Массовые и мольные концентрации.

Каждому индивидуальному газу присущи определенные значения критических параметров - критического давления р_кр и критической температуры T_кр. Критическая температура — такая температура, выше которой газ не может быть сжижен. Критическое давление – это минимальное давление, при котором газ, находящийся при критической температуре, сжижается.

Природные газы всегда состоят из смеси газов. Основную часть этой смеси обычно составляет метан. Для проведения термодинамических, гидравлических расчетов необходимо определять свойства смеси газов по характеристике индивидуальных составляющих.

Газовые смеси характеризуются массовыми (весовыми) или мольными концентрациями.

Объемный состав газовой смеси совпадает с мольным, так как объем 1 моля идеального газа в одинаковых физических условиях по закону Авогадро имеет одно и то же численное значение.

Для характеристики газовой смеси надо знать ее молекулярную массу, плотность или относительную плотность по воздуху и другие параметры.

Если известен мольный (или объемный) состав смеси, то молекулярная масса смеси

где n - число компонентов в смеси; Y_i - мольные (объемные) концентрации компонентов смеси в долях единицы (мольная концентрация - это отношение числа молей компонента к числу молей смеси);

М_i- - молекулярные массы компонентов смеси.

Если дан массовый состав смеси, то ее молекулярная масса

(3.16)

где q_i - массовая концентрация компонентов смеси в долях единицы.

Массовой концентрацией компонента смеси газов называется отношение массы компонента смеси ко всей массе смеси.

Плотность (в кг/м³) в смеси газов

(3.17)

Относительная плотность смеси газа по воздуху

(3.18)

где 1, 293 кг/м³ - абсолютная плотность воздуха при нормальных условиях.

Критические параметры смеси газов

(3.19) (3.20)

 

Где T_крi, p_крi соответственно критические температура и давление компонентов смеси.

Лекция №6. Уравнение состояния для идеальных и реальных газов и газовых смесей.

Определение газовой постоянной смеси газов.

§ 10. Уравнение состояния для идеальных и реальных газов и газовых смесей.

Под идеальным газом понимают такой газ, в котором отсутствуют молекулярные силы сцепления, а объем, занимаемый молекулами, исчезающе мал по сравнению с объемом, занимаемым газом. В природе таких газов нет, поэтому, естественно, все реальные газы дают большие или меньшие отклонения от уравнения состояния идеальных

газов. Чем дальше реальный газ находится от области насыщения и критического состояния, тем большую точность расчетов дают применяемые законы идеальных газов. Для давлений и температур газа, которые имеют место в магистральных трубопроводах, применение законов идеальных газов нередко бывает оправданно.

На основании молекулярно-кинетической теории газов получено характеристическое уравнение (уравнение состояния) для идеальных газов, связывающее между собой параметры состояния: давление р,

удельный объем V и температуру T в виде

(3.21)

где R - газовая постоянная газа.

Для 1 моля газа уравнение состояния

(3.22)

где V_м - объем 1 моля газа; R_м - постоянная для 1 моля, одинаковая для всех газов, или так называемая универсальная газовая постоянная. Ее можно определить из уравнения (3.22). Например, для нормальных физических условий, т.е. при р = 0, 1013 МПа, Т = 273 К и V_м = 22, 41 м³/моль, универсальная газовая постоянная

Так как уравнение (3.22) относится к 1 молю (т.е. к 1 кг газа), то, разделив его на молекулярную массу газа М, получим

(3.24)

Таким образом, газовая постоянная для 1 кг газа в зависимости от его молярной массы

I (3.25)

Все реальные газы путем охлаждения ниже критической температуры Т_кр и одновременного повышения давления могут быть переведены в жидкое состояние. Следовательно, в обычных условиях реальные газы являются перегретыми парами определенных жидкостей.

Молекулярные силы сцепления в жидкостях очень велики, поэтому чем ближе газ к переходу в жидкое состояние, тем больше его отклонения от свойств идеального газа.

Конечный объем молекул реального газа уменьшает свободное пространство, в котором перемещаются молекулы, что, естественно, приводит к повышению давления по сравнению с идеальным газом, так как увеличивается число ударов молекул о стенки сосуда.

Наличие молекулярных сил сцепления, обусловливающих так называемое внутреннее трение газа, уменьшает давление газа на стенки сосуда. Это объясняется тем, что каждая молекула приближается к стенке сосуда с замедленной скоростью из-за притяжения

соседних молекул, находящихся внутри объема сосуда.

Введение этих факторов в уравнение состояния позволяет отразить свойства реальных газов. Однако это существенно усложняет уравнение, что затрудняет применение его для расчетов.

В настоящее время для реальных газов составлено большое число уравнений состояния. Наибольшее применение из них получили уравнения Ван-дер-Ваальса, Вукаловича и Новикова. Широко также применяют уравнение состояния идеального газа, в которое вводят

эмпирическую поправку на сжимаемость

(3.26)

где Z - коэффициент сжимаемости.

Если в процессе участвуют не 1 кг газа, а G кг, то уравнение состояния имеет вид

(3.27)

где V- объем, занимаемый G кг газа.

Для определения коэффициента сжимаемости Z, при различных приведенных давлениях р_пр и температурах T_пр составлена номограмма (рис. 3.3), с помощью которой можно с достаточной точностью определить значение Z. Приведенными параметрами называются отношения рабочих параметров к критическим

Рис. 3.3. Номограмма для определения коэффициента сжимаемости газов

Лекция №7. Приведение объемов газа. Параметры, определяющие физическое

Состояние газа. Нормальные,

⇐ Предыдущая123456Следующая ⇒

Поделиться: