Свойства газов в физике — формулы и определения с примерами решения задач

Свойства газов в физике - формулы и определения с примерами решения задач Кислород

Идеальный газ.

О многих газах в условиях, не слишком отличающихся от нормальных (0°C и давлении в 1атм), можно мыслить как о совокупности очень маленьких
шариков (молекул), находящихся в постоянном движении и соударяющихся друг с другом и со стенками сосуда, в котором находится данный газ.

При этом все
газы можно считать абсолютно одинаковыми, так как их молекулы считаются неупругими шариками, не обладающими никакой внутренней структурой; а
различаются эти шарики (для разных газов) только массой. Для общего понимания дела скажу, что во всех физических уравнениях принято использовать
массу молекул, выраженную в атомных единицах массы, причем за одну атомную единицу принимается вес одного атома водорода (самого легкого из всех
веществ).

Обозначается масса, выраженная в этих единицах, греческой буквой μ (читается «мю») и называется атомной массой или, для молекул,
молярной массой вещества. Для любого сорта атомов, будь то кислород, железо или ртуть, ее легко найти в таблице Менделеева:

Так выглядит типовая клеточка в этой таблице. Здесь: «2» — порядковый номер атома (и он же — число протонов в его ядре, но
это так, к слову), «Не» — общепринятое латинское сокращение названия атома, «4,003» — его атомная масса. Что
значит «Гелий» — ежу понятно.

Важно, что атомная масса (μ), как правило, очень близка к целой, а небольшая добавка (в данном случае
0,003), как правило, связана с наличием в природе разных изотопов одного сорта атомов. Поэтому в практике почти всегда используют целые значения
атомных масс, не обращая внимания на сотые и тысячные.

Теперь вопрос — какова молярная масса молекул газа кислорода?

Смотрим в таблицу Менделеева:

ну, сколько? 16? Неправильно. Если кто-то помнит что-то из школьного курса химии, то кислород представлен в природе двухатомными
молекулами и имеет химическую формулу О2, так что его масса есть 2×16, т.е. 32.

Для углекислоты химическая формула СО2, атомная масса углерода (С) равна 12. Таким образом молярная масса молекулы углекислоты есть
12 16×2=44.

Все эти пространные рассуждения нужны нам только для того, чтобы ввести уравнение состояния идеального газа, которое мы должны понимать как
обобщение совокупного опыта человечества. Объяснять здесь, откуда оно взялось и почему именно такое, мы абсолютно не собираемся. Однако, человек,
работающий с газами, должен знать его, как «Отче наш… » знает человек истово верующий.

ВОТ ОНО:

Даже разбуженный ночью, ты должен заплетающимся языком суметь выговорить: «пэ на вэ равно эм делить на мю на эр тэ». А мы теперь
попробуем понять, что же означает это магическое заклинание, эта альфа и омега всего газового хозяйства.

Сначала о смысле величин, входящих в это уравнение:P — давление газа в некотором сосуде, выраженное в принятой нами системе единиц в атмосферах
(атм) или, что тоже самое, в кгс.
V — объем этого самого сосуда в литрах.m — масса газа в килограммах.μ — молярная масса газа, выраженная в атомных единицах массы (обычно — целое
число).
R — универсальная газовая постоянная равная 83,14Дж ⁄ (моль × K).m — масса газа в килограммах.

Тут, конечно, не обойтись без пояснений.

Первое: почему газовая постоянная выражена именно таким странным кривым числом? Ответ — ни почему. Газовая
постоянная есть универсальная мировая константа, такая же как, например, скорость света. Закон природы.
Второе: что такое градусы Кельвина, почему не привычные градусы Цельсия?

Ответ здесь потребует больше времени. Вообще говоря, шкала Кельвина (это, кстати, английский ученый какого-то 17-го, скажем, века, и,
между прочим — лорд) не отличается от шкалы Цельсия ничем, кроме того, что за 0°С принята точка замерзания воды, а 0°К соответствуют -273,15°С.

Еще задолго до появления представлений об атомарном строении веществ, задолго до осознания температуры как средней кинетической энергии молекул
газа, было сначала замечено, а затем многократно проверено на всех доступных газах, что для газа замкнутого в неком объеме с понижением температуры на
10°С от, скажем 5°С до -5°С, давление в газе падает на одну и ту же величину независимо от природы газа.

