Отличие идеального газа от реального


Что представляет собой идеальный газ?

В науке распространена трактовка понятия «идеальный газ», соответствующая гипотетическому веществу (не существующему в реальности), свойства которого могут быть описаны посредством уравнения Клапейрона — Менделеева.

Под идеальным газом понимается математическая модель соответствующего вещества, которая характеризуется:

  • возможностью пренебрежения потенциальной энергией, образующейся в процессе взаимодействия частиц газа — в сравнении с уровнем кинетической энергии данных частиц;
  • крайне малым общим объемом составляющих газ частиц;
  • очень малым присутствием или же отсутствием дистанционных сил притяжения частиц либо отталкивания их;
  • очень малым временем взаимодействия частиц друг с другом.

Что представляет собой реальный газ?

Под реальным газом, в свою очередь, понимается вещество, которое не может быть описано уравнением Клапейрона — Менделеева. Так, молекулы, присутствующие в нем, взаимодействуют друг с другом, формируют некоторый объем.


Отличие идеального газа от реального

Нужно отметить, что во многих случаях характеристики потенциальной энергии, формирующейся в ходе взаимодействия молекул реального газа, существенно ниже кинетической энергии. Вследствие чего соответствующие газы по своим свойствам приближаются к тем, что характеризуют идеальный газ. Заметные различия между рассматриваемыми веществами начинают появляться, как правило, при повышении давления и снижении температуры.

Сравнение

Главное отличие идеального газа от реального заключается в том, что в модели первого вещества практически не учитывается объем молекул, а также энергия их взаимодействия. В реальном газе соответствующие показатели учитываются. Вместе с тем при невысоком давлении и большой температуре реальный газ по своим свойствам близок к идеальному.

Определив, в чем разница между идеальным и реальным газом, зафиксируем выводы в таблице.

Таблица

Идеальный газ Реальный газ
Что общего между ними?
При определенных условиях реальный газ может быть приближен по свойствам к идеальному
В чем разница между ними?
Модель описания вещества не учитывает объем его молекул, а также энергию их взаимодействия друг с другом Модель описания вещества учитывает объем его молекул и силу их взаимодействия

Источник: TheDifference.ru

 

Уравнение состояния идеального газа.

Идеальным называется газ, взаимодействие между молекулами которого пренебрежимо мало. Реальный газ при достаточном разрежении близок по своим свойствам к идеальному. Идеальный газ одно из двух идеальных систем,

для которых можно строго вывести уравнение состояния. Для всех других систем уравнения состояния получают эмпирически.

Рассмотрим идеальный газ, заключенный в сосуде. Молекулы газа непрерывно соударяются с его стенками, в результате чего оказывают давление на них. Рассмотрим взаимодействие молекул с одной стенкой (рис.1.15.1).

Отличие идеального газа от реального

Рис.1.15.1.

Вследствие хаотичности движения молекул давление газа на различные участки стенок сосуда одинаково. Давление газа на стенки определяется

р=(суммарная сила взаимодействия молекул со стенкой) / (площадь стенки)

 

Молекулы соударяются со стенкой упруго, т.е.
скакивают от стенки зеркально (углы падения и отражения равно). В результате взаимодействия с одной молекулой, массы т, движущейся со скоростью , стенка, расположенная перпендикулярно оси х, получает импульс . Поскольку все направления движения равновероятны, за время dt со стенкой площадью столкнется dN молекул, имеющих составляющую скорости , dN= , где — число молекул в единице объема, имеющих скорости в интервале . Величина , п – концентрация молекул, вероятность молекулам иметь скорость в указанном интервале. Тогда сила соударения молекул, имеющих скорость в указанном интервале, с единичной площадкой стенки = Отличие идеального газа от реального и полное давление всех молекул, соударяющихся с этой стенкой

Отличие идеального газа от реального . (1.15.1)

Выражение получено с учетом (1.14.11).

Это и есть уравнение состояния идеального газа:

. (1.15.2)

Это уравнение можно записать иначе, если учесть , , ( N — полное число молекул, — число молей газа, — число Авогадро, R — универсальная газовая постоянная)

. (1.15.3)

 

Внутренняя энергия идеального газа.

Поскольку в идеальном газе отсутствуют силы взаимодействия между молекулами, то внутренняя энергия идеального газа представляет собой только кинетическую энергию молекул

, (1.15.4)

где i — число степеней свободы молекулы, которое равно 3 для одноатомной молекулы, 5 – для двухатомной, 6 – для многоатомной.


