Jednačina stanja realnog gasa

Realni gasovi su svi gasovi koji se mogu naći u prirodi. Kod njih nema nikakvih zanemarivanja i idealizovanja, zato za njih važi drugačija (tj. složenija) jednačina od jednačine idealnog gasa.

Razlika između realnog i idealnog gasa

Idealni gas ne postoji u prirodi. Kod idealnih gasova važi sledeće:

• Molekuli gasa su materijalne tačke beskonačno malog prečnika
• Kretanja molekula je po pravolinijskim putanjama, konstantnom brzinom pri čemu su pravci i smerovi jednako verovatni
• Sudar između molekula je apsolutno elastičan, centričan i ne dolazi do gubitka energije
• Međumolekulske privlačne sile su zanemarljive

Pošto je jasno da takvi gasovi ne postoje u prirodi, ali postoje pojedini gasovi koji pri veoma niskim pritiscima i veoma visokim temperaturama se približno ponašaju kao idealni gas.

• Da bi smo smanjili pritisak, moramo povećati zapreminu (za konstantnu temperature – izotermni proces) i samim tim povećava se rastojanje između molekula i njihove dimenzije u odnosu na rastojanje se sve više smanjuju i na taj način se povećava mogućnost njihovog zanemarivanja.
• Dok sa druge strane, ako povećavamo temperature, doći će do povećanja energije u česticama (tj. kinetičke energije, a samim tim i brzine čestica) i uticaj interakcije se smanjuje.

Zato je pri ovim uslovima razlika između realnog i idealnog gasa veoma mala.

Gasovi kod kojih je razlika zanemarljiva

• jednoatomni: helijum (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), ksenon (Xe) i radon (Rn) – svi plemeniti gasovi
• dvoatomni: kiseonik (O₂), azot (N₂), vodonik (H₂), ugljen-monoksid (CO)…
• višeatomni: metan (CH₄), etilen (C₂H₄)
• smeše: vazduh, produkti sagorevanja SUS motora i ložišta…

Za realne gasove važi da molekuli imaju konačne dimenzije, a međumolekulske sile se ne mogu zanemariti i sudari su neelastični.

Mnogi gasovi čija je velika primena u industriji, kao što su vodena para, amonijačna para, živina para itd, ponašaju se kao realni gasovi.

Jednačina stanja realnog gasa

Van der Valsova jednačina

Ako budemo uračunavali dimenzije čestica i međumolekulske sile, lako ćemo jednačinu stanja idealnog gasa pretvoriti u Van der Valsovu jednačinu realnog gasa:

• Zapremina koje čestice koriste za kretanje (tj. zapremina okolo čestica) je manja od zapremine suda, jer i same čestice zauzimaju neku zapreminu:

${\displaystyle V=V_{\rm {suda}}-nb}$

Faktor za zapreminu ${\displaystyle nb}$ korigovao je Van der Vals.

Gde je ${\displaystyle n}$ - broj molova gasa, ${\displaystyle b}$ - zapremina koja zauzimaju molekuli jednog mola gasa.

• Pritisak koji određujemo zapravo je manji od stvarnog pritiska zbog međumolekulskih privlačnih sila. Pa važi:

${\displaystyle P=P_{\rm {mereno}}+{\frac {n^{2}}{V^{2}}}a}$

Gde je ${\displaystyle {\frac {n^{2}}{V^{2}}}}$ - odnos kvadratne vrednosti broja molova gasa i kvadrata zapremine, ${\displaystyle a}$ - konstanta koja govori o tome koliko su jake međumolekulske sile.

Odavde se zamenom u:

${\displaystyle PV=nRT\,}$

dobija Van der Valsova jednačina stanja:

${\displaystyle (P_{\rm {mereno}}+{\frac {n^{2}}{V^{2}}}a)(V_{\rm {suda}}-nb)=nRT\,}$

Na osnovu ove formule možemo tačnije meriti i vršiti eksperimente sa gasovima koji su svugde oko nas (gasovi koji su realni u prirodi).

Literatura

Spoljašnje veze

• Gasno stanje