Хотя получать особо низкие температуры тогда не умели, однако сам вид графика заставлял задуматься о том, что дальнейшее понижение температуры
должно, в конце концов, привести к тому, что давление газа в некоторый момент вообще станет равным нулю, а по наклону графика можно было вычислить ту
температуру, при которой это произойдет, что и было выполнено лордом Кельвином.

По сегодняшним уточненным данным эта температура составляет
-273,15°С и называется абсолютным нулем температур. Не бывает температур ниже этой, так как при абсолютном нуле полностью прекращается
тепловое движение молекул (хоть в газе, хоть в жидкости или твердом теле).

Таким образом, шкала Кельвина — это та же шкала Цельсия, с той только разницей, что отсчет ведется от абсолютного нуля температур и,
следовательно, отрицательных температур по Кельвину не бывает. Температуре 0°С соответствует 273°К, 20°С соответствует 293°К и т.п.

Теперь мы можем вернуться к обсуждению практических следствий, вытекающих из уравнения состояния идеального газа.

Следствие 1: при увеличении температуры газа при постоянном объеме давление растет пропорционально росту
температуры, так что
Если, например, давление кислорода в баллоне при 0°С (273°К) составляет 150 атмосфер ровно, то при повышении
температуры до 25°С (302°К) давление составит
P2 = (T2⁄ Т1) × P1 = (302°К ⁄ 273°К) × 150атм = 165,9атм ≈ 166атм

На практике это означает, что давление в заполненном баллоне существенно зависит от температуры, и в диапазоне температур, реально наблюдаемых в
наших краях, скажем, от -30°С до 30°С меняется в довольно широких пределах: от 133атм до 166атм, причем количество кислорода в
баллоне остается постоянным (8,82кг).

В особых обстоятельствах, например, когда баллон стоит на солнцепеке в жаркий безветренный день, корпус баллона
(а, следовательно, и газ в нем) может нагреваться до 80 и более градусов от прямого воздействия солнечных лучей, что может быть опасно для корпуса
баллона, опрессованного (испытанного закачкой в него воды под высоким давлением), как известно, на 225 атмосфер.

Поведение углекислоты при повышении температуры, в целом, описывается теми же соображениями, однако в силу того, что углекислоту в условиях
хранения ее в баллонах нельзя, строго говоря, считать идеальным газом, ее поведение мы обсудим в отдельной главе.

Следствие 2: при постоянной температуре давление в газе обратно пропорционально его объему, так
что

Для примера обсудим азот, находящийся в стандартном 40-литровом баллоне при давлении в 150 атмосфер. Спрашивается, какой объем занимает азот из
этого баллона, если его выпустить в комнату, где его давление сравняется с атмосферным и станет, следовательно, равным 1атм? Считаем: раз давление
уменьшится, объем, следовательно, увеличится и

V2 = V1× (P2⁄ P1) = 40л × (150атм ⁄ 1атм) = 6000л = 6м3

Иными словами, за счет высокого давления азота в баллоне в небольшом объеме возможно хранение значительного его количества. Газа, хранящегося в
3-4 баллонах, достаточно, чтобы полностью заполнить средних размеров комнату, а так как азот не имеет ни цвета, ни запаха, то при стравливании
баллонов в закрытом помещении человек, это делающий, имеет все шансы задохнуться и не заметить.

Следствие 3: Уравнение состояния можно прямо использовать для расчета давления, объема или массы газа, если
известна только часть этих параметров. Например, зададимся целью выяснить массу аргона, находящегося в стандартном 40-литровом баллоне при 150атм.
Непосредственно из уравнения состояния имеем:

Аргон — одноатомный (в отличии от кислорода, азота, водорода в молекуле которых два атома) газ с атомной массой 40 (химию надо было учить!).
Следовательно, μ для него равно 40. Примем температуру воздуха (а, следовательно, и баллона и газа в нем) в момент измерений равной 0°С. Еще
раз напоминаю: в уравнении состояния использовать необходимо абсолютную температуру по шкале Кельвина! Тогда:

m = (40 × 150атм × 40л) ⁄ (83,14Дж⁄(моль × K) × 273 °К) = 10,57 кг

Истинное количество, равное 10,7кг, несколько отличается от рассчитанного нами, что связанно с тем, что, строго говоря, настоящие газы нельзя в
точном значении слова считать идеальными даже в случае классических низкокипящих газов, типа аргона, азота, кислорода и т.п. Однако, ошибка составляет
менее полутора процентов, что для практических целей представляется вполне приемлемым.

