Welk gas wordt ideaal genoemd? Ideaal gas, definitie en eigenschappen

Met dit voorbeeld kunnen we in detail bekijken hoe wiskundige modellen worden omgezet in fysieke modellen.

Allereerst is een ideaal gas wiskundig gasmodel. En met wiskundig Vanuit gezichtspunt is het idee heel eenvoudig: de atomen (of moleculen) van dit gas ‘zien’ elkaar niet. Dat wil zeggen dat elk deeltje het vat als volledig leeg beschouwt. Dergelijke deeltjes kunnen door elkaar heen gaan. Hieruit volgt bijvoorbeeld dat alle deeltjes zich op één ruimtelijk punt kunnen verzamelen.

Aan de andere kant is een ideaal gas dat wel fysiek termijn. Dit betekent dat we moeten begrijpen welke natuurkunde hiervoor verantwoordelijk is wiskundig model.

a) Dus, ten eerste, als atomen elkaar niet willen ‘zien’, mogen er geen potentiële interactiekrachten tussen hen bestaan, dat wil zeggen krachten die afhankelijk zijn van de afstand tussen de deeltjes. In termen van energie klinkt deze vereiste als volgt: “de potentiële energie van deeltjesinteractie is nul.” Zo’n strikte gelijkheid aan nul is nog steeds wiskunde, in de natuurkunde kunnen we deze voorwaarde verzachten door te zeggen ‘potentiële energie van deeltjesinteractie veel minder...". Wat? Energie kan alleen worden vergeleken met energie, en kinetische energie levert de grootste bijdrage aan een systeem van bewegende deeltjes. En hier is onze eerste voorwaarde:

1) De potentiële interactie-energie van gasdeeltjes is veel kleiner dan hun kinetische energie.

b) In het wiskundige model worden moleculen weergegeven als wiskundige punten, dat wil zeggen zonder grootte. In de echte wereld kunnen we dit niet eisen. Hoe kunnen we deze toestand fysiek formuleren? Waarom hebben we dimensieloze moleculen nodig? Zodat ze niet met elkaar in botsing komen. We kunnen de botsing van deeltjes die niet groter zijn dan nul niet verbieden zonder afstotende krachten in het systeem te introduceren. Maar met het eerste punt hebben we de afstotende krachten uitgesloten. Dan zullen we botsingen in het systeem moeten toestaan, maar wel met het opleggen van 3 voorwaarden: zelden, snel en zonder energieverlies. En hier zijn nog 3 punten:

2) Het gemiddelde vrije pad van deeltjes (dat wil zeggen de afstand die wordt afgelegd tussen twee opeenvolgende botsingen) is veel groter dan hun grootte.

3) De botsingstijd is verwaarloosbaar.

4) Alle Centennials vinden plaats zonder energieverlies.

We zullen de punten 3) en 4) uitbreiden tot aanvaringen met de wanden van het schip. Als aan alle vier de eisen is voldaan, kunnen we ons gas als ideaal beschouwen.

c) Nog een interessant detail. Onze botsingen introduceren iets in het systeem. Namelijk veranderingen in snelheden. Bovendien de module en richting. Dus wat de verdeling van de snelheden ook is in het begin, na vele botsingen zullen ze volgens Maxwell al verdeeld zijn. Daarom moeten we strikt genomen eisen dat de verdeling van de snelheden in eerste instantie zo verloopt. Dan zullen onze botsingen de oorspronkelijke fysica van het systeem niet beïnvloeden:

5) Deeltjes in het systeem hebben willekeurige snelheden verdeeld volgens de wet van Maxwell.

Impliciet hebben we al de toepasbaarheid van de wet van Newton in het systeem geëist (bijvoorbeeld voor de wet van behoud van momentum):

6) De wetten van Newton zijn van toepassing in het systeem.

Het eenvoudigste studieobject is een ideaal gas. Een ideaal gas is een gas waarvan de moleculen een verwaarloosbare grootte hebben en op afstand geen interactie hebben. En tijdens botsingen werken ze samen als perfect elastische ballen. Een ideaal gas is een abstractie. Maar dit concept is nuttig, omdat het de technische berekeningen van warmtemotoren en de processen die daarin plaatsvinden vereenvoudigt.

De belangrijkste parameters van een gas die zijn toestand karakteriseren zijn volume, druk, , en temperatuur, .

3. Atomaire massa-eenheid (aum).

De molecuulmassa's zijn erg klein,
10 -27 kg. Om de massa's van atomen en moleculen te karakteriseren, worden daarom hoeveelheden gebruikt die de atomaire massa-eenheid van een element of molecuul worden genoemd,

01.00 uur = 1,67 10-27kg=
.

De massa's van alle atomen en moleculen worden gemeten in amu:

= 12 uur,
= 14 uur,
= 16 amu

Relatief moleculair (
) of atomair ( ) massa is de verhouding tussen de massa van een molecuul of atoom en (1/12) de massa van een koolstofatoom
.

Zoals uit de definitie blijkt
- dimensieloze hoeveelheden. Eenheid van massa gelijk aan (1/12) de massa van een koolstofatoom
de atomaire massa-eenheid genoemd. (a.e.m.). Laten we deze eenheid (d.w.z. amu), uitgedrukt in kilogram, aanduiden met
. Dan zal de massa van het atoom gelijk zijn
, en de massa van het molecuul is
.

Een hoeveelheid van een stof die een aantal deeltjes (atomen of moleculen) bevat dat gelijk is aan het aantal atomen in 0,012 kg van de isotoop
, heet een mol.

Het aantal deeltjes in een mol van een stof wordt het getal van Avogadro genoemd.
= 6,022 10 23 mol-1. De massa van een mol wordt de molaire massa genoemd.

(1)

In het geval van koolstof

= 1,66 10-27 kg.

Uit (2) volgt dat

= 0,001 kg/mol. (3)

Als we (3) vervangen door (1), hebben we dat

= 0,001
kg/mol

=
g/mol.

De massa van een mol, uitgedrukt in grammen, is dus numeriek gelijk aan de relatieve molecuulmassa.

= 12 amu
= 12 g/mol,

= 16 amu
= 16 g/mol,

= 32 uur

= 32 g/mol.

4. Eigenschappen van een ideaal gas.

De afmetingen van de moleculen zijn ongeveer 1 A = 10 -10 m.

De druk is gelijk aan de kracht die loodrecht op een oppervlakte-eenheid werkt,
. De druk in SI wordt gemeten in Pa (pascal). Pa = n/m 2, 1 kg/cm 2 = 1 atm = 9,8 10 4 Pa, 1 mm Hg. = 133 Pa.

5. Mendelejev-Clapeyron-vergelijking.

Bij lage dichtheden gehoorzamen gassen aan de vergelijking

Vergelijking van staat Ideaal gas Mendelejev-Clapeyron, - aantal moedervlekken, = 8,31 J/mol K. De vergelijking kan een andere vorm krijgen als je de hoeveelheden invoert

= 1,38 10 -23 J/K:

.

Als
is dan de concentratie van deeltjes

.

Als
, Dat

.

Deze uitdrukking wordt gebruikt in de aerodynamica.

6. Basisvergelijking van de kinetische gastheorie (Clausius-vergelijking).

De basisvergelijking van de moleculaire kinetische theorie verbindt de parameters van de toestand van een gas met de kenmerken van de beweging van moleculen.

Om de vergelijking af te leiden, wordt een statistische methode gebruikt, dat wil zeggen dat de kenmerken van individuele gasmoleculen bekend zijn
(concentratie) kan worden gevonden - gasdruk, kenmerken van het gehele gas.

Om de vergelijking af te leiden, beschouwen we een monatomisch ideaal gas. Moleculen bewegen chaotisch. De snelheden van moleculen zijn verschillend. Laten we aannemen dat het aantal onderlinge botsingen tussen gasmoleculen verwaarloosbaar is vergeleken met het aantal botsingen op de wanden van het vat; botsingen van moleculen met de wanden van het vat zijn absoluut elastisch. Laten we de druk op de wanden van het vat bepalen, ervan uitgaande dat het gas zich in een kubusvormig vat met een rand bevindt . We zoeken naar druk als het gemiddelde resultaat van de inslag van gasmoleculen op de wanden van het vat.

1). Volgens de derde wet van Newton krijgt de muur momentum van elk molecuul

2). Tijdens
sites
bereiken alleen die moleculen die zich in het volume bevinden

3). Het aantal van deze moleculen in volume
gelijk aan

.

4). Het aantal impacts op het platform is gelijk aan
.

