяются уже с другими мо-
лекулами и т. д. По мере повышения тем-
пературы концентрация комплексов
с большим числом молекул быстро
уменьшается, а доля одиночных молекул
растет. Большую склонность к ассоциа-
ции проявляют полярные молекулы вод
яного пара
Дата добавления: 2018-05-13; просмотров: 941; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!