Hvordan endres trykket av en ideell gass?

Ideell gass er en fysiskgassmodell. Denne modellen tar praktisk talt ikke hensyn til samspillet mellom molekyler med hverandre. Det brukes til å beskrive gassens oppførsel fra et matematisk synspunkt. Denne modellen antar følgende egenskaper av gass:

• størrelsen på molekylene er større enn avstanden mellom molekylene;
• molekyler er runde baller;
• Molekylene er avstøt fra hverandre og fra fartøyets vegger først etter kollisjonen. Kollisjonene er perfekt elastiske;
• molekyler beveger seg i overensstemmelse med Newtons lov.

Det finnes flere typer ideell gass:

• klassiker;
• kvantum (vurderer en ideell gass i forhold til å senke temperaturen og øke avstanden mellom molekyler);
• i gravitasjonsfeltet (han vurderer endringer i egenskapene til en ideell gass i et tyngdefelt).

Nedenfor skal vi vurdere den klassiske idealgassen.

Hvordan bestemme trykket av en ideell gass?

Den grunnleggende avhengigheten av alle ideelle gasser uttrykkes ved hjelp av Mendeleev-Clapeyron-ligningen.

PV = (m / M) • RT [Formel 1]

der:

• P er trykket. Måleenhet - Pa (Pascal)
• R = 8,314 er universell gass konstant. Måleenheten er (J / mol • K)
• T er temperaturen
• V er volumet
• m er massen av gassen
• M er gassens molare masse. Måleenheten er (g / mol).

P = nkT [Formel 2]

Formel 2 viser at trykket av en ideell gass avhenger av konsentrasjonen av molekyler og temperatur. Hvis vi tar hensyn til singulariteter av en ideell gass, vil n bli bestemt av formelen:

n = mNa / MV [formel 3]

der:

• N er antall molekyler i karet
• N_og - konstant Avogadro

Ved å erstatte formel 3 i formel 2 får vi:

• PV = (m / M) Na kT [Formel 4]
• k * N_og = R [Formel 5]

Konstanten R er en konstant for en mol gass i Mendeleev-Clapeyron-ligningen (vi husker at ved konstant trykk og temperatur er 1 mol forskjellige gasser i samme volum).

Vi utleder nå trykkligningen for en ideell gass

m / M = v [formel 6]

• hvor v er mengden materie. Måleenhet er mol

Vi får ligningstrykket for en ideell gass, formelen er gitt nedenfor:

P = vRT / V [formel 7]

• hvor P er trykket. Måleenhet - Pa (Pascal)
• R = 8,314 er universell gass konstant. Måleenheten er (J / mol • K)
• T er temperaturen
• V er volumet.

Hvordan vil trykket av en ideell gass endre seg?

Ved å analysere likestillingen 7 kan vi se at trykket av en ideell gass er proporsjonal med endringen i temperatur og konsentrasjon.

I tilstanden til en ideell gass er alle parametrene som det avhenger av mulig, og noen av dem kan endres. La oss vurdere de mest sannsynlige situasjonene:

• Isotermisk prosess. Denne prosessen er preget av at temperaturen i den vil være konstant (T = const). Hvis vi erstatter en konstant temperatur i ligning 1, ser vi at verdien av produktet P * V også vil være konstant.
  • PV = const [formel 8]

Ligning 8 viser forholdet mellom volumgass ​​og dens trykk ved konstant temperatur. Denne ligningen ble oppdaget i 1700-tallet av eksperimentellene av fysikere Robert Boyle og Edm Mariott. Likningen ble kåret til deres ære av Boyle-Mariotts lov.

• Isokorisk prosess. I denne prosessen forblir volumet, massen av gassen og dens molmasse konstant. V = const, m = const, M = const. Dermed får vi trykket av en ideell gass. Formelen er vist nedenfor:
  • P = P₀AT [Formel 9]
  • Hvor: P er gastrykket ved absolutt temperatur,
  • P₀ - Gasstrykk ved en temperatur på 273 ° K (0 ° C),
  • A er temperaturkoeffisienten av trykk. A = (1 / 273,15) K^-1

Denne avhengigheten ble oppdaget i det 19. århundre av eksperimentell fysiker Charles. Derfor er ligningen navnet på sin skaper - Charles lov.

Den isokoriske prosessen kan observeres hvis gassen oppvarmes med et konstant volum.

• Isobarisk prosess. For denne prosessen er trykket, massen av gassen og dens molmasse konstant. P = const, m = const, M = const. Ligningen av isobariske prosessen har formen:
  • V / T = const eller V = V₀AT [Formel 10]
  • hvor: V₀ - gassvolum ved en temperatur på 273 ° K (0 ° C);
  • A = (1 / 273,15) K^-1.

I denne formelen virker koeffisienten A som en temperaturkoeffisient for gassens volumetriske ekspansjon.

Denne avhengigheten ble oppdaget i det 19. århundre av fysikeren Joseph Gay-Lussac. Derfor bærer denne likestillingen sitt navn - loven til Guy-Lussac.

Hvis vi tar en glassflaske koblet til et rør, hvis åpning er dekket av en væske, og for å varme opp strukturen, kan vi observere isobariske prosessen.

Det er verdt å merke seg at luft ved romtemperatur har egenskaper som ligner den ideelle gassen.