Теплоемкости и уравнение политропы идеального газа.

Из соотношений (1.13.5), (1.13.6), и (1.15.4) получим выражения для молярной теплоемкости при постоянном объеме и постоянном давлении идеального газа: , . (1.15.5)

Для получения уравнения политропы воспользуемся формулой (1.13.8). Из уравнения состояния (1.15.3) получим и . Подставив эти значения в (1.13.8), получим . Проинтегрировав это равенство, будем иметь . (1.15.6)

В частности, уравнение адиабатного процесса

(1.15.7)

Энтропия идеального газа.

Из соотношений (1.14.4), (1.12.7), (1.13.5) и (1.12.4) следует

.

Для идеального газа . После интегрирования получим

Отличие идеального газа от реального . (1.15.8)

 

Реальный газ. Уравнение Ван – дер – Вальса.

В реальных газах между молекулами существуют как силы притяжения, которые преобладают на далеких расстояниях, так и силы отталкивания, которые преобладают при сближении молекул. Действие сил отталкивания сводится к тому, что молекула не допускает проникновения в некоторый объем других молекул. Следовательно, силы отталкивания характеризуются эффективным объемом молекулы. Наличие сил притяжения приводит к появлению дополнительного внутреннего давления.


Как уже говорилось, уравнение состояния реального газа нельзя получить аналитически. Существует несколько различных уравнений, описывающих состояние реального газа. Все они получены эмпирически. Чаще всего состояние реального газа описывают уравнением Ван – дер – Вальса, которое в достаточно широком диапазоне изменения параметров дает удовлетворительное согласие с экспериментом. Для моля реального газа оно имеет вид:

. (1.15.9)

Параметры а и b называются постоянными Ван – дер – Вальса. Они зависят от рода газа.

Изотермы Ван-дер-Ваальса

Достоинство уравнения Ван – дер — Ваальса состоит не только в том, что оно описывает газовую фазу вещества в более широкой области температур и давления, но и в том, что оно описывает картину превращения газа в жидкость. Для объяснения этого факта рассмотрим зависимости давления от объема при постоянной температуре (изотермы).

Преобразуем уравнение Ван – дер — Ваальса для одного моля и запишем его по степеням объема

. (1.15.10)

Уравнение состояния стало кубическим относительно объёма, а число постоянных, являющихся его параметрами, стало равным трем. Как известно, кубическое уравнение имеет три корня. Для уравнения Ван-дер-Ваальса имеют место три следующих случая: а) корни действительны; б) два корня мнимые и один корень действительный, в) три действительных корня тождественны.

На рис.1.15.2 схематически изображены изотермы газа Ван-дер-Ваальса для различных температур.

Отличие идеального газа от реального
Рис.1.15.2.    

На части этих изотерм хорошо просматривается участок, где давление растёт с ростом объёма. Этот участок не имеет физического смысла. В области, где изотерма делает зигзагообразный изгиб, изобара пересекает её три раза, то есть, имеется три значения объёма при одинаковых значениях параметров p и . Это соответствует существованию трёх действительных корней уравнения (1.15.10). При повышении температуры волнообразный участок уменьшается и превращается в точку (точка К на рис.1.15.10). Эта точка называется критической, а значения и в этой точке называются критическими параметрами. Критической точке соответствуют три совпадающих корня уравнения (1.15.10). При температурах, превышающих критическую, изотермы Ван-дер-Ваальса становятся монотонно убывающими функциями р(V).

Критические параметры , и можно найти из условия, что в критической точке изотерма Ван-дер-Ваальса имеет точку перегиба. Из этого условия можно получить

.  

Таким образом, из уравнения состояния газа Ван-дер-Ваальса следует существование у реальных газов критической точки с параметрами , и , величина которых зависит от свойств газа.

Обратимся теперь к экспериментальным кривым изотерм Ван-дер-Ваальса. На рис.1.15.3 показан вид экспериментально полученных изотерм, характерный для многих веществ.

Отличие идеального газа от реального
Рис.1.15.3.

На этих кривых виден горизонтальный участок, который заменяет немонотонный участок на теоретических изотермах газа Ван-дер-Ваальса (рис.1.15.2). Справа от горизонтального участка давление на экспериментальной изотерме монотонно растет с уменьшением объема, что соответствует сжатию реального газа при постоянной температуре. Горизонтальный участок соответствует сжижению газа, которое при заданной температуре происходит при постоянном давлении. При этом существует двухфазная система жидкость-газ. Наконец, слева от горизонтального участка, где изотерма вновь становится монотонно убывающей функцией , весь газ превращается в жидкость. При этом давление очень резко растет с уменьшением объема. Это связано с тем, что межмолекулярные расстояния становятся сравнимы с размерами молекул, что приводит к малой сжимаемости жидкостей.

