Газ

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Газ NO2

Газ (газообразное состояние) (от нидерл. gas, восходит к др.-греч. χάος) — одно из четырёх агрегатных состояний вещества, характеризующееся очень слабыми связями между составляющими его частицами (молекулами, атомами или ионами), а также их большой подвижностью. Частицы газа почти свободно и хаотически движутся в промежутках между столкновениями, во время которых происходит резкое изменение характера их движения. [1] Также термин «газ» можно также определить как вещество, температура которого равна или превышает критическую точку, при которой никакое сжатие газа не приводит к образованию жидкости. Газообразное состояние вещества в условиях, когда возможно существование устойчивой жидкой или твёрдой фазы этого же вещества, обычно называется па́ром. Реальный газ представляет собой высоко перегретый пар, состояние которого незначительно отличается от идеального газа. В связи с этим в термодинамическом описании паров и реальных газов следует различать только два состояния — насыщенные пары (двухфазовые системы) и перегретые пары — (однофазовые газообразные состояния). [2] Подобно жидкостям, газы обладают текучестью и сопротивляются деформации. В отличие от жидкостей, газы не имеют фиксированного объёма, а стремятся заполнить весь доступный объём (например, сосуда). В планетарном масштабе газ в атмосфере удерживается гравитацией и не образует свободной поверхности. Газообразное состояние — самое распространённое состояние вещества Вселенной (межзвёздное вещество, туманности, звёзды, атмосферы планет и т. д.). По химическим свойствам газы и их смеси весьма разнообразны: от малоактивных инертных газов до взрывчатых газовых смесей. Понятие «газ» иногда распространяют не только на совокупности атомов и молекул, но и на совокупности других элементарных [квантовых] частиц (т. е. на квантовую систему) — фотонов, электронов, броуновских частиц, а также плазму.

Некоторые частные случаи[править | править код]

  • Идеальный газ — газ, в котором взаимодействие между молекулами сводится к парным столкновениям, причём время межмолекулярного столкновения намного меньше среднего времени между столкновениями. Идеальный газ является простейшим модельным объектом молекулярной физики. В классической (феноменологической) термодинамике идеальный газ — гипотетический, не существующий в природе газ, в точности подчиняющийся уравнению газового состояния Клапейрона — Менделеева:
  • Реальный газ — агрегатное состояние вещества (простого тела). Состояние реальных газов приближённо описывается уравнением Клапейрона в условиях далёких от температуры конденсации, а в условиях, близких к коденсации, где силами молекулярного взаимодействия нельзя пренебречь, используются приближённые эмпирические и полуэмпирические уравнения. Наиболее простым и распространённым является уравнение Ван-дер-Ваальса. Известно немало попыток теоретического вывода уравнения состояния реального газа. Американский физик Д. Майер и советский математик Н. Боголюбов с помощью методов статистической физики вывели уравнение состояния реальногогаза в наиболее общем виде, включающее так называемые вириальные коэффициенты, являющиеся функциями только температуры. Вириальные коэффициенты не могут быть определены теоретическими методами и должны определяться с помощью экспериментальных данных. [3].
  • Газ Ван-дер-Ваальса — идеализированный газ, точно подчиняющийся уравнению Ван-дер-Ваальса. Важнейшим свойством этого газа является существование в такой простой модели фазового перехода газ — жидкость.
  • Частично или полностью ионизованный газ называется плазмой (иногда называется следующим агрегатным состоянием).
  • Также газом в технике и в быту кратко называют природный газ, основу которого составляет газ метан.

Этимология[править | править код]

Слово «газ» (нидерл. gas) было придумано в начале XVII века фламандским естествоиспытателем Я. Б. ван Гельмонтом для обозначения полученного им «мёртвого воздуха» (углекислого газа). Согласно Я. И. Перельману, Гельмонт писал: «Такой пар я назвал газ, потому что он почти не отличается от хаоса древних». [4]. Не исключено также воздействие немецкого gasen — «кипеть». В России для обозначения газов М. В. Ломоносов употреблял термин «упругие жидкости», но он не прижился.