5). Wanneer moleculen botsen, brengen ze momentum over naar het gebied

Gezien dat
- kracht en
- druk,

we hebben voor druk

(1)

Als het gasvolume bevat
moleculen die met snelheden bewegen
, dan moeten we het concept van de wortelgemiddelde kwadratische snelheid introduceren met behulp van de formule

. (2)

Dan zal uitdrukking (1) de vorm aannemen

=

Basisvergelijking van de kinetische theorie van gassen.

Deze vergelijking kan worden herschikt door dat op te merken

.

.

Aan de andere kant

.

.

De gemiddelde kinetische energie van de chaotische beweging van moleculen is recht evenredig met de temperatuur en is niet afhankelijk van de massa. Bij T=0
= 0, de beweging van gasmoleculen stopt en de druk is nul.

Absolute temperatuur, T is een maat voor de gemiddelde kinetische energie voorwaartse beweging ideale gasmoleculen. Maar dit geldt alleen bij gematigde temperaturen, zolang er geen verval of ionisatie van moleculen en atomen plaatsvindt. Als het aantal deeltjes in het systeem klein is, is dit ook onjuist, aangezien het onmogelijk is om het concept van de gemiddelde kwadratische snelheid te introduceren.

Van
En
zou moeten

=.

Een ideaal gas is een theoretische generalisatie die door natuurkundigen wordt gebruikt om de waarschijnlijkheidstheorie te analyseren. Een ideaal gas bestaat uit moleculen die elkaar afstoten en geen interactie hebben met de wanden van de container. In een ideaal gas is er geen aantrekkingskracht of afstoting tussen moleculen, en er gaat geen energie verloren tijdens botsingen. Een ideaal gas kan volledig worden beschreven aan de hand van verschillende parameters: volume, dichtheid en temperatuur.

De toestandsvergelijking voor een ideaal gas, algemeen bekend als de ideale gaswet, is:

In de vergelijking is N het aantal moleculen en k de constante van Boltzmann, die ongeveer 14.000 Joule per Kelvin bedraagt. Het belangrijkste is dat druk en volume omgekeerd evenredig met elkaar zijn, en direct evenredig met de temperatuur. Dit betekent dat als de druk verdubbelt en de temperatuur gelijk blijft, het volume van het gas ook zal verdubbelen. Als het volume van het gas verdubbelt en de druk constant blijft, zal de temperatuur verdubbelen. In de meeste gevallen wordt aangenomen dat het aantal moleculen in een gas constant is.

Botsingen tussen gasmoleculen zijn niet perfect elastisch en er gaat een deel van de energie verloren. Er zijn ook elektrostatische interactiekrachten tussen gasmoleculen. Maar voor de meeste situaties ligt de ideale gaswet zo dicht mogelijk bij het werkelijke gedrag van gassen. Een formule voor de relatie tussen druk, volume en temperatuur kan een wetenschapper helpen intuïtief het gedrag van een gas te begrijpen.

Praktisch gebruik

De ideale gaswet is de eerste vergelijking waarmee leerlingen kennis maken als ze gassen bestuderen in natuurkunde of natuurkundelessen. De Van der Waals-vergelijking, die verschillende kleine correcties bevat op de basisaannames van de ideale gaswet, is dat ook integraal deel veel introductiecursussen. In de praktijk zijn deze verschillen zo klein dat als de ideale gaswet niet op dit specifieke geval van toepassing is, de Van der Waals-vergelijking niet aan de nauwkeurigheidsvoorwaarden zal voldoen.

Zoals in de meeste takken van de thermodynamica bevindt een ideaal gas zich aanvankelijk ook in een evenwichtstoestand. Deze aanname geldt niet als de druk, het volume of de temperatuur veranderen. Wanneer deze variabelen geleidelijk veranderen, wordt de toestand quasi-statisch evenwicht genoemd en kan de fout in de berekeningen klein zijn. In het geval dat de systeemparameters chaotisch veranderen, is het ideale gasmodel niet van toepassing.

Zoals bekend kunnen veel stoffen in de natuur zich in drie aggregatietoestanden bevinden: Vaste vloeistof En gasvormig.

De leer van de eigenschappen van materie in verschillende aggregatietoestanden is gebaseerd op ideeën over de atomair-moleculaire structuur van de materiële wereld. De moleculaire kinetische theorie van de structuur van materie (MKT) is gebaseerd op drie hoofdprincipes:

• waar alle stoffen uit bestaan kleine deeltjes(moleculen, atomen, elementaire deeltjes) waartussen zich gaten bevinden;
• deeltjes zijn in continue thermische beweging;
• er zijn interactiekrachten tussen materiedeeltjes (aantrekking en afstoting); de aard van deze krachten is elektromagnetisch.

Dit betekent dat de aggregatietoestand van een stof afhangt van de relatieve positie van de moleculen, de afstand daartussen, de interactiekrachten daartussen en de aard van hun beweging.

De interactie tussen deeltjes van een stof is het meest uitgesproken in de vaste toestand. De afstand tussen moleculen is ongeveer gelijk aan hun eigen grootte. Dit leidt tot een vrij sterke interactie, waardoor het voor de deeltjes praktisch onmogelijk wordt om te bewegen: ze oscilleren rond een bepaalde evenwichtspositie. Ze behouden hun vorm en volume.

De eigenschappen van vloeistoffen worden ook verklaard door hun structuur. Materiedeeltjes in vloeistoffen hebben minder intense interactie dan in vaste stoffen, en kunnen daarom abrupt van locatie veranderen - vloeistoffen behouden hun vorm niet - ze zijn vloeibaar. Vloeistoffen behouden volume.

Een gas is een verzameling moleculen die onafhankelijk van elkaar willekeurig in alle richtingen bewegen. Gassen hebben geen eigen vorm, nemen het gehele beschikbare volume in beslag en kunnen gemakkelijk worden gecomprimeerd.

Er is nog een andere toestand van de materie: plasma. Plasma is een gedeeltelijk of volledig geïoniseerd gas waarin de dichtheid van positieve en negatieve ladingen vrijwel gelijk is. Bij voldoende verhitting verdampt elke substantie en verandert in een gas. Als je de temperatuur verder verhoogt, zal het proces van thermische ionisatie sterk intensiveren, dat wil zeggen dat gasmoleculen zullen beginnen uiteen te vallen in hun samenstellende atomen, die vervolgens in ionen veranderen.

Ideaal gasmodel. Verband tussen druk en gemiddelde kinetische energie.

Om de wetten te verduidelijken die het gedrag van een stof in gasvormige toestand bepalen, wordt een geïdealiseerd model van echte gassen overwogen: een ideaal gas. Dit is een gas waarvan de moleculen worden beschouwd als materiële punten die op afstand geen interactie met elkaar hebben, maar tijdens botsingen met elkaar en met de wanden van de container.

Ideaal gas – Het is een gas waarin de interactie tussen de moleculen verwaarloosbaar is. (Ek>>Er)

Een ideaal gas is een model dat door wetenschappers is uitgevonden om de gassen te begrijpen die we daadwerkelijk in de natuur waarnemen. Het kan geen enkel gas beschrijven. Niet van toepassing wanneer het gas sterk gecomprimeerd is, wanneer het gas in vloeibare toestand verandert. Echte gassen gedragen zich als ideale gassen wanneer de gemiddelde afstand tussen moleculen vele malen groter is dan hun afmetingen, d.w.z. bij voldoende grote vacuüms.

Eigenschappen van een ideaal gas:

1. de afstand tussen moleculen is veel groter dan de grootte van de moleculen;
2. gasmoleculen zijn erg klein en zijn elastische balletjes;
3. de aantrekkingskrachten neigen naar nul;
4. interacties tussen gasmoleculen vinden alleen plaats tijdens botsingen, en botsingen worden als absoluut elastisch beschouwd;
5. de moleculen van dit gas bewegen willekeurig;
6. beweging van moleculen volgens de wetten van Newton.

De toestand van een bepaalde massa gasvormige substantie wordt gekenmerkt door fysieke grootheden die van elkaar afhankelijk zijn, de zogenaamde staatsparameters. Deze omvatten volumeV, drukPen temperatuurT.

Gasvolume aangegeven door V. Volume gas valt altijd samen met het volume van de container die het inneemt. SI-eenheid van volume m3.

Druk– fysieke hoeveelheid, gelijk aan de krachtverhoudingF, inwerkend op een oppervlakte-element loodrecht daarop, op het gebiedSdit element.