ВЫВОДЫ

Уравнение состояния идеального газа хорошо (с погрешностью, не превышающей несколько процентов) описывает поведение классических газов в условиях,
реально присутствующих в практических приложениях, связанных с техническим применением этих газов (температуры от -50 до 1000°С, давления
от 0 до 300 — 400атм).

Уравнение является достаточно простым и позволяет предсказывать результаты различных воздействий на газ без проведения
широкомасштабных экспериментов, влекущих за собой человеческие жертвы и разрушения. К знанию руководителей газовых хозяйств ОБЯЗАТЕЛЬНО!

Уравнение состояния идеального газа может применяться к:

Аргону (атомная масса 40, одноатомная молекула, μ = 40)Азоту (атомная масса 14, двухатомная молекула, μ = 28)Водороду (атомная масса 1, двухатомная молекула, μ = 2)Воздуху (смесь газов, μ принимать = 29)Гелию (атомная масса 4, одноатомная молекула, μ = 4)Неону (атомная масса 20, одноатомная молекула, μ = 20)

Для углекислоты (СО2, μ = 12(углерод) 16(кислород)× 2 = 44), а также пропана
(С3Н8 , μ = 12(углерод)× 3 1(водород)× 8 = 44), уравнение может применяться
только в условиях далеких от условий ожижения, т.е. в условиях относительно высоких температур и не слишком больших давлений (для углекислоты
Т >> -57°С, Р <

Уравнение состояния идеального газа к ацетилену (С2Н2) в баллоне применить невозможно, т.к. ацетилен там находится не в виде
свободного газа, а в виде раствора ацетилена в ацетоне и живет по совершенно иным законам. Однако для свободного ацетилена это уравнение хорошо
применимо (μ = 12(углерод)× 2 1(водород)× 2 = 26).

Последнее, что необходимо добавить в этой главе.

В левой и правой части уравнения состояния идеального газа стоит величина с размерностью энергии (опустим доказательство этого факта, его можно
найти в любом учебнике физики). Более того, это энергия, заключенная в газе, и есть! Причем в левой части уравнения она выражена через чисто
механические величины (объем и давление), а в правой — через термодинамические (температуру), т.е., в конечном счете, через кинетическую энергию
молекул газа, что позволяет, в частности, осознать связь температуры и энергии.

Для вашего понимания серьезности положения проведем расчет энергии, заключенной в 40-литровом баллоне с аргоном (азотом, гелием, кислородом,
да все равно…).

Р = 150атм, V = 40л. В главе «Об энергии, температуре и тепле» мы упоминали, что сжатие газа на 1л против давления в 1кгс (1атм)
соответствует работе в 100Дж, следовательно, в нашем баллоне с азотом заключена энергия, равная

Q = 150 × 40 × 100 = 600 000Дж

Этой энергии хватит на то, чтобы закинуть груз массой 100кг (например незадачливого экспериментатора) на высоту 600 метров! Если ты не птица
— отнесись к этим цифрам со всей серьезностью. Сжатые газы — не шутка!

Сжиженные газы и газы вблизи условий ожижения.

Существуют уравнения состояния, описывающие так называемые «реальные газы», то есть, уравнения, учитывающие тот факт, что газы, на самом
деле, состоят не из идеальных круглых и абсолютно упругих шариков, а из вполне конкретных молекул, обладающих при определенных условиях некоторым
притяжением друг к другу и, в результате, могущих, при достаточно низких температурах и относительно высоких давлениях, переходить в конденсированные
состояния (жидкость, твердое тело).

Однако универсальность и точность описания, которые обеспечивают эти уравнения, не слишком высока, а сложность
самих уравнений выходит далеко за рамки школьного курса. Исходя из этих соображений, приводить их здесь не представляется целесообразным.

Общая идея переходов «твердое тело» — «жидкость» — «газ» (так называемых «фазовых переходов»)
для всех, без исключения, веществ (ну, вернее, почти для всех) может быть представлена графически на рисунке, известном как «фазовая
диаграмма». Вот он:

Понимать изображенное на этом рисунке надо так: в твердом состоянии (мы кратко будем называть его «лед») вещество может находится лишь
при совершенно определенных температурах и давлениях (область «лед» на диаграмме). Пусть вещество находится при некоторой температуре
ТА и давлении РА.

Тогда на диаграмме эта ситуация может быть отмечена графически точкой (точка А). Если при неизменном давлении
увеличивать температуру, можно перевести вещество в другое состояние с температурой и давлением соответственно ТА′ и давлении
РА′ (точка А′).

Если эти точки находятся в разных областях диаграммы, то можно утверждать, что в процессе нагрева вещество
обязательно расплавится и превратится в жидкость, причем произойдет это тогда, когда температура станет равной температуре в точке пересечения линии
А-А′ с линией диаграммы, разделяющей области «лед» — «жидкость».

Относительно линии В-В′ ясно: при нагреве жидкость испарится и перейдет в газообразное состояние. Надо ясно понимать, что все газы есть
пары своих жидкостей. Так, например, кислород есть пар жидкого кислорода, просто температура его кипения (-183°С) столь низкая, по
сравнению с привычными нам, что мы практически никогда не видим его в виде жидкости.

Разумеется, возможен и обратный процесс: B′-B. Когда
газ (пар) охлаждается он превращается снова в жидкость. Этот процесс называется «конденсация» (капли на крышке кипящего чайника —
результат этого процесса, там пар, соприкасаясь с более холодной, чем днище чайника, крышкой, превращается обратно в воду).

Определенный интерес представляет линия С-С′ на диаграмме. Она изображает процесс т.наз. «возгонки», т.е. перехода твердого
тела непосредственно в газ, минуя жидкую фазу. Этот процесс весьма характерен для углекислоты. «Сухой лед», т.е. твердая углекислота на
воздухе постепенно испаряется и исчезает, но никто еще не видел при этом ни капли жидкой углекислоты.

Легко видеть, что процессы фазовых переходов могут быть вызваны не только изменением температуры, но и, при неизменной температуре, изменением
давления, как представлено точками D-D′. Температура остается неизменной, а жидкость, тем не менее, испаряется.

На этом, в частности,
основан процесс вакуумной сушки, широко применяемый в пищевой промышленности (бульонные кубики «Магги» и прочая дребедень). Этот момент
важный. В реальной жизни мы, как правило, находимся в условиях постоянного (атмосферного) давления и, поэтому, подсознательно считаем, что процессы
перехода «лед» — «жидкость» — «газ» вызваны только нагреванием (чайник — на огонь, пиво — в
морозилку), но, на самом деле, фазовые переходы наблюдаются в результате действия двух факторов — изменения температуры и давления.

Особый интерес представляет точка КТ на фазовой диаграмме. Это — так называемая «критическая точка». Если температура вещества
выше, чем соответствующая этой точке «критическая температура», то, независимо от плотности вещества, нет возможности отличить жидкость от
газа.

Представить себе такое состояние весьма трудно, т.к. в реальной жизни, практически мы не имеем дела с достаточно плотными веществами при
температуре выше критической из-за малости атмосферного давления. Однако, в условиях газового баллона при высоком давлении в жаркий летний
полдень углекислота как раз находится в таком странном состоянии (критическая температура для углекислоты 31°С).

Некоторое интуитивное
представление о нем может дать, разве что, турецкая баня, когда влажность такова, что кажется еще немного — и не понять будет, что вокруг:
водяной пар или не слишком плотная вода (хотя аналогия эта, конечно не слишком корректна — критическая температура для воды 374°С)

Точка ТТ носит название «тройной точки», в окрестностях которой переходы между состояниями «лед» — «жидкость»
— «газ» происходят без заметного изменения температуры и давления. Для общего развития добавим, что точка эта весьма устойчива в
экспериментах по температуре, так как пока не расплавится весь лед (а на это требуется некоторая энергия), дальнейшее повышение температуры вещества
(например, воды) не происходит, даже если его подогревать.

Соответственно за 0°С принимается температура тройной точки воды (а не температура
таяния льда при нормальных условиях, как говорится в упрощенных учебниках природоведения) в силу твердой определенности этой точки в координатах
давление-температура. Правда, отличается «правильный ноль» от «приблизительного» лишь на доли градуса.

Важно понимать, что фазовые диаграммы вышеуказанного вида характерны для всех вообще веществ, другой вопрос, что конкретный их вид, а также
положение тройной и критической точек для разных веществ весьма различаются. Так, для кислорода тройная точка достигается при температуре
-219°С, для воды 374°С, а для вольфрама при каких-то температурах далеко за 3000°С.

Перейдем теперь к собственно к углекислоте. Надо ясно понимать, что представление о фазовых диаграммах мы ввели тоже несколько упрощенное, однако с
углекислотой придется разобраться до тонкостей. С громадным трудом мне удалось-таки добыть ее фазовую диаграмму, причем только из одного
источника, который, в свою очередь, ссылается на другой (иностранный) источник, которого я не видел.