Физические свойства[править | править код]

Макроскопические характеристики[править | править код]

Большинство газов сложно или невозможно наблюдать непосредственно нашими органами чувств, они описываются с помощью четырёх физических свойств или макроскопических характеристик: давлением, объёмом, количеством частиц (химики используют моль) и температурой. Эти четыре характеристики издавна неоднократно исследовались учеными, такими как Роберт Бойль, Жак Шарль, Джон Дальтон, Гей-Люссак и Амедео Авогадро для различных газов в различных условиях. Их детальное изучение в итоге, привело к установлению математической связи между этими свойствами, выраженной в уравнении состояния идеального газа.

Основной особенностью газа является то, что он заполняет всё доступное пространство, не образуя поверхности. Газы всегда смешиваются. Газ — изотропное вещество, то есть его свойства не зависят от направления. В случаях, когда силами тяготения можно пренебречь или они уравновешены другими силами, давление во всех точках газа одинаково (см. Закон Паскаля). В поле сил тяготения плотность и давление не одинаковы в каждой точке, уменьшаясь с высотой по барометрической формуле. Соответственно, в поле сил тяжести неоднородной становится смесь газов. Тяжелые газы имеют тенденцию оседать ниже, а более легкие — подниматься вверх. В поле тяготения на любое тело, погруженное в газ действует Архимедова сила, [5] которую используют для полёта воздушных шаров и других воздухоплавтельных аппаратов, заполненные легкими газами или горячим воздухом. Газ имеет высокую сжимаемость — при увеличении давления возрастает его плотность. При повышении температуры газы расширяются. При сжатии газ может перейти в жидкость, если его температура ниже так называемой критической температуры. Критическая температура является характеристикой конкретного газа и зависит от сил взаимодействия между его молекулами. Так, например, газ гелий можно ожижить только при температуре меньшей, чем 4,2 К. Существуют газы, которые при охлаждении переходят в твердое тело, минуя жидкую фазу. Превращение жидкости в газ называется испарением, а непосредственное превращение твердого тела в газ — сублимацией.

Сосуществование с жидкостью[править | править код]

В определенном диапазоне температур и давления газовая и жидкая фаза одного и того же вещества могут сосуществовать. Часть молекул газа переходит в жидкость, которая имеет большую плотность, следовательно плотность газа над поверхностью жидкости может оставаться ниже. Газ над поверхностью жидкости называют паром.

Микроскопические характеристики[править | править код]

Если бы можно было наблюдать газ под мощным микроскопом, можно было бы увидеть набор частиц (молекул, атомов и т. д.) без определенной формы и объёма, которые находятся в хаотическом движении. Эти нейтральные частицы газа изменяют направление только тогда, когда они сталкиваются с другими частицами или стенками ёмкости. Если предположить, что эти взаимодействия (удары) абсолютно упругие, это вещество превращается из реального в идеальный газ. Эта доля с микроскопической точки зрения газа описывается молекулярно-кинетической теорией. Все предпосылки, лежащие в этой теории, можно найти в разделе «Основные постулаты» кинетической теории.

Тепловое движение молекул газа[править | править код]

Важнейшей чертой теплового движения молекул газа — это беспорядочность (хаотичность) движения. Экспериментальным доказательством непрерывного характера движения молекул является диффузия и броуновское движение. Диффузия — это явление самопроизвольного проникновения молекул одного вещества в другое. В результате взаимной диффузии веществ происходит постепенное выравнивание их концентрации во всех областях занимаемого ими объёма. Установлено, что скорость протекания процесса диффузии зависит от рода веществ и температуры. Одним из самых интересных явлений, подтверждающих хаотичность движения молекул, является броуновское движение, которое проявляется в виде теплового движения микроскопических частиц вещества, находящиеся во взвешенном состоянии в газе. Это явление в 1827 году впервые наблюдал Р. Браун, от имени которого оно получило название. Беспорядочность перемещения таких частиц объясняется случайным характером передачи импульсов от молекул газа частице с разных сторон. Броуновское движение оказывается тем заметнее, чем меньше частица и чем выше температура системы. Зависимость от температуры свидетельствует о том, что скорость хаотического движения молекул возрастает с увеличением температуры, именно поэтому его и называют тепловым движением.

Закон Авогадро[править | править код]

Закон Авогадро — одинаковые объёмы любых газов при одинаковом давлении и температуре содержат одинаковое число молекул. Этот закон был открыт на основе опытов по химии итальянским ученым Амедео Авогадро в 1811 году. Закон касается слабо сжатых газов (например, газов под атмосферным давлением). В случае сильно сжатых газов считать его справедливым нельзя. Закон Авогадро означает, что давление газа при определенной температуре зависит только от числа молекул в единице объёма газа, но не зависит от того, какие это молекулы.

Количество вещества, содержащее число граммов, равное его молекулярной массе, называется грамм-молекулой или молем. Из сказанного следует, что моли разных веществ содержат одинаковое число молекул. Число молекул в одном моле вещества, получившее название «число Авогадро», является важной физической величиной. По ГОСТ 3651.2-97 значение постоянной Авогадро принимается:

NA = 6,0221367 · 1023 ± 0,0000036 · 1023 моль−1

число Авогадро по данным CODATA−2010 равно

NA = 6,02214129 · 1023 ± 0,00000027 · 1023 моль−1

Для определения постоянной Авогадро были сделаны многочисленные и разнообразные исследования (броуновского движения, явлений электролиза и др.), которые привели к достаточно согласованным результатам и являются ярким свидетельством реальности молекул и молекулярного строения вещества.

Кинетическая теория[править | править код]

Кинетическая теория дает представление о макроскопических свойствах газов, рассматривая их молекулярное строение и движение молекул. Начиная с определения импульса и кинетической энергии, можно используя закон сохранения импульса и геометрические зависимости связать макроскопические свойства системы (температуру и давление) с микроскопическими свойствами (кинетической энергии одной молекулы).

Кинетическая теория объясняет термодинамические явления, исходя из атомистических представлений. Теория постулирует, что тепло является следствием хаотического движения чрезвычайно большого количества микроскопических частиц (атомов и молекул). Теория объясняет, как газовая система реагирует на внешние воздействия. Например, когда газ нагревается от абсолютного нуля, когда его (классические) частицы абсолютно неподвижны, скорость частиц возрастает с ростом его температуры. Это приводит к большему числу столкновений со стенками ёмкости каждую секунду за счет более высокой скорости частиц, связанной с повышенными температурами. По мере роста числа столкновений (за единицу времени) возрастает воздействие на поверхность стенки ёмкости, давление возрастает пропорционально. Успешное объяснение многих законов термодинамики, исходя из положений кинетической теории, стало одним из факторов подтверждения атомарного строения веществ в природе. В современной физике молекулярно-кинетическая теория рассматривается как составная часть статистической механики.

Электрический ток в газах[править | править код]

Газы — очень плохие проводники, но в ионизированном состоянии газ способен проводить электрический ток[6]. Проводимость газа зависит от напряжения нелинейно, поскольку степень ионизации изменяется по сложному закону. Основных способов ионизации газа два: термическая ионизация и ионизация электрическим ударом. Кроме того, существует так называемый самостоятельный электрический разряд (пример — молния).

Термическая ионизация — придание атомам достаточной кинетической энергии для отрыва электрона от ядра и последующей ионизации вследствие повышения температуры газа и тепловое движение атомов газа, приводящее к столкновениям и превращением их в кинетическую энергию. Температуры, необходимые для ионизации газов, очень высоки (например, для водорода этот показатель составляет 6 000 К). Этот тип ионизации газов распространен преимущественно в природе.

При низкой температуре газ также может проводить ток, если мощность его внутреннего электрического поля превышает некоторое пороговое значение. Пороговое значение в данном случае — достижение электроном под действием электрического поля достаточной кинетической энергии, необходимо для ионизации атома. Далее электроны снова разгоняются электрическим полем для ионизации и ионизируют два атома и т. д. — процесс становится цепным. В конечном итоге все свободные электроны достигнут позитивного электрода, позитивные ионы — негативного электрода. Данный тип ионизации распространен преимущественно в промышленности.

При нагревании катода электрическим разрядом с большой силой тока происходит его нагрев до степени термоэлектронной эмиссии электронов из него (дуговой разряд).

Процессы переноса[править | править код]

Для газа характерен высокий коэффициент самодиффузии. Газы имеют невысокую теплопроводность, поскольку передача энергии от молекулы к молекуле происходит за счет редких столкновений. Этим объясняются хорошие теплоизоляционные свойства шерсти и ваты, материалов, в которых большинство объёма заполнено воздухом. Но в газах действует другой механизм передачи тепла — конвекция.

Сжимаемость[править | править код]

Сжимаемость z — это отношение удельного объёма газа к удельному объёму идеального газа с такой же молярной массой. Как правило, это число чуть меньше единицы, при этом наиболее значительно отклоняется от неё вблизи линии насыщения и для достаточно сложных органических газов, например, для метана при стандартных условиях [7].

Рассчитать коэффициент сжимаемости можно несколькими способами:

  • модифицированным методом NX19 мод;
  • модифицированным уравнением состояния GERG-91 мод;
  • уравнением состояния AGA8-92DC;
  • уравнением состояния ВНИЦ СМВ.

Теплоёмкость[править | править код]

Теплоёмкость газа сильно зависит от характера процесса, который с ним протекает. Наиболее часто используются изобарная теплоёмкость и изохорная ; для идеального газа .

Теплопроводность[править | править код]

Теплопроводность газов — явление направленного переноса тепловой энергии за счет столкновения частиц газа без переноса вещества.

Вязкость[править | править код]

В отличие от жидкостей, кинематическая вязкость газов с ростом температуры растёт, хотя для динамической вязкости зависимость менее выражена. Также вязкость растёт с давлением.

Число Прандтля[править | править код]

Число Прандтля (отношение кинематической вязкости к температуропроводности) для газов обычно немного меньше единицы.

Упрощенные модели газа[править | править код]

Под уравнением состояния (для газов) подразумевают математическую модель, которая используется для приближенного описания или моделирования свойств газа. В настоящее время не существует единого уравнения состояния, которое бы точно прогнозировало свойства всех газов при любых условиях. Поэтому было разработано большое число точных уравнений состояния для конкретных газов в диапазоне определенных температур и давлений. Математические модели газа, наиболее часто используемые — это модели «идеального газа» и «реального газа».

Идеальный газ[править | править код]

Идеальный газ — это газ, в котором молекулы можно считать материальными точками, а силами притяжения и отталкивания между молекулами можно пренебречь. В природе такого газа не существует, но близкими по свойствам к идеальному газу есть реальные разреженные газы, давление в которых не превышает 200 атмосфер и которые находятся при не очень низкой температуре, поскольку при таких условиях расстояние между молекулами намного превышает их размеры. С точки зрения феноменологической термодинамики идеальным газом (по определению) называется гипотетический, не существующий в природе, газ, в точности подчиняющийся уравнению газового состояния Клапейрона — Менделеева: Различают три типа идеального газа:

  1. Классический идеальный газ или газ Максвелла — Больцмана.
  2. Идеальный квантовый газ Бозе (состоит из бозонов).
  3. Идеальный квантовый газ Ферми (состоит из фермионов).

Внутренняя энергия идеального газа описывается следующим уравнением:

где является константой (равной, например, 3/2 для одноатомного газа)

  • — внутренняя энергия (Дж)
  • — давление (Па)
  • — объём (
  • — количество вещества (моль)
  • — универсальная газовая постоянная (джоуль на моль на градус Кельвина)
  • — абсолютная температура ()
  • — количество молекул
  • — постоянная Больцмана (()

Реальный газ[править | править код]

Изотермы реального газа (схематично)

Синие — изотермы при температуре ниже критической. Зелёные участки на них — метастабильные состояния.

Участок левее точки F — нормальная жидкость.
Точка F — точка кипения.
Прямая FG — равновесие жидкой и газообразной фазы.
Участок FA — перегретая жидкость.
Участок F′A — растянутая жидкость (p<0).
Участок AC — аналитическое продолжение изотермы, физически невозможен.
Участок CG — переохлаждённый пар.
Точка G — точка росы.
Участок правее точки G — нормальный газ.
Площади фигуры FAB и GCB равны.

Красная — критическая изотерма.
K — критическая точка.

Голубые — сверхкритические изотермы

Реальный газ — это газ, между молекулами которого действуют силы межмолекулярного взаимодействия. Опыт показал, что законы идеальных газов с высокой степенью точности справедливы для реальных газов лишь при температурах, превышающих критическую. При повышении давления и понижении температуры ниже критической обнаруживаются значительные отклонения в поведении всех реальных газов. Реальный газ имеет сжимаемость от внешних сил значительно меньшую, чем идеальный. Реальные газы конденсируются, а уравнение состояния идеального газа не может объяснить переход вещества из газообразного состояния в жидкое. [8] Силы межмолекулярного взаимодействия — короткодействующие, то есть проявляются на расстояниях R ≤ 10−9 м и быстро уменьшаются с увеличением расстояния. Силы межмолекулярного взаимодействия в зависимости от расстояния между молекулами могут быть силами притяжения или силами отталкивания. Молекулярные силы притяжения называют силами Ван-дер-Ваальса. Из рисунка видно, что для больших расстояний между молекулами, когда плотность газа мала, силы Ван-дер-Ваальса правильно передают характер взаимодействия между молекулами. Части кривой, соответствующей межмолекулярному отталкиванию, в модели Ван-дер-Ваальса соответствует положительная часть кривой. На этом участке U (r) → ∞ при r ≤ d, то есть центры молекул не могут приблизиться на расстояние r < d (d — диаметр молекулы). В общем, изображена пунктиром кривая представляет потенциальную энергию парного взаимодействия молекул, между которыми действуют силы притяжения, а силы отталкивания проявляются лишь в случае столкновения согласно модели твердых шариков.

В 1873 году Ван-дер-Ваальс, проанализировав причины отклонения свойств реальных газов от закона Бойля-Мариотта, вывел уравнение состояния реального газа, в котором были учтены собственный объём молекул и силы взаимодействия между ними. Аналитическое выражение уравнение Ван-дер-Ваальса для одного моля газа имеет вид:

,

где коэффициенты и называют постоянными Ван дер Ваальса, которые зависят от химической природы вещества, температуры и давления. Уравнение Ван дер Ваальса для произвольного количества газа массой имеет вид:

Уравнение Ван дер Ваальса является приближенным уравнением состояния реального газа, причем степень его приближения различна для разных газов. Записано большое количество эмпирических и полуэмпирических уравнений состояния реальных газов (уравнение: Бертло, Клаузиуса — Клапейрона, Дитеричи, Редлиха — Квонг, Камерлинг-Оннес т. п.). За счет увеличения числа констант в этих уравнениях можно достичь лучшего согласования с практикой, по сравнению с уравнением Ван дер Ваальса. Однако уравнение Ван дер Ваальса благодаря своей простоте и физическому содержанию постоянных и входящих в него, является самым распространенным для анализа качественной поведения реальных газов.

Интересные факты[править | править код]

  • Чтобы испарить жидкость, то есть перевести её в газообразное состояние, вовсе необязательно её нагревать. Можно уменьшить атмосферное давление поднятием на высоту, либо применить вакуумную откачку.

См. также[править | править код]

Примечания[править | править код]

  1. Физическая Энциклопедия т. 1, 1988, с. 375.
  2. Белоконь Н. И., Основные принципы термодинамики, 1968, с. 78.
  3. Кириллин В. А. , Техническая термодинамика, 1983, с. 165.
  4. Перельман Я. И. ,Занимательная  физика, 1994, с. 109.
  5. Физическая Энциклопедия т. 1, 1988, с. 123.
  6. Элементарный учебник физики / Под ред. Ландсберг Г. С.. — Изд. 8-е. — М.: Наука, 1972. — Т. 2. — С. 230—268.
  7. ГОСТ 30319.1-96. Газ природный. Методы расчета физических свойств. Определение физических свойств природного газа, его компонентов и продуктов его переработки.
  8. Вукалович М. П., Техническая термодинамика, 1968, с. 190—192.

Литература[править | править код]

  • Физическая Энциклопедия / Гл. ред. А. М. Прохоров. — М.: Советская Энциклопедия, 1988. — Т. 1. — 704 с.
  • Белоконь Н. И. Основные принципы термодинамики. — М.: Недра, 1968. — 112 с.
  • Вукалович М. П. Техническая термодинамика. — М.: Энергия, 1968. — 496 с.
  • Перельман Я. И. Занимательная физика. — Чебоксары: ТОО Арта, 1994. — Т. 2. — 272 с..
  • Кириллин В. А. Техническая термодинамика. — 4-е. — М.: Энергоатомиздат, 1983. — 416 с.