Совокупность участков изотерм реального газа, соответствующих двухфазным системам жидкость-газ, образуют колоколообразную фигуру (см. рис.1.15.3), вершиной которой является критическая точка. выше критической вещество может существовать только в газообразном состоянии. При температуре ниже критической, вещество может быть сжижено. Таким образом, на диаграмме можно указать три области значений параметров, при которых вещество может существовать только в газообразном, только в жидком состояниях и область, где жидкость и газ находятся в равновесии.


Например, критическая температура для гелия очень низкая — 5,2 К. Поэтому его сжижение связано с большими трудностями. В отличие от гелия, водорода, кислорода и азота, чьи критические температуры достаточно низкие (поэтому в основном они существуют в газообразном состоянии), такие вещества как вода и ртуть (критические температуры 647 К и 1820 К соответственно) существуют как в жидком, так и в газообразном состояниях при комнатных температурах. Поэтому исчезает различие понятий "газ" и "пар".При температурах

 

Внутренняя энергия реального газа.

Для нахождения внутренней энергии газа Ван-дер-Ваальса, воспользуемся следующим приемом. Пусть над газом Ван-дер-Ваальса осуществляется процесс без теплообмена с окружающей средой. Тогда изменение его внутренней энергии можно записать в виде

. (1.15.11)

При тех же условиях изменение внутренней энергии идеального газа можно было бы рассчитать по формуле

. (1.15.12)

Сравнивая уравнения состояния моля идеального (1.15.3) и реального (1.15.9) газов, можем видеть и , что после подстановки в (1.15.12) дает

Отличие идеального газа от реального

Первое слагаемое в правой части этого выражения согласно формуле (1.15.11) представляет собой изменение внутренней энергии газа Ван-дер-Ваальса. Отсюда следует:


.

Интегрирование этого выражения дает

.

Здесь произвольную константу интегрирования необходимо положить равной нулю, так как при выражения для внутренних энергий газа Ван-дер-Ваальса и идеального газа должна совпадать: .

Использование выражения (1.15.4) для внутренней энергии идеального газа позволяет записать формулу, для расчета внутренней энергии одного моля газа Ван- дер – Вальса

. (1.15.13)

Как следует из этого выражения, внутренняя энергия газа Ван-дер-Ваальса зависит не только от его температуры, как в случае с идеальным газом, но и от объема, занимаемого им. По этой причине, при осуществлении изотермических процессов в газе Ван-дер-Ваальса, будет изменяться его внутренняя энергия, а, следовательно, при таких процессах подведенная к газу теплота не будет равна совершенной им работе.

Если внутренняя энергия идеального газа определяется кинетической энергией его молекул, то для газа Ван-дер-Ваальса существенное значение имеет потенциальная энергия, обусловленная силами притяжения и отталкивания.

 

 

Источник: helpiks.org

  • Печать
  • E-mail

Газ

ГАЗ. Газообразным состоянием называется такое состояние вещества, в котором силы, действующие между молекулами, чрезвычайно малы и размеры самих молекул ничтожны сравнительно с промежутками между ними. Между столкновениями молекулы газа двигаются прямолинейно, равномерно и совершенно беспорядочно. При нагревании и разрежении все газы стремятся к предельному состоянию так называемого идеального, или совершенного газа.

В идеальном газе междумолекулярные силы равны нулю, и объем самих молекул бесконечно мал сравнительно с объемом междумолекулярного пространства. Состояние идеального газа является тем предельным разведенным состоянием вещества, к которому стремятся все тела природы при достаточно высоких температурах и достаточно низких давлениях; в этом и заключается особое значение состояния идеального газа, к тому же наиболее просто поддающегося исследованию и потому полнее всего изученного. Вещество, в крайнем разрежении заполняющее межпланетное пространство, может считаться находящимся в состоянии идеального газа.

Газовое давление (р) обусловливается ударами молекул газа о стенки сосуда. Согласно кинетической теории, средняя кинетическая энергия молекул газа пропорциональна абсолютной температуре. В кинетической теории показывается, что идеальный газ строго подчиняется следующему уравнению состояния, связывающему три параметра состояния: v, T и р, из которых два являются независимыми, а третий — их функцией:

Уравнение Клапейрона

Это уравнение (уравнение Клапейрона) заключает в себе в явной форме три основных закона состояния идеального газа:

1) Закон Бойля-Мариотта. При постоянной температуре (Т) произведение (p∙v) для данного количества идеального газа есть величина постоянная (p∙v = Const), т. е. объем идеального газа (v) обратно пропорционален его давлению (р): изотермы идеального газа в системе координат (v, р) являются равнобокими гиперболами, асимптотами которых служат оси координат.

2) Закон Гей-Люссака. При постоянном (р) объем данного количества идеального газа линейно возрастает с температурой:

Закон Гей-Люссака

(v0 — объем при температуре = 0°С, α — коэффициент расширения идеального газа). Изменение (p) с температурой при v = Const подчиняется такому же закону:

Gaz 3

(α) в уравнении (3) — коэффициент давления, численно равный коэффициенту расширения (α) в уравнении (2) = 1/273,1 = 0,00367 — величина, независящая от природы газа и одинаковая для всех идеальных газов; р0 — давление при температуре = 0°С. Вводя вместо температуры абсолютную температуру

Gaz 4

находим вместо уравнений (2) и (3):

Gaz 5

3) Закон Авогадро. Из уравнения (1) видно, что газовая постоянная R = p0∙v0/273,1 пропорциональна нормальному объему v0, занимаемому данным количеством газа при нормальных условиях (р0 = 1 Atm и t0 = 0°С = 273,1° К), т. е. обратно пропорциональна плотности газа при нормальных условиях D0. По закону Авогадро, при одинаковых (р) и (Т) все идеальные газы содержат в равных объемах (например, равных v0) равное число молекул. Обратно: равное число молекул (например, 1 моль = 1 граммолекуле) всякого газа в идеальном состоянии занимает один и тот же объем v0 при нормальных условиях, независимо от природы газа (в 1 моле всякого вещества содержится N0 = 6,06∙1023 отдельных молекул — число Авогадро). Найдено с большой точностью, что нормальный молярный объем любого идеального газа (V0)м равен 22,412 литр/моль. Отсюда можно рассчитать число молекул в 1 см3 любого идеального газа при нормальных условиях: n0 = 6,06∙1023/103∙22,416 = 2,705∙1019 см3 (число Лошмита). При помощи уравнения (1) закон Авогадро выражается в том, что газовая постоянная R при расчете на 1 моль любого газа будет одна и та же, независимо от природы газа. Т. о. R является универсальной постоянной с размерностью [работа]/[масса][температура] и выражает работу расширения 1 моля идеального газа при нагревании его на 1°С при р = Const:

Gaz 6

в этом и состоит физическое значение R.

Из

Gaz 7

находим числовое значение

Gaz 8

В других единицах значения R (на 1 моль) таковы:

Gaz 9

Кроме разобранных трех законов, из уравнения (1) состояния идеального газа в соединении с двумя началами термодинамики следуют еще такие основные законы:

4) Закон Джоуля. Одно из общих уравнений термодинамики

Закон Джоуля. Одно из общих уравнений термодинамики

дает вместе с уравнением (1) следующие условия для внутренней энергии U идеального газа:

Gaz 11

т. е. U идеального газа есть функция только Т (закон Джоуля); при изотермическом расширении идеального газа все поглощаемое тепло переходит во внешнюю работу, а при изотермическом сжатии вся расходуемая работа — в выделяющееся тепло.

5) Теплоемкости идеального газа при постоянном объеме cv и при постоянном давлении ср являются функциями одной лишь Т. Термодинамика дает общие уравнения

Gaz 12

но для идеального газа (р) и (v) линейно зависят от (Т), по закону Гей-Люссака (4) и (5); следовательно, правые части уравнений (9) обращаются в 0 и

Gaz 13

Теплоемкости ср и cv не независимы друг от друга, но связаны для идеального газа простым условием:

Gaz 14

вытекающим из газовых законов (R имеет размерность теплоемкости), т. е., если ср и cv относить к 1 молю идеального газа, то они разнятся между собой на 2 (точнее — на 1,986) – cal/моль∙град.

В кинетической теории принимается, по принципу равномерного распределения энергии, что на каждую степень свободы газовой молекулы приходится энергия k0∙Т/2, а на 1 моль приходится

Gaz 15

(k0 = –R/N0 есть газовая постоянная, рассчитанная на 1 молекулу — постоянная Больцмана). Числом степеней свободы (i) называется число независимых друг от друга видов механической энергии, которой обладает молекула газа. Тогда энергия 1 моля

Gaz 16

(приближенно, считая R = 2, cv = i, ср = i+2).

В учении о газе важную роль играет отношение cp/cv = γ; из уравнений (11) и (12):

Gaz 17

В простейшем случае одноатомного газа (молекула которого состоит из 1 атома, каковы благородные газы и пары многих металлов) i наименьшее и равняется 3: вся энергия молекулы сводится к кинетической энергии ее поступательных движений, которые могут совершаться по трем независимым взаимно перпендикулярным направлениям; тогда

Gaz 18

а γ имеет наибольшую возможную величину: γ = 5/3 = 1,667. Для двухатомных газов (Н2, O2, N2, СО и другие) можно считать I = 3+2 (два вращения вокруг двух взаимно перпендикулярных осей, перпендикулярных к линии, соединяющей оба атома); тогда cv = 4,96 ≈ 5, cр = 6,95 ≈ 7 и γ = 7/5 = 1,40. Для трехатомного газа (Н2O, СO2, H2S, N2O)i = 3+3 (вращение вокруг трех взаимно перпендикулярных осей) и cv = 5,96 ≈ 6, cр = 7,95  ≈ 7 и γ = 4/3 = 1,33.

При дальнейшем усложнении строения молекулы, т. е. с увеличением i, возрастают cv и ср, а γ = 1 + 2/i и стремится к 1. Табл. 1 показывает, что все сказанное хорошо согласуется с данными опыта, что γ всегда >1 и ≤1,667 и не может быть = 1,50 (для i = 4).

Экспериментальные значения для газов

Для одноатомных газов cv и ср, в соответствии с теорией, практически не изменяются с температурой (так, для Ar значения cv и ср лежат в пределах от 2,98 до 3,00 между температурами = 0° и 1000° С). Изменения cv и ср с температурой находят объяснение в теории квант. Впрочем, теплоемкости газов, близких к идеальным, практически почти не изменяются в широких интервалах температуры. Экспериментально определяются обычно ср и у, a cv вычисляется из этих данных.

Реальные газы. Все газы, существующие в действительности, — реальные газы б. или м. уклоняются от законов идеальных газов, но тем меньше, чем выше температура и чем ниже давление. Т. о. законы идеальных газов являются для реальных газов предельными. При обычной температуре уклонения меньше всего у газов, критические температуры которых чрезвычайно низки (т. н. постоянные газы: Не, Н2, N2, О2, воздух); у газов же со сравнительно высокой критической температуры и у паров (паром называется газ при температуре меньше критической температуры) уклонения бывают очень значительны. Причины уклонений реальных газов от газовых законов заключаются в том, что: 1) в них действуют междумолекулярные силы; поэтому поверхностные молекулы втягиваются внутрь газов силами, равнодействующая которых, рассчитанная на единицу поверхности и направленная перпендикулярно к ней, называется молекулярным (внутренним) давлением К; 2) не весь объем газа (v), а только часть его (v—b) дает свободу для движений молекул; часть объема (b), коволюм, как бы занята самими молекулами. Если бы газ был идеальным, его давление было бы больше наблюдаемого (р) на величину К; поэтому уравнение состояния реального газа напишется в виде.

Gaz 20

В этом общем уравнении К и b могут зависеть от Т и v.

Ван-дер-Ваальс показал, что в простейшем случае К = a/v2, а b — величина постоянная, равная учетверенному объему самих молекул газа. Таким образом, уравнение Ван-дер-Ваальса имеет вид:

Уравнение Ван-дер-Ваальса

а и b, константы Ван-дер-Ваальса, как показывает опыт, все же зависят от T и v, и потому уравнение (15) является лишь первым приближением; оно хорошо передает качественную форму изотерм реальных газов.

Gaz 22

На фиг. 1 изображены для СO2 теоретической изотермы: S-образные части этих изотерм отвечают термодинамически метастабильным состояниям.