Короче, достоверность сведений на этой диаграмме
проблематична, однако, приблизительно (на ощущения) она все-таки чему-то соответствует, кроме того, другой все равно нет. Хуже того: так
как она досталась мне практически безо всякого описания, я и сам не могу объяснить всех особенностей поведения углекислоты, на ней присутствующих.

Итак фазовая диаграмма углекислоты:

На диаграмме легко увидеть знакомые черты фазовых диаграмм вообще: тройную точку, критическую точку, линии, разделяющие области, где может
существовать лед, жидкость, газ. На следующем рисунке я их выделил черным цветом.

Собственно это и есть фазовая диаграмма. Линии, оставшиеся серыми, представляют поведение реальной системы «жидкая углекислота»
«газообразная углекислота» при различных значениях плотности системы. Они просто наложены на ту же фазовую диаграмму для удобной привязки к
ней.

Причем под плотностью следует понимать усредненную плотность системы в пределах сосуда, ее содержащего. Иными словами, если в сосуде емкостью
один литр при некоторых условиях содержится 0,6 кг жидкой углекислоты и 0,4кг газообразной, усредненную плотность газовой системы следует принимать
равной сумме масс обоих фаз, деленную на совокупно занимаемый ими объем. В нашем случае это (0,6кг 0,4кг)⁄1л = 1кг ⁄ л.

Легко объяснимо поведение системы для небольших значений плотности. Для примера возьмем линию, отвечающую на диаграмме плотности в 0,15кг ⁄л,
что соответствует заправке в стандартный 40-литровый баллон 6 килограммов углекислоты (6кг ⁄ 40л = 0,15).

При низких температурах (-40°С и ниже) почти вся углекислота представлена жидкостью, находящейся на дне сосуда, над которой имеется
незначительное количество не очень плотных паров углекислоты. С повышением температуры начнется более интенсивное испарение углекислоты с поверхности
жидкости, однако прирост давления будет не очень значительным, ибо если в какой-то момент испарится чуть больше жидкости, чем нужно, давление в
баллоне повысится, система перейдет в область диаграммы «жидкость» и, следовательно, начнется активный процесс конденсации газообразной
углекислоты (т.е. превращения ее обратно в жидкость).

Таким образом, вплоть до температуры в 14°С траектория системы (т.е. линия, образованная
из точек ее состояния, снятых для разных температур) будет повторять границу раздела жидкость-газ на фазовой диаграмме. Чуть больше испарилось
— увеличивается конденсация, чуть больше сконденсировалось — увеличилось испарение.

В этом случае говорят, что газожидкостная система
находится в термодинамическом равновесии (на границе двух своих сред — жидкости и газа). Далее, к моменту достижения 14°С и более, вся
жидкость, имевшаяся в баллоне, испарится, траектория системы оторвется от линии раздела жидкость-газ и в дальнейшем (при еще большем нагревании)
будет подчиняться обычным законам изменения давления газа с ростом температуры (имеется ввиду уравнение состояния идеального газа), т.е. будет линейно
расти. Именно этот рост давления мы и наблюдаем в правой части графика (правее 14°С).

Сложнее обстоит дело для высоких значений средней плотности. Пусть теперь средняя плотность газожидкостной системы равна 1кг ⁄л, что
соответствует заправке в стандартный 40-литровый баллон 40кг углекислоты. В этом случае даже при низких температурах количество углекислоты в
баллоне в жидком состоянии весьма велико, а газовая фаза представлена незначительной областью в самой верхней части баллона.

В этом случае при
повышении температуры углекислоты траектория системы также следует кривой раздела между жидкостью и газом на диаграмме состояния с поддержанием
термодинамического равновесия между жидкостью и газом. Однако из-за существенного коэффициента объемного расширения углекислоты (точное значение
мне в литературе найти не удалось) жидкая фаза с ростом температуры быстро увеличивается в объеме, занимая свободное пространство в котором раньше
располагалась газовая фаза.

Уместно напомнить, что все тела при нагревании расширяются по закону вида: L = L0× (1 α ×
ΔT), где L0 — начальная длина тела, L — длина после нагревания, ΔT — изменение температуры,
α — коэффициент линейного расширения.

