دانلود با لینک مستقیم و پر سرعت .
مفهوم گاز ایده آل یک ایده فرضیه ای است ، اما به عنوان یک وسیله مفید برای توضیح رفتار گاز حقیقی پیچیده تر عمل می کند . یک گاز ایده آل به عنوان یک گاز تعریف می شود که در آن مولکول ها حجم ناچیزی را اشغال می کنند ، و هیچ تقابلی بین آنها وجود ندارد . یعنی هیچ نیروی جذب کننده یا دفع کننده بین آنها حاصل
نمی شود وبرخورد بین مولکول ها ناچیز که نشان می دهد هیچ انرژی ای از بین نمی رود. در فشارهای کم ، بیشتر گازها یک رفتار ایده آل را نشان می دهند . قانون گاز ایده آل که برای بیشتر گازها می تواند به کاربرده شود به قرار زیر است :
که در اینجاT ،P دما وفشار مطلق هستند و n تعداد مول ها و V حجم اشغال شده توسط گاز است. ثابت R در معادله (1-3)، ثابت جهانی گاز نامیده می شود مقدار R می تواند به آسانی از این روابط تعیین شود که 1 پوند مول از هر گاز در psia 73/14 و oF60 ، 6/378را اشغال می کند .
بنابراین اگر P به psia ،T به V,oR به ft3 بیان شود. پس مقدار در دست R برابر 732/10 (psia ft3/lbmole oR) است . در واحدهای SI ، که در آن p به Kpa ، T به K و V به m3 بیان شود. مقدار R مورد استفاده 314/8 (Kpa.m3/Kmole.K) است.
رفتارهای گازهای واقعی
به طور کلی گازها رفتار ایده آل را نشان نمی دهند. دلایل انحراف از رفتار ایده آل در مورد گاز می تواند به شکل زیر خلاصه شود .
1- مولکول ها در مورد حتی یک سیستم نا متراکم برای گاز حجم محدودی را اشغال می کنند .
2- نیروهای بین مولکولی که بین مولکول ها بوجود می آیند. برخی از این نیروها موارد زیر هستند
نیروهای الکترواستاتیکی که به آنها نیروهای کولومب هم گفته می شود بین یون ها و دی پل ها هستند . اینها محدوده ی زیادی از نیروها هستند.
نیروهای القا شده بین یک دی پل و یک دی پل دیگر به عنوان مثال در ترکیبی از یک گاز قطبی و غیر قطبی
نیروهای جذب / دفع که به طور کلی در فواصل خیلی کوتاه تولید می شوند این نیروها حتی در مورد یک گاز غیر قطبی مانند آرگون نیز تولید می شوند.
3- برخوردهای مولکولی هرگز به شکل کاملاً ارتجاعی(الاستیسیته) نیستند.
انحراف از رفتار ایده آل در مورد گازهای سنگین تر بیشتر است که به علت اندازه بزرگتر مولکول های آنان است . اغلب گازها در فشارهای پایین بیشتر از گاز ایده آل فشرده هستند. در حالی که کلیه فشارهای بالا درست در نقطه مقابل قرار دارد . از نظر کاربردی، کلیه معادله های حالت در مورد گازهای واقعی باید به عنوان یک مورداساساً تجربی در طبیعت در نظر گرفته شوند. چرا که آنها تلاش می کنند تا این رفتار غیر ایده آل را با استفاده از پارامترهای تجربی مرتبط کنند.
بیان ضریب تراکم پذیری:
برای تصحیح رفتار غیر ایده آل ساده ترین معادله حالت استفاده از فاکتور تصحیح شناخته شده ضریب تراکم پذیری Z است.
بنابراین فاکتور z می تواند به عنوان نسبتی از حجم اشغال شده توسط یک گاز حقیقی به حجم اشغال شده توسط گاز ایده آل تحت همان شرایط دمایی و همان فشار در نظر گرفته شود . این کاربردی ترین معادله حالت گاز واقعی است. محدودیت اصلی این است که فاکتور انحرافی گاز z ثابت نیست. تلاش های متعددی برای تعریف وابستگی z به پارامترهای متنوع دیگر انجام شده است تا حالت سیستم را تعریف کند و معادله های متعددی برای تعیین فاکتور z در نتیجه این تحقیقات در دسترس هستند.
معادله های حالت پیچیده تر که انحراف فاکتور z را نشان می دهد . اغلب برای تعیین مقادیر دقیق فاکتور z استفاده می شوند که می توانند در معادله (2-3) استفاده شوند.
معادله واندروالس:
این معادله احتمالاً اصلی ترین EOS است و اگرچه امروزه به ندرت استفاده می شود، به عنوان یک پایه مفهومی درک و توسعه معادله های دیگر عمل می کند در این مورد حجم اشغال شده از طریق مولکول ها در گاز تصحیح می شود، با استفاده از (v-B) به جای v به عنوان حجم صحیح گاز ، و کاهش در فشار گاز به علت برخورد غیر فعال و نیروهای جاذب با استفاده از ( p+A/v2 ) به عنوان فشار صحیح.
جایی که A,B ثابت های تجربی هستند. این معادله به عنوان یک تخمین خوب فقط برای فشارهای پایین عمل می کند که می تواند به صورت زیر نوشته شود:
یا برحسب فاکتور Z به شکل زیر نوشته شود:
در نقطه بحرانی، سه ریشه از معادله درجه سه در v شبیه هستند. بنابراین اگر vc حجم بحرانی را نشان دهد، پس در نقطه بحرانی:
با مقایسه معادله های (4-3) و (6-3)، می توان به آسانی نشان داد که:
یک روش دیگر برای بدست آوردن مقدار های A,B,R استفاده از این حقیقت است که نمودار فشار و حجم را در دمای بحرانی نشان می دهد باید یک نقطه انعطاف پذیر را نشان دهد.
در نقطه بحرانی این شرایط به اسم شرایط واندروالس معروف هستند. اولین و دومین تمایز جزئی معادله (4-3) با توجه به v نتایج نشان داده شده در معادله (7-3) بر مبنای جانشینی مقادیر پارامتری متناسب با نقطه بحرانی و استفاده از معادله (8-3) را تولید می کند. معادله واندروالس ممکن است به شکل کوتاه شده از طریق جایگزینی مقدار هایی برای A,B,R از معادله (7-3) در معادله (3-3) نوشته شود.
معادله بندیکت ـ وب ـ رابین
برای توصیف رفتار هیدروکربن های سبک، خالص، این معادله توسط بندیکت و همکارانش توسعه یافت. بنا به دو دلیل، این دارای کاربردهای فراوانی در محاسبه ویژگی های ترمودینامیکی و تعادل فازی در مورد گازها است: این کارایی کافی در مورد گازهای طبیعی را می دهد، چرا که گازهای طبیعی ترکیبی از هیدروکربن های سبک هستند که برای آن این معادله توسعه یافت و می تواند به شکل کوتاه شده مانند معادله واندروالس نوشته شود که در توسعه رابطه ها برحسب مقدار های کاهیده کاربرد دارد.
که در اینجا ثابت ها برای گاز داده شده هستند و d دانسیته مولی و p,T به ترتیب دما و فشار مطلق هستند.
معادله ردلیش ـ یانگ:
ردلیش ـ یانگ معادله زیر را پیشنهاد کرد:
که در اینجا A,B ثابت ها هستند. جزئیات دیگر بعداً مطرح خواهند شد.
معادله ردلیش ـ یانگ (RK) در کنار مولفه هایی از طریق زادکویچ، جوف و همکارانش (1970) و از طریق سوآ به طور وسیعی استفاده می شود.
معادله پنگ ـ رابینسون:
معادله گسترده استفاده شده دیگر معادله پنگ ـ رابینسون است.
که در اینجا A,B توابع دمایی هستند. توجه کنید که معادله های PR , RK نمی توانند به طور واضح در شکل کوتاه شده نوشته شوند.
فرم کلی برای معادلات حالت درجه سه:
مارتین (1979) نشان داده که کلیه معادلات حالت درجه سه می تواند به شکل کلی زیر نوشته شود:
شامل 44 صفحه فایل word قابل ویرایش
![بسته کامل جزوه + فیلم آموزشی \" انتقال گرما - قانون گازهای کامل\"](http://videodarsi.sellfile.ir/prod-images/965312.jpg "بسته کامل جزوه + فیلم آموزشی \\" انتقال گرما - قانون گازهای کامل\\"")