P = F/ S SI-eenheid van druk pascal[Vader]

Tot nu toe worden niet-systemische drukeenheden gebruikt:

technische sfeer 1 bij = 9,81-104 Pa;

fysieke sfeer 1 atm = 1,013-105 Pa;

millimeter kwik 1 mmHg Art. = 133 Pa;

1 atm = = 760 mm Hg. Kunst. = 1013 hPa.

Hoe ontstaat gasdruk? Elk gasmolecuul dat de wand van het vat raakt waarin het zich bevindt, werkt gedurende een korte tijd met een bepaalde kracht op de wand. Als gevolg van willekeurige inslagen op de muur verandert de kracht die door alle moleculen per oppervlakte-eenheid van de muur wordt uitgeoefend snel in de tijd ten opzichte van een bepaalde (gemiddelde) waarde.

Gas druktreedt op als gevolg van willekeurige inslagen van moleculen op de wanden van het vat dat het gas bevat.

Met behulp van het ideale gasmodel kunnen we berekenen gasdruk op de wand van het vat.

Tijdens de interactie van een molecuul met de wand van een vat ontstaan ​​er krachten tussen de moleculen die voldoen aan de derde wet van Newton. Als gevolg hiervan wordt de projectie υ X de moleculaire snelheid loodrecht op de muur verandert zijn teken naar het tegenovergestelde, en de projectie υ j de snelheid evenwijdig aan de muur blijft ongewijzigd.

Apparaten die druk meten worden genoemd manometers. Manometers registreren de tijdsgemiddelde drukkracht per oppervlakte-eenheid van het gevoelige element (membraan) of andere drukontvanger.

Vloeistofdrukmeters:

1. open – voor het meten van kleine druk boven atmosferische druk
2. gesloten - voor het meten van kleine drukken onder de atmosferische druk, d.w.z. klein vacuüm

Metalen manometer– voor het meten van hoge drukken.

Het grootste deel is een gebogen buis A, waarvan het open uiteinde is gesoldeerd aan buis B, waardoor gas stroomt, en het gesloten uiteinde is verbonden met de pijl. Gas komt via de kraan en buis B in buis A en buigt deze open. Het vrije uiteinde van de buis beweegt, en zet het transmissiemechanisme en de wijzer in beweging. De schaal heeft een schaalverdeling in drukeenheden.

Basisvergelijking van de moleculaire kinetische theorie van een ideaal gas.

Basis MKT-vergelijking: de druk van een ideaal gas is evenredig met het product van de massa van het molecuul, de concentratie van de moleculen en het gemiddelde kwadraat van de snelheid van de moleculen

P= 1/3M 0· n·v 2

m 0 - massa van één gasmolecuul;

n = N/V – aantal moleculen per volume-eenheid, of concentratie van moleculen;

v 2 - wortelgemiddelde kwadratische bewegingssnelheid van moleculen.

Aangezien de gemiddelde kinetische energie van de translatiebeweging van moleculen E = m 0 *v 2 /2 is, verkrijgen we door de basis-MKT-vergelijking met 2 te vermenigvuldigen p = 2/3 n (m 0 v 2)/2 = 2/3 Nl

p = 2/3 E n

De gasdruk is gelijk aan 2/3 van de gemiddelde kinetische energie van de translatiebeweging van de moleculen in een eenheidsvolume gas.

Omdat m 0 n = m 0 N/V = m/V = ρ, waarbij ρ de gasdichtheid is, hebben we P= 1/3· ρ·v 2

Verenigde gaswet.

Macroscopische grootheden die ondubbelzinnig de toestand van een gas karakteriseren, worden genoemdthermodynamische parameters van gas.

De belangrijkste thermodynamische parameters van een gas zijn devolumeV, druk p en temperatuur T.

Elke verandering in de toestand van een gas wordt genoemdthermodynamisch proces.

In elk thermodynamisch proces veranderen de gasparameters die de toestand ervan bepalen.

De relatie tussen de waarden van bepaalde parameters aan het begin en het einde van het proces wordt genoemdgas wet.

Gaswet, die de relatie tussen alle drie de gasparameters uitdrukt, wordt genoemdverenigde gaswet.

P = nkT

Verhouding P = nkT Het relateren van de druk van een gas aan de temperatuur en concentratie van moleculen werd verkregen voor een model van een ideaal gas, waarvan de moleculen alleen tijdens elastische botsingen met elkaar en met de wanden van het vat interageren. Deze relatie kan in een andere vorm worden geschreven, waarbij een verband wordt gelegd tussen de macroscopische parameters van een gasvolume V, druk P, temperatuur T en de hoeveelheid stof ν. Om dit te doen, moet je de gelijkheden gebruiken

waarbij n de concentratie van moleculen is, N het totale aantal moleculen is, V het gasvolume is

Dan krijgen we of

Omdat bij een constante gasmassa N onveranderd blijft, is Nk een constant getal, dat wil zeggen:

Bij een constante massa van een gas is het product van volume en druk gedeeld door de absolute temperatuur van het gas dezelfde waarde voor alle toestanden van deze gasmassa.

De vergelijking die de relatie tussen druk, volume en temperatuur van een gas vastlegt, werd halverwege de 19e eeuw verkregen door de Franse natuurkundige B. Clapeyron en wordt vaak genoemd Clayperon-vergelijking.

De Clayperon-vergelijking kan in een andere vorm worden geschreven.

P = nkT,

gezien dat

Hier N– aantal moleculen in het vat, ν – hoeveelheid stof, N A is de constante van Avogadro, M– massa gas in het vat, M – molaire massa gas Als resultaat krijgen we:

Product van Avogadro's constante NA doorBoltzmann-constantek wordt genoemd universele (molaire) gasconstante en wordt aangeduid met de letter R.

De numerieke waarde in SI R= 8,31 J/mol K

Verhouding

genaamd ideale gastoestandsvergelijking.

In de vorm die we ontvingen, werd het voor het eerst opgeschreven door D.I. Daarom wordt de toestandsvergelijking van het gas genoemd Clapeyron-Mendelejev-vergelijking.`

Voor één mol van welk gas dan ook heeft deze relatie de vorm: pV=RT

Laten we installeren fysieke betekenis molaire gasconstante. Laten we aannemen dat er in een bepaalde cilinder onder de zuiger bij temperatuur E 1 mol gas zit, waarvan het volume V is. Als het gas isobaar wordt verwarmd (bij constante druk) met 1 K, dan zal de zuiger stijgen tot een hoogte Δh, en zal het gasvolume toenemen met ΔV.

Laten we de vergelijking opschrijven pV=RT voor verwarmd gas: p (V + ΔV) = R (T + 1)

en trek van deze gelijkheid de vergelijking pV=RT af, die overeenkomt met de toestand van het gas vóór verwarming. We krijgen pΔV = R

ΔV = SΔh, waarbij S het oppervlak van de basis van de cilinder is. Laten we dit in de resulterende vergelijking vervangen:

pS = F – drukkracht.

We verkrijgen FΔh = R, en het product van de kracht en de verplaatsing van de zuiger FΔh = A is de beweging van de zuiger die door deze kracht wordt uitgevoerd tegen externe krachten in tijdens gasexpansie.

Dus, R = A.

De universele (molaire) gasconstante is numeriek gelijk aan de arbeid die wordt verricht door 1 mol gas wanneer het isobaar wordt verwarmd met 1 K.

Voldoet aan de volgende voorwaarden:

1) het intrinsieke volume van gasmoleculen is verwaarloosbaar vergeleken met het volume van het vat;

2) er zijn geen interactiekrachten tussen gasmoleculen;

3) botsingen van gasmoleculen met elkaar en met de wanden van het vat zijn absoluut elastisch.

2. Welke parameters kenmerken de toestand van het gas? Geef een moleculair kinetische interpretatie van de parameters p, T.

De toestand van een gegeven gasmassa m wordt gekenmerkt door de volgende parameters: druk p, volume V, temperatuur T.

3. Schrijf de formule op die de temperaturen op de Kelvin-schaal en die op de Celsius-schaal verbindt? Wat is de fysieke betekenis van het absolute nulpunt?

De relatie tussen de thermodynamische temperatuur T en de temperatuur op de schaal van Celsius is T = t + 273,15. Bij het absolute nulpunt is de energie van moleculen nul.

4. Schrijf de toestandsvergelijking van een ideaal gas op.

De toestandsvergelijking van een ideaal gas (soms de Clapeyron-vergelijking of de Clapeyron-Mendeleev-vergelijking) is een formule die de relatie vastlegt tussen druk, molair volume en absolute temperatuur van een ideaal gas. De vergelijking heeft de vorm: waarbij p de druk is, Vμ het molaire volume is, T de absolute temperatuur is en R de universele gasconstante is.

5. Welk proces wordt isotherm genoemd? Schrijf de wet van Boyle-Marriott op en formuleer deze, en teken een grafiek van de druk versus het volume.

D Voor een gegeven gasmassa bij een constante temperatuur is het product van de gasdruk en het volume ervan een constante waarde, namelijk . Een proces dat plaatsvindt bij een constante temperatuur wordt isotherm genoemd.

6. Welk proces wordt isochoor genoemd? Schrijf de wet van Charles op en formuleer deze. Teken een grafiek van de druk versus de temperatuur.

D De druk van een gegeven gasmassa bij constant volume verandert lineair met de temperatuur, bij .

Een proces dat plaatsvindt bij een constant volume wordt isochoor genoemd.

7. Welk proces wordt isobaar genoemd? Schrijf de wet van Gay-Lussac op en formuleer deze. Teken een grafiek van het volume versus de temperatuur.

OVER Het volume van een gegeven massa gas bij constante druk verandert lineair met de temperatuur: , bij . Een proces dat plaatsvindt bij constante druk wordt isobaar genoemd.

8. Welk proces wordt adiabatisch genoemd? Schrijf de vergelijking van Poisson op en geef deze grafisch weer. (zie bijlage nr. 2)

A diabatisch proces is een proces dat plaatsvindt zonder warmte-uitwisseling omgeving, vandaar .

Werkzaamheden tijdens adiabatische expansie worden uitgevoerd vanwege verlies interne energie.

Poisson-vergelijking, waar is de adiabatische exponent.

9. Schrijf en formuleer de eerste wet van de thermodynamica. Geef het concept van interne energie, werk, hoeveelheid warmte.

De hoeveelheid warmte die het systeem ontvangt, verandert de interne energie en verricht werk tegen externe krachten.

De verandering in de interne energie van een systeem tijdens de overgang van de ene toestand naar de andere is gelijk aan de som van het werk van externe krachten en de hoeveelheid warmte die naar het systeem wordt overgedragen en is niet afhankelijk van de methode waarmee deze overgang wordt uitgevoerd. uit.

10. Schrijf de uitdrukking op voor de arbeid van de gasexpansie. Hoe het grafisch weer te geven in een pV-diagram.

11. Pas de eerste wet van de thermodynamica toe op alle processen die hierin worden besproken laboratorium werk en analyseer de consequenties die daaruit voortvloeien.
12. Definieer de specifieke en molaire warmtecapaciteiten en noteer de relatie daartussen.

De specifieke warmtecapaciteit van een stof is een waarde die gelijk is aan de hoeveelheid warmte die nodig is om 1 kg van een stof met 1 K te verwarmen.

C=cM.
13. Leid de vergelijking van Mayer af. Welke warmtecapaciteit CP of CV is groter en waarom?

Verband tussen molaire en warmtecapaciteiten (vergelijkingen van Mayer).

Verband tussen specifieke warmtecapaciteiten

14. Wat wordt bedoeld met het aantal vrijheidsgraden? Noteer de relatie tussen γ en het aantal vrijheidsgraden i.

Het aantal vrijheidsgraden in de mechanica is het aantal onderling onafhankelijke mogelijke bewegingen van een mechanisch systeem. Het aantal vrijheidsgraden hangt af van het aantal materiaaldeeltjes waaruit het systeem bestaat, en het aantal en de aard van de mechanische verbindingen die aan het systeem worden opgelegd. Voor een vrij deeltje is het aantal vrijheidsgraden 3, voor een vrij deeltje stevig- 6, voor een lichaam met een vaste rotatieas is het aantal vrijheidsgraden 1, enz. Voor elk holonomisch systeem (systeem met geometrische verbindingen) is het aantal vrijheidsgraden gelijk aan het aantal s van onderling onafhankelijke coördinaten die de positie van het systeem bepalen, en wordt gegeven door de gelijkheid 5 = 3n - k, waarbij n

16. Teken en verklaar in het pV-diagram achtereenvolgens alle processen die met het gas plaatsvinden.

17. Wat is de reden voor de verandering in de luchttemperatuur in de cilinder wanneer lucht in de cilinder wordt gepompt en wanneer deze uit de cilinder wordt vrijgegeven?

18. Intrekken rekenformule om de verhouding van de warmtecapaciteiten γ te bepalen.

19. Vertel ons de procedure voor het uitvoeren van het werk.