Gaz 23

На фиг. 2 изображены для СО2 экспериментальные изотермы: S-образные части кривых заменены прямолинейными частями; справа от этих частей кривые соответствуют газу (ненасыщенному пару), слева — жидкости, а сами прямолинейные отрезки — равновесию пара и жидкости. Уравнение (15), в полном согласии с опытом, показывает, что с повышением температуры размеры прямолинейных отрезков на изотермах делаются все меньше (фиг. 2) и, наконец, при некоторой температуре равной критической температуре длина этого отрезка обращается в 0. При температуре большей критической температуры газ не может обращаться в жидкость ни при каких давлениях: жидкость перестает существовать. Т. о. уравнение Ван-дер-Ваальса охватывает два состояния — газообразное и жидкое — и служит основанием для учения о непрерывности перехода между этими двумя состояниями. Критические температуры для некоторых газов имеют следующие значения: +360°С для Н2О, +31°С для СО2, –241°С для Н2 и –254°С для Не.

Сжижение газа. Всякий газ можно обратить в жидкость надлежащим давлением, предварительно охладив его ниже критической температуры. Необходимые для сжижения СО2 давления (в Atm) при разных температурах приведены в табл. 2.

Давления необходимые для сжижения СО2 при различных температурах

Понятно, что эти давления являются давлениями насыщенного пара жидкой углекислоты и тем ниже, чем ниже температура.

Чтобы предварительно сильно охладить газ для сжижения, в технических установках пользуются эффектом Джоуля-Томсона, заключающимся в том, что при адиабатическом расширении (например, при резком падении давления, когда газ вытекает из отверстия) внутренняя энергия газа возрастает на ΔU, а Т изменяется на ΔТ, причем термодинамически

Gaz 25

В случае идеальных газов ΔU = 0 и ΔТ = 0 [так как, по уравнению (1), T∙dv/dT – v = 0].

Для реальных газов ΔТ ≠ 0, т. е. происходит охлаждение или нагревание, смотря по тому, будет ли T∙dv/dT – v ≠ 0 (Δp < 0). По уравнению Ван-дер-Ваальса,

Gaz 26

(с достаточным приближением). Т. о. при достаточно высоких температурах все газы при адиабатическом расширении нагреваются (ΔТ > 0, т. к. a/R∙T< b), но с понижением температуры для каждого газа наступает инверсионная точка Тi, определяемая условием

Gaz 27

ниже которой газы начинают охлаждаться при адиабатическом расширении (a/R∙T> b при Т < Тi). Для всех газов, кроме Н2 и Не, Тi лежит выше обычных температур (так, для воздуха Тi соответствует +360°С), и потому газы могут быть сжижены по принципу Линде, без предварительного охлаждения. Для Н2 инверсионная точка Тi — 80,5°С, а для Не — даже 15°К; поэтому Н2 и Не для сжижения д. б. предварительно охлаждены ниже этих температур.

Соответственные состояния. Критические температура Тк, давление рк и объем vк м. б. выражены через константы Ван-дер-Ваальса а, b и R следующим образом:

Gaz 28

Если за единицы измерения Т, р и v принять соответственно критические величины, то вместо Т, р и v состояние будет характеризоваться приведенными величинами:

Gaz 29

Если ввести θ, π и ϕ в уравнение Ван-дер-Ваальса (15), то константы а, b и R сократятся, и получится приведенное уравнение состояния, с численными коэффициентами

Gaz 30

вовсе не содержащее величин, зависящих от природы вещества. Уравнение (19) предполагает, однако, правильность уравнения Ван-дер-Ваальса, и потому уклонения от него часто весьма значительны, особенно в случае ассоциированных веществ. Учение о соответственных состояниях (так называются состояния, отвечающие одинаковым θ, π и ϕ) дает возможность находить большое число универсальных зависимостей, подобных уравнению (19).

Применение газов. Сжатые и сжиженные газы применяются в технике всюду, где нужны значительные количества газа в небольшом объеме; так, СО2 применяется для газирования вод, Сl2 и фосген — в военно-химическом деле, O2 — для медицинских целей, сжатый воздух — для пуска двигателей внутреннего сгорания. Особенное значение сжиженные газы (СО2 и NH3) имеют в холодильном деле, в холодильных машинах (например, для получения искусственного льда). Легкие газы (Н2, светильный газ, в последнее время Не) применяются для наполнения аэростатов. Инертные газы (N2 и благородные газы, особенно Аr) применяются для наполнения полуваттных ламп накаливания. Особняком стоит применение газа для освещения или в качестве топлива: светильный, силовой, водяной газы и другие.

 

 

Источник: Мартенс. Техническая энциклопедия. Том 4 — 1928 г.

  • < Назад
  • Вперёд >

Источник: azbukametalla.ru


You May Also Like

About the Author: admind

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *

Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте, как обрабатываются ваши данные комментариев.