Huvudämnet för att studera termodynamiken i gassystem är förändringen i termodynamiska tillstånd. Som ett resultat av sådana förändringar kan gasen utföra arbete och lagra intern energi. Låt oss i artikeln nedan studera olika termodynamiska övergångar i en idealgas. Särskild uppmärksamhet kommer att ägnas åt att studera grafen för den isotermiska processen.
Ideala gaser
Av själva namnet att döma kan vi säga att 100 % idealgaser inte finns i naturen. Men många verkliga ämnen uppfyller detta koncept med praktisk noggrannhet.
En idealgas är vilken gas som helst där interaktioner mellan dess partiklar och deras storlekar kan försummas. Båda villkoren är uppfyllda endast om den kinetiska energin för molekylerna kommer att vara mycket större än den potentiella energin för bindningarna mellan dem, och avstånden mellan molekylerna kommer att vara mycket större än partikelstorleken.
För att avgöra vilken som ärOm gasen som studeras är idealisk kan du använda en enkel tumregel: om temperaturen i systemet är över rumstemperatur skiljer sig trycket inte mycket från atmosfärstrycket eller lägre än det, och molekylerna som utgör systemet är kemiskt inerta, då blir gasen idealisk.
Huvudlag
Vi talar om den ideala gasekvationen, som också kallas Clapeyron-Mendeleev-lagen. Denna ekvation skrevs ner på 30-talet av XIX-talet av den franske ingenjören och fysikern Emile Clapeyron. Några decennier senare förde den ryske kemisten Mendeleev det till sin moderna form. Den här ekvationen ser ut så här:
PV=nRT.
På vänster sida av ekvationen finns produkten av tryck P och volym V, på höger sida av ekvationen är produkten av temperatur T och mängden ämne n. R är den universella gaskonstanten. Observera att T är den absoluta temperaturen, som mäts i Kelvin.
Lagen Clapeyron-Mendeleev erhölls först från resultaten av tidigare gaslagar, det vill säga den baserades enbart på den experimentella basen. Med utvecklingen av modern fysik och den kinetiska teorin om vätskor, kan den ideala gasekvationen härledas från att beakta det mikroskopiska beteendet hos systemets partiklar.
Isotermisk process
Oavsett om denna process sker i gaser, vätskor eller fasta ämnen, har den en mycket tydlig definition. En isotermisk övergång är en övergång mellan två tillstånd där systemets temperaturbevarad, det vill säga förblir oförändrad. Därför kommer grafen för den isotermiska processen i tidsaxlarna (x-axeln) - temperatur (y-axeln) att vara en horisontell linje.
Angående en idealgas noterar vi att den isotermiska övergången för den kallas Boyle-Mariottes lag. Denna lag upptäcktes experimentellt. Dessutom blev han den förste i detta område (andra hälften av 1600-talet). Den kan erhållas av varje elev om han beaktar gasens beteende i ett slutet system (n=const) vid en konstant temperatur (T=const). Med hjälp av tillståndsekvationen får vi:
nRT=const=>
PV=konst.
Den sista jämställdheten är Boyle-Mariotte-lagen. I fysikläroböcker kan du också hitta den här formen för att skriva den:
P1 V1=P2 V 2.
Under övergången från isotermiskt tillstånd 1 till termodynamiskt tillstånd 2 förblir produkten av volym och tryck konstant för ett slutet gassystem.
Den studerade lagen talar om omvänd proportionalitet mellan värdena på P och V:
P=const / V.
Detta betyder att grafen för den isotermiska processen i en idealgas kommer att vara en hyperbelkurva. Tre hyperboler visas i figuren nedan.
Var och en av dem kallas en isoterm. Ju högre temperatur i systemet är, desto längre bort från koordinataxlarna kommer isotermen att vara. Av figuren ovan kan vi dra slutsatsen att grönt motsvarar den högsta temperaturen i systemet och blått till den lägsta, förutsatt att mängden ämne i alla tresystem är detsamma. Om alla isotermerna i figuren är byggda för samma temperatur, så betyder det att den gröna kurvan motsvarar det största systemet vad gäller mängden ämne.
Förändring av intern energi under en isotermisk process
Inom idealgasernas fysik förstås intern energi som kinetisk energi associerad med molekylers rotations- och translationsrörelse. Från den kinetiska teorin är det lätt att få följande formel för den inre energin U:
U=z / 2nRT.
Där z är antalet grader av fri rörlighet för molekyler. Det sträcker sig från 3 (monatomisk gas) till 6 (polyatomiska molekyler).
I fallet med en isoterm process förblir temperaturen konstant, vilket innebär att den enda anledningen till förändringen i inre energi är utträdet eller ankomsten av partiklar av materia in i systemet. Sålunda, i slutna system, under en isotermisk förändring av deras tillstånd, bevaras intern energi.
Isobariska och isokoriska processer
Förutom Boyle-Mariotte-lagen finns det ytterligare två grundläggande gaslagar som också upptäcktes experimentellt. De bär namnen på franska Charles och Gay-Lussac. Matematiskt skrivs de så här:
V / T=const när P=const;
P / T=const när V=const.
Charles lag säger att under en isobar process (P=const) beror volymen linjärt på den absoluta temperaturen. Gay-Lussacs lag indikerar ett linjärt samband mellan tryck och absolut temperatur vid isokoriskövergång (V=const).
Av de givna likheterna följer att graferna för isobariska och isokoriska övergångar skiljer sig väsentligt från den isotermiska processen. Om isotermen har formen av en hyperbel är isobaren och isokoren raka linjer.
Isobarisk-isotermisk process
När man överväger gaslagarna glömmer man ibland bort att, förutom värdena på T, P och V, kan värdet på n i Clapeyron-Mendeleev-lagen också ändras. Om vi fixerar trycket och temperaturen får vi ekvationen för den isobariska-isotermiska övergången:
n / V=const när T=const, P=const.
Det linjära sambandet mellan mängden ämne och volymen tyder på att under samma förhållanden upptar olika gaser som innehåller samma mängd ämne lika volymer. Till exempel, under normala förhållanden (0 oC, 1 atmosfär), är den molära volymen för en gas 22,4 liter. Den övervägda lagen kallas Avogadros princip. Det ligger till grund för D altons lag om ideala gasblandningar.
