Die hoofonderwerp van die bestudering van die termodinamika van gasstelsels is die verandering in termodinamiese toestande. As gevolg van sulke veranderinge kan die gas werk doen en interne energie stoor. Kom ons bestudeer in die artikel hieronder verskillende termodinamiese oorgange in 'n ideale gas. Daar sal veral aandag gegee word aan die bestudering van die grafiek van die isotermiese proses.
Ideale gasse
Te oordeel aan die einste naam, kan ons sê dat 100% ideale gasse nie in die natuur bestaan nie. Baie werklike stowwe voldoen egter met praktiese akkuraatheid aan hierdie konsep.
'n Ideale gas is enige gas waarin interaksies tussen sy deeltjies en hul groottes verwaarloos kan word. Beide voorwaardes word slegs bevredig as die kinetiese energie van die molekules baie groter sal wees as die potensiële energie van die bindings tussen hulle, en die afstande tussen die molekules sal baie groter as die deeltjiegrootte wees.
Om te bepaal watter isAs die gas wat bestudeer word ideaal is, kan jy 'n eenvoudige reël gebruik: as die temperatuur in die stelsel bo kamertemperatuur is, verskil die druk nie baie van atmosferiese druk of minder as dit nie, en die molekules waaruit die stelsel bestaan. chemies inert is, dan sal die gas ideaal wees.
Hoofwet
Ons praat van die ideale gasvergelyking, wat ook die Clapeyron-Mendeleev-wet genoem word. Hierdie vergelyking is in die 30's van die XIX eeu deur die Franse ingenieur en fisikus Emile Clapeyron neergeskryf. 'n Paar dekades later het die Russiese chemikus Mendeleev dit tot sy moderne vorm gebring. Hierdie vergelyking lyk soos volg:
PV=nRT.
Aan die linkerkant van die vergelyking is die produk van druk P en volume V, aan die regterkant van die vergelyking is die produk van temperatuur T en die hoeveelheid stof n. R is die universele gaskonstante. Let daarop dat T die absolute temperatuur is, wat in Kelvin gemeet word.
Die Clapeyron-Mendeleev-wet is eers verkry uit die resultate van vorige gaswette, dit wil sê, dit was uitsluitlik op die eksperimentele basis gebaseer. Met die ontwikkeling van moderne fisika en die kinetiese teorie van vloeistowwe, kan die ideale gasvergelyking afgelei word deur die mikroskopiese gedrag van die deeltjies van die sisteem in ag te neem.
Isotermiese proses
Ongeag of hierdie proses in gasse, vloeistowwe of vaste stowwe plaasvind, dit het 'n baie duidelike definisie. 'n Isotermiese oorgang is 'n oorgang tussen twee toestande waarin die temperatuur van die sisteembewaar, dit wil sê, bly onveranderd. Daarom sal die grafiek van die isotermiese proses in die tyd-as (x-as) - temperatuur (y-as) 'n horisontale lyn wees.
Wat 'n ideale gas betref, let ons daarop dat die isotermiese oorgang daarvoor die Boyle-Mariotte-wet genoem word. Hierdie wet is eksperimenteel ontdek. Boonop het hy die eerste in hierdie gebied geword (tweede helfte van die 17de eeu). Dit kan deur elke student verkry word as hy die gedrag van gas in 'n geslote sisteem (n=const) by 'n konstante temperatuur (T=const) in ag neem. Deur die toestandsvergelyking te gebruik, kry ons:
nRT=konst=>
PV=konst.
Die laaste gelykheid is die Boyle-Mariotte-wet. In fisika handboeke, kan jy ook hierdie vorm van skryf dit vind:
P1 V1=P2 V 2.
Tydens die oorgang van isotermiese toestand 1 na termodinamiese toestand 2, bly die produk van volume en druk konstant vir 'n geslote gasstelsel.
Die bestudeerde wet praat van omgekeerde proporsionaliteit tussen die waardes van P en V:
P=konst / V.
Dit beteken dat die grafiek van die isotermiese proses in 'n ideale gas 'n hiperboolkromme sal wees. Drie hiperbole word in die figuur hieronder getoon.
Elkeen van hulle word 'n isoterm genoem. Hoe hoër die temperatuur in die stelsel, hoe verder van die koördinaat-asse af sal die isoterm wees. Uit die figuur hierbo kan ons aflei dat groen ooreenstem met die hoogste temperatuur in die sisteem, en blou met die laagste, mits die hoeveelheid stof in al driestelsels is dieselfde. As al die isoterme in die figuur vir dieselfde temperatuur gebou is, dan beteken dit dat die groen kurwe ooreenstem met die grootste sisteem in terme van die hoeveelheid stof.
Verandering in interne energie tydens 'n isotermiese proses
In die fisika van ideale gasse word interne energie verstaan as kinetiese energie wat verband hou met die rotasie- en translasiebeweging van molekules. Uit die kinetiese teorie is dit maklik om die volgende formule vir die interne energie U te verkry:
U=z / 2nRT.
Waar z die aantal grade van vrye beweging van molekules is. Dit wissel van 3 (monatomiese gas) tot 6 (poliatomiese molekules).
In die geval van 'n isotermiese proses, bly die temperatuur konstant, wat beteken dat die enigste rede vir die verandering in interne energie die uittrede of aankoms van materiedeeltjies in die sisteem is. Dus, in geslote sisteme, tydens 'n isotermiese verandering in hul toestand, word interne energie bewaar.
Isobariese en isochoriese prosesse
Benewens die Boyle-Mariotte-wet, is daar nog twee basiese gaswette wat ook eksperimenteel ontdek is. Hulle dra die name van die Franse Charles en Gay-Lussac. Wiskundig is hulle soos volg geskryf:
V / T=konst wanneer P=konst;
P / T=konst wanneer V=konst.
Charles se wet sê dat tydens 'n isobariese proses (P=const) die volume lineêr afhang van die absolute temperatuur. Gay-Lussac se wet dui op 'n lineêre verband tussen druk en absolute temperatuur by isochorieseoorgang (V=konst).
Uit die gegewe gelykhede volg dit dat die grafieke van isobariese en isochoriese oorgange aansienlik verskil van die isotermiese proses. As die isoterm die vorm van 'n hiperbool het, dan is die isobalk en isochoor reguit lyne.
Isobariese-isotermiese proses
Wanneer die gaswette oorweeg word, word dit soms vergeet dat, benewens die waardes van T, P en V, die waarde van n in die Clapeyron-Mendeleev-wet ook kan verander. As ons die druk en temperatuur vasstel, kry ons die vergelyking van die isobaries-isotermiese oorgang:
n / V=konst wanneer T=konst, P=konst.
Die lineêre verwantskap tussen die hoeveelheid stof en volume dui daarop dat onder dieselfde toestande verskillende gasse wat dieselfde hoeveelheid stof bevat, gelyke volumes beslaan. Byvoorbeeld, onder normale toestande (0 oC, 1 atmosfeer), is die molêre volume van enige gas 22,4 liter. Die oorwoë wet word Avogadro se beginsel genoem. Dit onderlê D alton se wet van ideale gasmengsels.
