2.2. Рівняння стану реальних газів та коефіцієнт стискання

Відхилення поведінки реальних газів від законів ідеальних газів пояснюється тим, що при високих тисках молекули реального газу зближаються настільки, що між ними виникають помітні сили притягання. Істотний вплив починає виявляти і власний об’єм молекул.

Для описання поведінки реальних газів було розроблено і запропоновано кілька рівнянь, що більш точно описують їх стан, ніж закони ідеальних газів.

Одним з найбільш відомих є рівняння Ван-Дер-Ваальса. У його основі лежить рівняння стану ідеальних газів, у яке введені поправки на власний об’єм молекул (b) і на їхнє взаємне притягання (a/V).

Для одного моля речовини це рівняння записують у такий спосіб:

, (2.14)

де а, b – постійні величини, перша враховує сили взаємодії, друга враховує розмір молекул. Значення їх для різних газів приводяться в довідниках.

Для n молей газу рівняння виглядає так:

(2.15)

Рівняння Ван-Дер-Ваальса можна використовувати для реальних газів тільки при температурах вище критичних і об’ємі не менш 0,3 м³. У відмінних умовах використовують рівняння Менделєєва-Клапейрона із уведенням поправочного коефіцієнта:

, (2.16)

де Z – фактор стискальності газів, для ідеальних газів Z = 1.

У загальному випадку фактор стискання залежить від тиску і температури, причому, як правило Z зменшується з ростом тиску та збільшується з підвищенням температури. Фактор Z визначається дослідним шляхом, графічно або беруться табличні дані залежності від наведеної температури (τ) і наведеного тиску (π), які можна визначити за наступними рівняннями:

τ = Т/Т_кр (2.17)

π = Р/Р_кр, (2.18)

де Т_кр и Р_кр – критична температура і критичний тиск, які є довідковими величинами.

2.3. Фугітивність реальних газів

При розгляданні реальних газових систем ми стикаємося із труднощами, пов'язаними в першу чергу з тим, що немає загального рівняння стану для реальних газів, яке можна використовувати в широкому інтервалі тисків. Для розв'язку цієї проблеми замість парціального тиску в термодинамічних рівняннях для реальних систем Г. Льюісом введена нова змінна – фугитивність. Підстановка якої в термодинамічні рівняння ідеальних газів замість тиску дає можливість використовувати ці рівняння для описання властивостей реальних газів. Фугитивність можна виразити наступним рівнянням:

f = γ^.р (2.19)

де f – фугитивність, Па;

γ – коефіцієнт фугитивності, який характеризує ступінь відхилення властивостей реальних газів від ідеального стану, може бути визначений по довідковій літературі залежно від псевдо критичних параметрів газової суміші.

Тому коефіцієнт фугитивності можна виразити відношенням тиску реального газу до тиску, яких має газ при даному об’ємі і температурі, якби він підкорявся закону ідеальних газів. При цьому рівняння (2.19) здобуває наступний вигляд:

, (2.20)

де р – тиск реального газу, Па;

р_ід – тиск, який має газ при даному об’ємі і температурі, якби він підкорявся закону ідеальних газів, Па.

Для гіпотетично реальних газів вводиться поняття псевдо критичних параметрів, при обчисленні яких використовують адитивні значення критичних параметрів компонентів газової суміші:

Т_пк = N_аТ_ка + N_bТ_кb + …, (2.21)

Р_пк = N_аР_ка + N_bР_кb + … , (2.22)

V_пк = N_аV_ка + N_bV_кb + …, (2.23)

де Т_пк, Р_пк, V_пк, – псевдокритичні параметри газової суміші;

Т_к, Р_к, V_к – критичні параметри компонентів газової суміші;

N_а,b… – мольні частки компонентів суміші.

Значення псевдокритичних параметрів розраховують за формулами:

Т_пк = Т/Т_кр (2.24)

Р_пк = Р/Р_кр (2.25)

V_пк = V/V_кр, (2.26)