Hovedemnet for å studere termodynamikken til gasssystemer er endringen i termodynamiske tilstander. Som et resultat av slike endringer kan gassen utføre arbeid og lagre intern energi. La oss studere i artikkelen nedenfor forskjellige termodynamiske overganger i en ideell gass. Spesiell oppmerksomhet vil bli gitt til å studere grafen for den isotermiske prosessen.
Ideelle gasser
Etter selve navnet å dømme kan vi si at 100 % ideelle gasser ikke finnes i naturen. Imidlertid tilfredsstiller mange virkelige stoffer dette konseptet med praktisk nøyaktighet.
En ideell gass er enhver gass der interaksjoner mellom partiklene og deres størrelser kan neglisjeres. Begge betingelsene er bare oppfylt hvis den kinetiske energien til molekylene vil være mye større enn den potensielle energien til bindingene mellom dem, og avstandene mellom molekylene vil være mye større enn partikkelstørrelsen.
For å bestemme hvilken som erHvis gassen som studeres er ideell, kan du bruke en enkel tommelfingerregel: hvis temperaturen i systemet er over romtemperatur, er trykket ikke veldig forskjellig fra atmosfærisk trykk eller mindre enn det, og molekylene som utgjør systemet er kjemisk inerte, vil gassen være ideell.
Hovedlov
Vi snakker om den ideelle gassligningen, som også kalles Clapeyron-Mendeleev-loven. Denne ligningen ble skrevet ned på 30-tallet av XIX århundre av den franske ingeniøren og fysikeren Emile Clapeyron. Noen tiår senere brakte den russiske kjemikeren Mendeleev den til sin moderne form. Denne ligningen ser slik ut:
PV=nRT.
På venstre side av ligningen er produktet av trykk P og volum V, på høyre side av ligningen er produktet av temperatur T og mengden stoff n. R er den universelle gasskonstanten. Merk at T er den absolutte temperaturen, som måles i Kelvin.
Clapeyron-Mendeleev-loven ble først hentet fra resultatene av tidligere gasslover, det vil si at den var basert utelukkende på eksperimentell base. Med utviklingen av moderne fysikk og den kinetiske teorien om fluider, kan den ideelle gassligningen utledes fra å vurdere den mikroskopiske oppførselen til partiklene i systemet.
Isotermisk prosess
Uavhengig av om denne prosessen skjer i gasser, væsker eller faste stoffer, har den en veldig klar definisjon. En isoterm overgang er en overgang mellom to tilstander hvor temperaturen i systemetbevart, det vil si forblir uendret. Derfor vil grafen for den isotermiske prosessen i tidsaksene (x-aksen) - temperatur (y-aksen) være en horisontal linje.
Når det gjelder en ideell gass, merker vi at den isotermiske overgangen for den kalles Boyle-Mariotte-loven. Denne loven ble oppdaget eksperimentelt. Dessuten ble han den første i dette området (andre halvdel av 1600-tallet). Det kan oppnås av hver elev hvis han vurderer oppførselen til gass i et lukket system (n=const) ved en konstant temperatur (T=const). Ved å bruke tilstandsligningen får vi:
nRT=const=>
PV=const.
Den siste likestillingen er Boyle-Mariotte-loven. I fysikklærebøker kan du også finne denne skriveformen:
P1 V1=P2 V 2.
Under overgangen fra isotermisk tilstand 1 til termodynamisk tilstand 2 forblir produktet av volum og trykk konstant for et lukket gasssystem.
Den studerte loven snakker om omvendt proporsjonalitet mellom verdiene til P og V:
P=const / V.
Dette betyr at grafen for den isotermiske prosessen i en ideell gass vil være en hyperbelkurve. Tre hyperbler er vist i figuren nedenfor.
Hver av dem kalles en isoterm. Jo høyere temperatur i systemet er, jo lenger fra koordinataksene vil isotermen være. Fra figuren over kan vi konkludere med at grønt tilsvarer den høyeste temperaturen i systemet, og blått til den laveste, forutsatt at stoffmengden i alle tresystemene er de samme. Hvis alle isotermene i figuren er bygget for samme temperatur, betyr dette at den grønne kurven tilsvarer det største systemet når det gjelder stoffmengde.
Endring i intern energi under en isoterm prosess
I fysikken til ideelle gasser forstås intern energi som kinetisk energi assosiert med rotasjons- og translasjonsbevegelsen til molekyler. Fra den kinetiske teorien er det lett å få følgende formel for den indre energien U:
U=z / 2nRT.
Hvor z er antall grader av fri bevegelse av molekyler. Den varierer fra 3 (monatomisk gass) til 6 (polyatomiske molekyler).
Ved en isoterm prosess forblir temperaturen konstant, noe som betyr at den eneste årsaken til endringen i indre energi er utgangen eller ankomsten av partikler av materie inn i systemet. I lukkede systemer, under en isoterm endring i deres tilstand, blir intern energi bevart.
Isobariske og isokoriske prosesser
I tillegg til Boyle-Mariotte-loven, er det ytterligere to grunnleggende gasslover som også ble oppdaget eksperimentelt. De bærer navnene til franskmennene Charles og Gay-Lussac. Matematisk er de skrevet slik:
V / T=const når P=const;
P / T=const når V=const.
Charles lov sier at under en isobar prosess (P=const) avhenger volumet lineært av den absolutte temperaturen. Gay-Lussacs lov indikerer et lineært forhold mellom trykk og absolutt temperatur ved isokoriskovergang (V=const).
Av de gitte likhetene følger det at grafene for isobariske og isokoriske overganger skiller seg vesentlig fra den isotermiske prosessen. Hvis isotermen har form som en hyperbel, er isobaren og isokoren rette linjer.
Isobarisk-isotermisk prosess
Når man vurderer gasslovene, glemmes det noen ganger at i tillegg til verdiene til T, P og V, kan verdien av n i Clapeyron-Mendeleev-loven også endre seg. Hvis vi fikserer trykket og temperaturen, får vi ligningen for den isobariske-isotermiske overgangen:
n / V=const når T=const, P=const.
Det lineære forholdet mellom mengde stoff og volum antyder at forskjellige gasser som inneholder samme mengde stoff under de samme forholdene opptar like store volumer. For eksempel, under normale forhold (0 oC, 1 atmosfære), er molvolumet til enhver gass 22,4 liter. Den vurderte loven kalles Avogadros prinsipp. Den ligger til grunn for D altons lov om ideelle gassblandinger.
