Hovedemnet for at studere termodynamikken i gassystemer er ændringen i termodynamiske tilstande. Som et resultat af sådanne ændringer kan gassen udføre arbejde og lagre intern energi. Lad os i artiklen nedenfor studere forskellige termodynamiske overgange i en ideel gas. Der vil blive lagt særlig vægt på at studere grafen for den isotermiske proces.
Ideelle gasser
At dømme efter selve navnet, kan vi sige, at 100 % ideelle gasser ikke findes i naturen. Men mange rigtige stoffer opfylder dette koncept med praktisk nøjagtighed.
En ideel gas er enhver gas, hvor vekselvirkninger mellem dens partikler og deres størrelser kan negligeres. Begge betingelser er kun opfyldt, hvis molekylernes kinetiske energi vil være meget større end den potentielle energi af bindingerne mellem dem, og afstandene mellem molekylerne vil være meget større end partikelstørrelsen.
For at bestemme, hvilken der erHvis den gas, der undersøges, er ideel, kan du bruge en simpel tommelfingerregel: Hvis temperaturen i systemet er over stuetemperatur, er trykket ikke meget forskelligt fra atmosfærisk tryk eller mindre end det, og de molekyler, der udgør systemet er kemisk inerte, så vil gassen være ideel.
Hovedlov
Vi taler om den ideelle gasligning, som også kaldes Clapeyron-Mendeleev-loven. Denne ligning blev skrevet ned i 30'erne af det XIX århundrede af den franske ingeniør og fysiker Emile Clapeyron. Et par årtier senere bragte den russiske kemiker Mendeleev det til sin moderne form. Denne ligning ser sådan ud:
PV=nRT.
På venstre side af ligningen er produktet af tryk P og volumen V, på højre side af ligningen er produktet af temperatur T og mængden af stof n. R er den universelle gaskonstant. Bemærk, at T er den absolutte temperatur, som måles i Kelvin.
Clapeyron-Mendeleev-loven blev først opnået fra resultaterne af tidligere gaslove, det vil sige, den var udelukkende baseret på forsøgsbasen. Med udviklingen af moderne fysik og den kinetiske teori om væsker kan den ideelle gasligning udledes ved at overveje den mikroskopiske opførsel af systemets partikler.
Isotermisk proces
Uanset om denne proces foregår i gasser, væsker eller faste stoffer, har den en meget klar definition. En isoterm overgang er en overgang mellem to tilstande, hvor systemets temperaturbevares, det vil sige forbliver uændret. Derfor vil grafen for den isotermiske proces i tidsakserne (x-aksen) - temperatur (y-aksen) være en vandret linje.
Med hensyn til en ideel gas, bemærker vi, at den isotermiske overgang for den kaldes Boyle-Mariotte-loven. Denne lov blev opdaget eksperimentelt. Desuden blev han den første på dette område (anden halvdel af det 17. århundrede). Det kan opnås af enhver elev, hvis han overvejer gassens opførsel i et lukket system (n=const) ved en konstant temperatur (T=const). Ved at bruge tilstandsligningen får vi:
nRT=const=>
PV=konst.
Den sidste ligestilling er Boyle-Mariotte-loven. I fysiklærebøger kan du også finde denne skriveform:
P1 V1=P2 V 2.
Under overgangen fra isotermisk tilstand 1 til termodynamisk tilstand 2 forbliver produktet af volumen og tryk konstant for et lukket gassystem.
Den studerede lov taler om omvendt proportionalitet mellem værdierne af P og V:
P=const / V.
Dette betyder, at grafen for den isotermiske proces i en ideel gas vil være en hyperbelkurve. Tre hyperbler er vist i figuren nedenfor.
Hver af dem kaldes en isoterm. Jo højere temperatur i systemet er, jo længere fra koordinatakserne vil isotermen være. Fra figuren ovenfor kan vi konkludere, at grøn svarer til den højeste temperatur i systemet og blå til den laveste, forudsat at mængden af stof i alle tresystemerne er de samme. Hvis alle isotermerne i figuren er bygget til samme temperatur, så betyder det, at den grønne kurve svarer til det største system i forhold til stofmængden.
Ændring i intern energi under en isotermisk proces
I idealgassernes fysik forstås intern energi som kinetisk energi forbundet med molekylers rotations- og translationsbevægelse. Fra den kinetiske teori er det let at opnå følgende formel for den indre energi U:
U=z / 2nRT.
Hvor z er antallet af grader af fri bevægelighed for molekyler. Det spænder fra 3 (monatomisk gas) til 6 (polyatomiske molekyler).
I tilfælde af en isoterm proces, forbliver temperaturen konstant, hvilket betyder, at den eneste årsag til ændringen i indre energi er udgangen eller ankomsten af stofpartikler ind i systemet. I lukkede systemer bevares intern energi under en isoterm ændring i deres tilstand.
Isobariske og isokoriske processer
Ud over Boyle-Mariotte-loven er der yderligere to grundlæggende gaslove, som også blev opdaget eksperimentelt. De bærer navnene på den franske Charles og Gay-Lussac. Matematisk er de skrevet sådan her:
V / T=const når P=const;
P / T=const når V=const.
Charles lov siger, at under en isobar proces (P=const) afhænger volumenet lineært af den absolutte temperatur. Gay-Lussacs lov indikerer et lineært forhold mellem tryk og absolut temperatur ved isokoriskovergang (V=const).
Af de givne ligheder følger det, at graferne for isobariske og isokoriske overgange adskiller sig væsentligt fra den isotermiske proces. Hvis isotermen har form som en hyperbel, så er isobaren og isokoren lige linjer.
Isobarisk-isotermisk proces
Når man overvejer gaslovene, glemmes det nogle gange, at ud over værdierne af T, P og V kan værdien af n i Clapeyron-Mendeleev-loven også ændre sig. Hvis vi fikserer trykket og temperaturen, får vi ligningen for den isobariske-isotermiske overgang:
n / V=const når T=const, P=const.
Det lineære forhold mellem mængden af stof og volumen antyder, at forskellige gasser, der indeholder den samme mængde stof, under de samme forhold optager lige store volumener. For eksempel, under normale forhold (0 oC, 1 atmosfære), er det molære volumen af enhver gas 22,4 liter. Den betragtede lov kaldes Avogadros princip. Det ligger til grund for D altons lov om ideelle gasblandinger.