Для жидкостей та же зависимость выглядит следующим образом: V = V0× (1 β
× ΔT), где V0 — начальная объем жидкости, V — объем после нагревания, ΔT — изменение
температуры, β — коэффициент объемного расширения. Соответственно, в момент, когда расширившаяся жидкость заполнит весь объем баллона,
произойдет отрыв траектории системы от линии раздела фаз на фазовой диаграмме, после чего давление в баллоне будет определяться объемным расширением
жидкости при нагреве, а это очень мощный, в смысле возникающих при этом давлений, процесс. Соответственно, траектория такой системы будет выглядеть в
координатах темперпатура-давление так:

Здесь, вплоть до температуры в -17°С, траектория системы следует линии раздела фаз, после чего отрывается от нее и круто поднимается
вверх, достигая к 15-20°С давлений в области 300-400 атмосфер.

ВЫВОДЫ:

Поведение газожидкостной системы в баллоне прямо зависит от средней плотности углекислоты в нем или, иными словами, от того, сколько туда закачано
углекислоты. Причем, в случае, когда средняя плотность ниже некоторой критической плотности, события развиваются по первому («мягкому»)
варианту, а если выше — по второму («жесткому»).

Исходя из имеющейся фазовой диаграммы (и если ей верить), можно утверждать, что для
углекислоты эта критическая плотность составляет что-то около 0,55 — 0,60кг ⁄л. Соответственно, предельные количества заправки
углекислоты для баллонов разной емкости составляют:

5-литровый баллон ≤ 3кг углекислоты (5л × 0,6кг ⁄л)10-литровый баллон ≤ 6кг углекислоты (10л × 0,6кг ⁄л)40-литровый баллон ≤ 24кг углекислоты (40л × 0,6кг ⁄л)

Это — предельные нормы. Превышение этих количеств (по любым причинам, будь то раздолбайство персонала или неисправность весов) влечет за
собой весьма неприятные последствия в виде разрыва баллона, для которого опрессовкой гарантируется исправная работа при давлении до 225атм (для
углекислотных даже меньше — 150атм), а натурные испытания регулярно показывают разрушение даже абсолютно нового баллона при давлении
350-400атм. Чем это чревато, мы уже убедились в параграфе «Идеальный газ».

НЕОБХОДИМО ГАРАНТИРОВАТЬ ЗАПРАВКУ УГЛЕКИСЛОТЫ В БАЛЛОНЫ В
КОЛЛИЧЕСТВАХ НЕ ВЫШЕ ПРЕДЕЛЬНЫХ ДЛЯ ДАННОГО ВИДА БАЛЛОНОВ !!!РАЗБОР ПОЛЕТОВ:

Отчего же на нашем предприятии зимой 2002 взорвались два 5-литровых баллона? Почему этого не происходило раньше? Будет ли это происходить в
дальнейшем?

На первый вопрос ответ простой:

1) Плохо была отлажена система отсечки (автоматического прекращения закачки) для маленьких (5- и 10-литровых) баллонов из-за
недостатков в конструкции электроники весов.

2) До аппаратчиков не были доведены все последствия закачки углекислоты в баллоны сверх нормативов.

3) Работы производились в ночную смену, когда внимание ослаблено, так что если бы они и знали все, толку от этого было бы мало, не говоря уже про
то, что я здорово подозреваю, что они по случаю ночного времени, сильного мороза и отсутствия должного контроля, могли быть изрядно выпивши.

Второй вопрос сложнее. Полагаю так:

Чтобы понять, почему раньше не происходило взрывов баллонов, надо знать, как устроена система отсечки на углекислотной станции. Она имеет два
контура. Первый — отсечка по массе заполненной углекислоты, обеспеченная специально сконструированным для нас электронным устройством,
присоединенным к весам, неплохо функционирующему, на работу с маленькими баллонами однако не рассчитанным.

Второй — отсечка по давлению в линии,
обеспеченная электроконтактным манометром (ЭКМ), настроенным на отключение насоса при повышении давления более 40-50атм. Теперь надо иметь
виду, что обычно закачка баллонов велась при не слишком низких температурах, что-нибудь в районе -10… -15 градусов минимум.

Если
обратиться к фазовой диаграмме углекислоты, видно, что закачка в этих условиях до средних плотностей, превышающих 0,85, невозможна (даже при
несработке отсечки по массе и ошибках персонала) — сработает отсечка по давлению, а она на моей памяти еще ни разу не подводила.

Реально,
средняя плотность была даже еще ниже — порядка 0,7-0,75, так как закачка идет импульсами (толчками) и стрелка манометра постоянно дрожит,
а срабатывает он при первом же касании стрелкой контакта. Таким образом, если нарушения и были (а они, таки, наверное были!), реальный коэффициент
заполнения не превышал, видимо, 0,75кг ⁄л.

При этом даже при последующем нагреве баллона до 20-25°С давление в нем (сообразно той же
фазовой диаграмме) не поднималось выше 130-150 атмосфер, что для баллона не опасно. Однако, можно ожидать, что той зимней ночью (а были вообще
порядочные морозы), температура могла быть в районе -20 (а то и -25…-30) °С.

Из фазовой диаграммы видно, что в районе
этих температур траектории газожидкостных систем весьма пологи, давление в баллоне слабо зависит от коэффициента заполнения и, следовательно, даже
при температуре -20°С отсечка по давлению сработает только при достижении средней плотности в районе 1,0кг⁄л, а при понижении
температуры еще на пару градусов можно получить и 1,05 и даже 1,10.

Третий вопрос:

Нет никаких сомнений, что если некоторые раздолбаи не отладят работу отсечки по массе для ВСЕХ типов баллонов до надежности швейцарских часов, не
заинструктируют и не замордуют аппаратчиков до слез, то каждую зиму в начале оттепели, после того, как пару дней постоит мороз в -20…
-30 градусов, эти раздолбаи будут гибнуть через одного.

Или, как вариант, будут садится на тюремные нары, если накачанные в мороз баллоны будут
отгружены клиентам. Не говорите потом, что я вас не предупреждал. Я с вами сидеть не хочу! И своими руками обезвреживать такие баллоны путем
высверливания отверстия в вентиле — тоже!

Применение сжатых газов

Многие сжатые газы в настоящее время находят широкое применение в технике.

Сжатый воздух, например, применяется в работе различных пневматических инструментов: отбойных молотков, заклёпочных молотков, в разбрызгивателях краски и др.

На рисунке 141 показана схема устройства отбойного молотка. Сжатый воздух подаётся в молоток по шлангу М. Золотники Z, аналогичные применяемым в паровых машинах, направляют его поочерёдно то в заднюю, то в переднюю часть цилиндра.

Поэтому воздух давит на поршень Р то с одной, то с другой стороны, что вызывает быстрое возвратно-поступательное движение поршня и пики молотка В. Последняя наносит быстро следующие друг за другом удары, внедряется в уголь и откалывает куски его от массива.

Рис. 141. Схема устройства отбойного молотка.

Существуют также пескоструйные аппараты, которые дают сильную струю воздуха, смешанную с песком. Эти аппараты применяются, например, для очистки стен. Сейчас нередко можно видеть работу специальных аппаратов, применяемых для окраски стен, где краска распыляется сжатым воздухом.

Компрессор подаёт воздух по магистрали в стальной резервуар А. Поршень В тормозного цилиндра оказывается под одинаковым давлением справа и слева; поэтому соединённая с ним тормозная колодка D отжата от колеса. Если открыть тормозной кран М, то находящийся в магистрали под давлением воздух устремится в атмосферу;

клапан К захлопнется, и, таким образом, стальной резервуар изолируется от магистрали. Теперь давление на поршень В справа станет больше, чем давление слева, вследствие чего тормозная колодка прижмётся к ободу колеса. Если теперь кран М закрыть и снова подать в магистраль сжатый воздух, то восстановится первоначальное положение.

Рис. 142. Схема устройства железнодорожного пневматического тормоза.

В технике применяется не только сжатый воздух, но и некоторые другие газы, так, например, водород, ацетилен и кислород применяются при газовой сварке; аммиак используется в холодильном деле. Чтобы газы было удобно перевозить, их помещают в прочные стальные баллоны, накачивая до давления 60—200 am.

Рис. 142а. Внешний вид мощного компрессора.

Сжатие газов осуществляется с помощью мощных нагнетательных насосов — компрессоров.

На рисунке 143, а, б дана схема работы компрессора.

Компрессор состоит из цилиндра с поршнем и двумя клапанами; один из них входной, другой выходной. При движении поршня вниз (рис. 143, б) открывается входной клапан и в цилиндр поступает воздух из помещения; при движении поршня вверх (рис.

Существуют так называемые многоступенчатые компрессоры, в которых газ последовательно  

сжимается в трёх или четырёх цилиндрах. Такие компрессоры позволяют получить газ, сжатый до давления в тысячи атмосфер. На рисунке 142а изображён внешний вид одного из типов многоступенчатых компрессоров.

Рис. 143, а, б. Схема работы компрессора.

Услуги по физике:

  1. Заказать физику
  2. Заказать контрольную работу по физике
  3. Помощь по физике

Лекции по физике:

  1. Физические величины и их измерение
  2. Основные законы механики
  3. Прямолинейное равномерное движение
  4. Прямолинейное равнопеременное движение
  5. Сила
  6. Масса
  7. Взаимодействия тел
  8. Механическая энергия
  9. Импульс
  10. Вращение твердого тела
  11. Криволинейное движение тел
  12. Колебания
  13. Колебания и волны
  14. Механические колебания и волны
  15. Бегущая волна
  16. Стоячие волны
  17. Акустика
  18. Звук
  19. Звук и ультразвук
  20. Движение жидкости и газа
  21. Молекулярно-кинетическая теория
  22. Молекулярно-кинетическая теория строения вещества
  23. Молекулярно — кинетическая теория газообразного состояния вещества
  24. Теплота и работа
  25. Температура и теплота
  26. Термодинамические процессы
  27. Идеальный газ
  28. Уравнение состояния идеального газа
  29. Изменение внутренней энергии
  30. Переход вещества из жидкого состояния в газообразное и обратно
  31. Кипение, свойства паров, критическое состояние вещества
  32. Водяной пар в атмосфере
  33. Плавление и кристаллизация
  34. Тепловое расширение тел
  35. Энтропия
  36. Процессы перехода из одного агрегатного состояния в другое
  37. Тепловое расширение твердых и жидких тел
  38. Свойства жидкостей
  39. Свойства твёрдых тел
  40. Изменение агрегатного состояния вещества
  41. Тепловые двигатели
  42. Электрическое поле
  43. Постоянный ток
  44. Переменный ток
  45. Магнитное поле
  46. Электромагнитное поле
  47. Электромагнитное излучение
  48. Электрический заряд (Закон Кулона)
  49. Электрический ток в металлах
  50. Электрический ток в электролитах
  51. Электрический ток в газах и в вакууме
  52. Электрический ток в полупроводниках
  53. Электромагнитная индукция
  54. Работа, мощность и тепловое действие электрического тока
  55. Термоэлектрические явления
  56. Распространение электромагнитных волн
  57. Интерференционные явления
  58. Рассеяние
  59. Дифракция рентгеновских лучей на кристалле
  60. Двойное лучепреломление
  61. Магнитное поле и электромагнитная индукция
  62. Электромагнитные колебания и волны
  63. Природа света
  64. Распространение света
  65. Отражение и преломление света
  66. Оптические приборы и зрение
  67. Волновые свойства света
  68. Действия света
  69. Линзы и получение изображений с помощью линз
  70. Оптические приборы и глаз
  71. Фотометрия
  72. Излучение и спектры
  73. Квантовые свойства излучения
  74. Специальная теория относительности в физике
  75. Теория относительности
  76. Квантовая теория и природа поля
  77. Строение и свойства вещества
  78. Физика атомного ядра
  79. Строение атома

Химические свойства

При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя(с большинством химических элементов) и свойства восстановителя(только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

O2   2F2  →  2OF2

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремниемс образованием оксидов:

S O2 → SO2

  Si O2 → SiO2

1.3.Фосфоргорит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

4P      3O2  →   2P2O3

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

4P      5O2  →   2P2O5

1.4.С азотомкислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуя оксид азота (II):

    N2  O2→  2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием  и алюминием кислород  также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca       O2 → 2CaO

Однако при горении натрияв кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

    2Na O2→  Na2O2

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

    K O2→  KO2

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn O2→  2ZnO

Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe O2→  2FeO

4Fe 3O2→  2Fe2O3

3Fe 2O2→  Fe3O4

1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C     O2  →  CO2

 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C     O2  →  2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:

4FeS 7O2→  2Fe2O3 4SO2

Al4C3 6O2→  2Al2O3 3CO2

Ca3P2 4O2→  3CaO P2O5

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

  • летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды. При этом также образуются оксиды: 

2H2S 3O2→  2H2O 2SO2

Аммиакгорит с образованием простого вещества, азота:

4NH3 3O2→  2N2 6H2O

Аммиакокисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH3 5O2→  4NO 6H2O

  • прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS2 3O2→  CO2 2SO2

  • некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO O2→  2CO2

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):

4Fe(OH)2 O2 2H2O → 4Fe(OH)3

Кислород окисляет азотистую кислоту:

2HNO2 O2 → 2HNO3

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH4 2O2→  CO2 2H2O

2CH4 3O2→  2CO 4H2O

CH4 O2→  C  2H2O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

2CH2=CH2 O2 → 2CH3-CH=O

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий