>>Fysikk og astronomi >>Fysikk 10. klasse >>Fysikk: Tilstandslikning for en ideell gass
Ideell gasstilstand
Vi vil vie dagens fysikkleksjon til temaet tilstandsligningen til en ideell gass. La oss imidlertid først prøve å forstå et slikt konsept som tilstanden til en ideell gass. Vi vet at partikler av ekte eksisterende gasser, som atomer og molekyler, har sine egne størrelser og fyller naturlig nok et volum i rommet, og følgelig er de litt avhengige av hverandre.
Ved interaksjon mellom gasspartikler belaster fysiske krefter deres bevegelse og begrenser derved deres manøvrerbarhet. Derfor brytes gasslover og deres konsekvenser som regel ikke bare for sjeldne ekte gasser. Det vil si for gasser, hvor avstanden mellom partiklene betydelig overstiger den indre størrelsen til gasspartiklene. I tillegg er interaksjonen mellom slike partikler vanligvis minimal.
Derfor har gasslover ved naturlig atmosfærisk trykk en tilnærmet verdi, og hvis dette trykket er høyt, så gjelder ikke lovene.
Derfor er det i fysikk vanlig å betrakte et slikt konsept som tilstanden til en ideell gass. Under slike omstendigheter blir partikler vanligvis sett på som visse geometriske punkter som har mikroskopiske dimensjoner og ikke har noen interaksjon med hverandre.
Ideell gassligning av tilstand
Men ligningen som forbinder disse mikroskopiske parameterne og bestemmer gassens tilstand kalles vanligvis tilstandsligningen til en ideell gass.
Slike nullparametere, uten hvilke det er umulig å bestemme gassens tilstand, er:
Den første parameteren inkluderer trykk, som er betegnet med symbolet - P;
Den andre parameteren er volum –V;
Og den tredje parameteren er temperatur - T.
Fra forrige del av leksjonen vår vet vi allerede at gasser kan fungere som reaktanter eller være produkter i kjemiske reaksjoner, derfor er det under normale forhold vanskelig å få gasser til å reagere med hverandre, og for dette er det nødvendig å kunne å bestemme antall mol gasser under forhold som er forskjellige fra normalt.
Men for disse formålene bruker de tilstandsligningen til en ideell gass. Denne ligningen kalles også ofte Clapeyron-Mendeleev-ligningen.
En slik tilstandsligning for en ideell gass kan enkelt fås fra formelen for avhengighet av trykk og temperatur, som beskriver gasskonsentrasjonen i denne formelen.
Denne ligningen kalles den ideelle gassligningen for tilstand.
n er antall mol gass;
P – gasstrykk, Pa;
V - gassvolum, m3;
T – absolutt gasstemperatur, K;
R – universalgasskonstant 8,314 J/mol×K.
For første gang ble en ligning som hjelper til med å etablere forholdet mellom trykk, volum og temperatur til gasser oppnådd og formulert i 1834 av den berømte franske fysikeren Benoit Clapeyron, som jobbet lenge i St. Petersburg. Men Dmitry Ivanovich Mendeleev, den store russiske vitenskapsmannen, brukte den først i 1874, men før det oppnådde han formelen ved å kombinere Avogadros lov med loven som Clapeyron formulerte.
Derfor, i Europa, ble loven som tillater oss å trekke konklusjoner om arten av oppførselen til gasser kalt Mendeleev-Clapeyron-loven.
Du bør også være oppmerksom på det faktum at når volumet av gass uttrykkes i liter, vil Clapeyron-Mendeleev-ligningen ha følgende form:
Jeg håper at du ikke hadde noen problemer med å studere dette emnet, og nå har du en ide om hva tilstandsligningen til en ideell gass er, og du vet at med dens hjelp kan du beregne parametrene til virkelige gasser i tilfelle når de fysiske forholdene til gassene er nær normale forhold.
Gasstrykket er angitt med bokstaven R , målt i Pascal (Newton dividert med kvadratmetre). Gasstrykk er forårsaket av molekyler som treffer veggene i beholderen. Jo hyppigere slagene er, jo sterkere de er, jo høyere er trykket.
En ideell gass er en modell i fysikk. En gass i et fartøy anses å være en ideell gass når et molekyl som flyr fra vegg til vegg i fartøyet ikke opplever kollisjoner med andre molekyler.
Den grunnleggende MKT-ligningen forbinder makroskopiske parametere (trykk, volum, temperatur) til et gasssystem med mikroskopiske (masse av molekyler, gjennomsnittlig hastighet på deres bevegelse).
Hvor er konsentrasjonen, 1/mol; - molekylmasse, kg; - rot gjennomsnittlig kvadrathastighet av molekyler, m/s; - kinetisk energi av molekylær bevegelse, J.
Den ideelle gassligningen for tilstand er en formel som etablerer forholdet mellom trykk, molarvolum og absolutt temperatur til en ideell gass. Ligningen ser slik ut:. Denne ligningen kalles Clayperon-Mendeleev-ligningen.
Den siste ligningen kalles den enhetlige gassloven. Fra den hentes lovene til Boyle - Mariotte, Charles og Gay-Lussac. Disse lovene kalles lover for isoprosesser:
Isoprosesser er prosesser som skjer ved samme parameter eller T-temperatur, eller V-volum, eller p-trykk.
Isoterm prosess - Boyles lov - Mariotte (ved en konstant temperatur og en gitt masse gass er produktet av trykk og volum en konstant verdi)
Isobarisk prosess - 
- Gay-Lussacs lov (ved konstant trykk for en gitt masse gass er forholdet mellom volum og temperatur en konstant verdi)
Isokorisk prosess - 
- Charles lov (ved et konstant volum for en gitt gassmasse er forholdet mellom trykk og temperatur en konstant verdi)
10/2. Kontrollere avhengigheten av svingningsperioden til en trådpendel av lengden på tråden (og periodens uavhengighet fra belastningens masse)
Du har til disposisjon et stativ med en 100 cm lang tråd festet til benet med en vekt som veier 0,1 kg, et sett med vekter som veier 0,1 kg hver, og en stoppeklokke.
Mål svingeperioden til vekten når den i utgangspunktet avviker fra likevektsposisjonen med 5 cm Heng en annen vekt på 0,1 kg fra tråden og mål svingeperioden på nytt. Bekrefter forsøksresultatene antakelsen om at perioden også har doblet seg?
Mål svingeperioden til en pendel med en vekt og en tråd på 100 cm når den i utgangspunktet avviker fra likevektsposisjonen med 5 cm. Reduser lengden på tråden til 25 cm og mål pendelens svingeperiode igjen. Bekrefter de eksperimentelle resultatene antakelsen om at når lengden på tråden reduseres med en faktor 4, avtar oscillasjonsperioden med en faktor på 2?
BILLETT-11 11
Fordampning og kondensering. Mettede og umettede par. Luftfuktighet. Luftfuktighetsmåling.
Fordampning er fordampning som skjer ved enhver temperatur fra den frie overflaten til en væske. Den ujevne fordelingen av den kinetiske energien til molekyler under termisk bevegelse fører til det faktum at ved enhver temperatur kan den kinetiske energien til noen molekyler av en væske eller et fast stoff overstige den potensielle energien til deres forbindelse med andre molekyler. Molekyler med større hastighet har større kinetisk energi, og temperaturen til et legeme avhenger av bevegelseshastigheten til molekylene, derfor er fordampning ledsaget av avkjøling av væsken. Fordampningshastigheten avhenger av: det åpne overflatearealet, temperaturen og konsentrasjonen av molekyler nær væsken. Kondensasjon er prosessen med overgang av et stoff fra en gassform til en flytende tilstand.
Fordampningen av en væske i et lukket kar ved konstant temperatur fører til en gradvis økning i konsentrasjonen av molekyler av det fordampende stoffet i gassform. En tid etter starten av fordampningen vil konsentrasjonen av stoffet i gassform nå en verdi der antall molekyler som returnerer til væsken blir lik antall molekyler som forlater væsken i løpet av samme tid. En dynamisk likevekt etableres mellom prosessene for fordampning og kondensering av stoffet. Et stoff i gassform som er i dynamisk likevekt med en væske kalles mettet damp. (Damp er samlingen av molekyler som forlater væsken under fordampningsprosessen.) Damp ved et trykk under mettet kalles umettet.
På grunn av den konstante fordampningen av vann fra overflatene til reservoarer, jord og vegetasjon, samt åndedrett av mennesker og dyr, inneholder atmosfæren alltid vanndamp. Derfor er atmosfærisk trykk summen av trykket av tørr luft og vanndampen som finnes i den. Vanndamptrykket vil være maksimalt når luften er mettet med damp. Mettet damp, i motsetning til umettet damp, følger ikke lovene til en ideell gass. Dermed er mettet damptrykk ikke avhengig av volum, men av temperatur. Denne avhengigheten kan ikke uttrykkes med en enkel formel, derfor, basert på en eksperimentell studie av avhengigheten av mettet damptrykk på temperaturen, er det satt sammen tabeller der trykket kan bestemmes ved forskjellige temperaturer.
Trykket av vanndamp i luften ved en gitt temperatur kalles absolutt fuktighet, eller vanndamptrykk. Siden damptrykket er proporsjonalt med konsentrasjonen av molekyler, kan absolutt fuktighet defineres som tettheten av vanndamp som er tilstede i luften ved en gitt temperatur, uttrykt i kilogram per kubikkmeter (p).
De fleste fenomenene som observeres i naturen, for eksempel fordampningshastigheten, uttørking av ulike stoffer, og visning av planter, avhenger ikke av mengden vanndamp i luften, men av hvor nær denne mengden er metning, dvs. , på relativ fuktighet, som karakteriserer graden av metningsluft med vanndamp. Ved lave temperaturer og høy luftfuktighet øker varmeoverføringen og en person blir hypotermisk. Ved høye temperaturer og fuktighet reduseres varmeoverføringen tvert imot kraftig, noe som fører til overoppheting av kroppen. Den mest gunstige for mennesker i middelklimatiske breddegrader er en relativ fuktighet på 40-60%. Relativ fuktighet er forholdet mellom tettheten av vanndamp (eller trykk) i luften ved en gitt temperatur og tettheten (eller trykket) av vanndamp ved samme temperatur, uttrykt i prosent, dvs.
11/2. Eksperimentell oppgave om emnet "Elektromagnetisk induksjon":
observasjon av fenomenet elektromagnetisk induksjon.
Du har utstyr til disposisjon for å studere fenomenet elektromagnetisk induksjon: en magnet, en trådspole, en milliammeter.
Koble en milliammeter til spolen, utforsk mulige måter å produsere indusert strøm i spolen. Trekk en konklusjon om forholdene under hvilke elektrisk strøm oppstår.
11. Arbeid i termodynamikk. Indre energi. Termodynamikkens første lov. Adiabatisk prosess. Termodynamikkens andre lov.
Som kjent er det særegne ved friksjonskrefter at arbeidet som gjøres mot friksjonskreftene ikke øker verken kinetisk eller potensiell energi. Arbeid mot friksjonskrefter går imidlertid ikke upåaktet hen. For eksempel fører kroppsbevegelse i nærvær av luftmotstand til en økning i kroppstemperaturen. Denne økningen kan noen ganger være veldig stor - meteoritter som flyr inn i atmosfæren brenner opp i den nettopp på grunn av oppvarming forårsaket av luftmotstand. Også når du beveger deg med tilstedeværelsen av friksjonskrefter, kan det oppstå en endring i kroppens tilstand - smelting, etc.
Så hvis bevegelse oppstår i nærvær av friksjonskrefter, da for det første er det en nedgang i summen av kinetisk og potensiell energi alle organer som deltar i prosessen, for det andre er det en endring i tilstanden til gnidelegemene(oppvarming, endring i aggregeringstilstand, etc.).
Slike endringer i kroppens tilstand er ledsaget av endringer i energireservene deres. Energi som avhenger av kroppens tilstand, spesielt av temperaturen, kalles indre energi.
Den indre energien til en kropp kan endres når det utføres arbeid på kroppen eller på kroppen, samt når varme overføres fra en kropp til en annen. Intern energi måles i de samme enhetene som mekanisk energi.
Hvis vi tar i betraktning alle legemer som deltar i prosessen, og tar hensyn til endringen i både den mekaniske og indre energien til alle legemer, vil vi til slutt oppnå at den totale energien er en konstant mengde. Dette er loven om bevaring av total energi. I termodynamikk kalles det første start og er formulert som følger: varmen som gis til gassen går til å endre dens indre energi og til arbeidet som gjøres av gassen mot ytre krefter:
Prosessen der overføringen av varme er så ubetydelig at den kan neglisjeres kalles adiabatisk.
Varmeoverføring- en prosess der den indre energien til en kropp øker, og den andre reduseres følgelig. For å karakterisere denne prosessen introduseres konseptet mengde varme er en endring i den indre energien til en kropp som skjer under varmeoverføring. Med en slik prosess Q=0, A=-DU, dvs. arbeid utføres av gassen på grunn av endringer i indre energi.
Termodynamikkens andre lov- et fysisk prinsipp som legger restriksjoner på retningen av varmeoverføringsprosesser mellom legemer. Termodynamikkens andre lov forbyr de såkalte evighetsbevegelsesmaskiner av den andre typen, og viser at det er umulig å konvertere all den indre energien i et system til nyttig arbeid. Termodynamikkens andre lov er et postulat som ikke kan bevises innenfor termodynamikkens rammer. Den ble opprettet på grunnlag av en generalisering av eksperimentelle fakta og mottok en rekke eksperimentelle bekreftelser.
Masse og størrelse på molekyler.
Gjennomsnittlig diameter til et molekyl er ≈ 3 10 -10 m.Gjennomsnittlig volum av plass okkupert av et molekyl er ≈ 2,7 · 10 -29 m 3 .
Gjennomsnittlig masse av et molekyl er ≈ 2,4 · 10 -26 kg.
Ideell gass.
En ideell gass er en gass hvis molekyler kan betraktes som materielle punkter og hvis interaksjon med hverandre kun skjer gjennom kollisjoner.Varmeveksling.
Varmeveksling er prosessen med å utveksle intern energi mellom kropper i kontakt som har forskjellige temperaturer. Energien som overføres av en kropp eller et system av kropper i prosessen med varmeveksling er mengden varme QOppvarming og kjøling.
Oppvarming og avkjøling skjer på grunn av mengden varme som mottas av en kropp Q oppvarming og tap av andre mengder varme Q kul I et lukket system
Mengde varme:
m- kroppsvekt, Δ t- temperaturendringer under oppvarming (kjøling), c- spesifikk varmekapasitet - energien som kreves for å varme opp en kropp som veier 1 kg med 1 ° C.
Enheten for spesifikk varmekapasitet er 1 J/kg.
Smelting og krystallisering
λ er den spesifikke fusjonsvarmen, målt i J/kg.
Fordamping og kondensering:
r- spesifikk fordampningsvarme, målt i J/kg.
Forbrenning
k- spesifikk forbrenningsvarme (varmefjerningskapasitet), målt i J/kg.
Intern energi og arbeid.
Den indre energien til en kropp kan endres ikke bare på grunn av varmeoverføring, men også på grunn av utført arbeid:
Arbeidet som gjøres av systemet i seg selv er positivt, mens arbeid utført av ytre krefter er negativt.
Grunnleggende om den molekylære kinetiske teorien om ideell gass
Den grunnleggende ligningen for den molekylære kinetiske teorien om en ideell gass:
s- press, n- konsentrasjon av molekyler, m 0 er massen til molekylet.
Temperatur.
Temperatur er en skalar fysisk størrelse som karakteriserer intensiteten av termisk bevegelse til molekylene i et isolert system ved termisk likevekt og er proporsjonal med den gjennomsnittlige kinetiske energien til translasjonsbevegelsen til molekylene.Temperaturskalaer.
MERK FØLGENDE!!! I molekylfysikk måles temperaturen i grader Kelvin. Ved hvilken som helst temperatur t Celsius, temperaturverdi T Kelvin høyere med 273 grader:
Forholdet mellom temperaturen til en gass og den kinetiske bevegelsesenergien til dens molekyler:
k- Boltzmann konstant; k= 1,38 · 10 -23 J/K.
Gasstrykk:
Tilstandsligning for en ideell gass:
N = n V- totalt antall molekyler.
Mendeleev-Clayperon ligning:
m- masse gass, M - masse av 1 mol gass, R- universell gasskonstant:
Merknad: tradisjonell presentasjon av temaet, supplert med en demonstrasjon på en datamodell.
Av de tre aggregattilstandene av materie er den enkleste den gassformede tilstanden. I gasser er kreftene som virker mellom molekyler små og kan under visse forhold neglisjeres.
Gass kalles perfekt , Hvis:
Størrelsene på molekylene kan neglisjeres, dvs. molekyler kan betraktes som materielle punkter;
Samspillskreftene mellom molekyler kan neglisjeres (den potensielle interaksjonsenergien til molekyler er mye mindre enn deres kinetiske energi);
Kollisjonene av molekyler med hverandre og med veggene i fartøyet kan betraktes som absolutt elastiske.
Ekte gasser er i egenskaper nær ideelle gasser når:
Forhold nær normale forhold (t = 0 0 C, p = 1,03·10 5 Pa);
Ved høye temperaturer.
Lovene som styrer oppførselen til ideelle gasser ble oppdaget eksperimentelt for ganske lenge siden. Dermed ble Boyle-Mariotte-loven etablert tilbake på 1600-tallet. La oss gi formuleringene til disse lovene.
Boyles lov - Mariotte. La gassen være under forhold der temperaturen holdes konstant (slike forhold kalles isotermisk ).Så for en gitt masse gass er produktet av trykk og volum en konstant:
Denne formelen kalles isoterm ligning. Grafisk er avhengigheten av p av V for ulike temperaturer vist i figuren.
Egenskapen til et legeme til å endre trykk når volumet endres kalles komprimerbarhet. Hvis volumendringen skjer ved T=konst, karakteriseres komprimerbarheten isotermisk kompressibilitetskoeffisient som er definert som den relative endringen i volum som forårsaker en enhetsendring i trykk.
For en ideell gass er det enkelt å beregne verdien. Fra isotermligningen får vi:
Minustegnet indikerer at når volumet øker, synker trykket. Dermed er den isotermiske kompressibilitetskoeffisienten til en ideell gass lik det resiproke av dens trykk. Når trykket øker, avtar det, fordi Jo høyere trykk, jo mindre mulighet har gassen for ytterligere kompresjon.
Gay-Lussacs lov. La gassen være under forhold der trykket holdes konstant (slike forhold kalles isobarisk ). De kan oppnås ved å plassere gass i en sylinder lukket med et bevegelig stempel. Da vil en endring i gasstemperatur føre til bevegelse av stempelet og en endring i volum. Gasstrykket vil forbli konstant. I dette tilfellet, for en gitt masse gass, vil volumet være proporsjonalt med temperaturen:
hvor V 0 er volumet ved temperatur t = 0 0 C, - volumetrisk ekspansjonskoeffisient gasser Det kan representeres i en form som ligner på kompressibilitetskoeffisienten:
Grafisk er avhengigheten av V på T for ulike trykk vist i figuren.
Flytting fra temperatur i Celsius til absolutt temperatur, kan Gay-Lussacs lov skrives som:
Charles lov. Hvis en gass er i forhold der volumet forblir konstant ( isokorisk forhold), vil trykket for en gitt gass være proporsjonalt med temperaturen:
hvor p 0 - trykk ved temperatur t = 0 0 C, - trykkkoeffisient. Den viser den relative økningen i gasstrykket når den varmes opp med 1 0:
Charles's lov kan også skrives som:
Avogadros lov: En mol av en ideell gass ved samme temperatur og trykk opptar samme volum. Under normale forhold (t = 0 0 C, p = 1,03·10 5 Pa) er dette volumet lik m -3 /mol.
Antall partikler som finnes i 1 mol av forskjellige stoffer kalles. Avogadros konstant :
Det er lett å beregne antall n0 partikler per 1 m3 under normale forhold:
Dette nummeret kalles Loschmidt nummer.
Daltons lov: trykket til en blanding av ideelle gasser er lik summen av partialtrykket til gassene som kommer inn i den, dvs.
Hvor - deltrykk- trykket som komponentene i blandingen ville utøve hvis hver av dem opptok et volum lik volumet av blandingen ved samme temperatur.
Clapeyron - Mendeleev ligning. Fra de ideelle gasslovene vi kan få tilstandsligning , som forbinder T, p og V til en ideell gass i en tilstand av likevekt. Denne ligningen ble først oppnådd av den franske fysikeren og ingeniøren B. Clapeyron og russiske vitenskapsmenn D.I. Mendeleev bærer derfor navnet deres.
La en viss gassmasse oppta et volum V 1, ha et trykk p 1 og ha en temperatur T 1. Den samme gassmassen i en annen tilstand er karakterisert ved parametrene V 2, p 2, T 2 (se figur). Overgangen fra tilstand 1 til tilstand 2 skjer i form av to prosesser: isotermisk (1 - 1") og isokorisk (1" - 2).
For disse prosessene kan vi skrive lovene til Boyle - Mariotte og Gay - Lussac:
Ved å eliminere p 1 " fra ligningene får vi
Siden tilstandene 1 og 2 ble valgt vilkårlig, kan den siste ligningen skrives som:
Denne ligningen kalles Clapeyrons ligning , der B er en konstant, forskjellig for forskjellige gassmasser.
Mendeleev kombinerte Clapeyrons ligning med Avogadros lov. I følge Avogadros lov opptar 1 mol av en ideell gass med samme p og T samme volum V m, derfor vil konstanten B være den samme for alle gasser. Denne konstanten som er felles for alle gasser er betegnet med R og kalles universell gasskonstant. Deretter
Denne ligningen er ideell gassligning av tilstand , som også kalles Clapeyron-Mendeleev ligning .
Den numeriske verdien av den universelle gasskonstanten kan bestemmes ved å erstatte verdiene til p, T og Vm i Clapeyron-Mendeleev-ligningen under normale forhold:
Clapeyron-Mendeleev-ligningen kan skrives for en hvilken som helst gassmasse. For å gjøre dette, husk at volumet til en gass med masse m er relatert til volumet av en mol med formelen V = (m/M)V m, der M er molar masse av gass. Da vil Clapeyron-Mendeleev-ligningen for en gass med masse m ha formen:
hvor er antall føflekker.
Ofte skrives tilstandsligningen til en ideell gass i form av Boltzmann konstant :
Basert på dette kan tilstandsligningen representeres som
hvor er konsentrasjonen av molekyler. Fra den siste ligningen er det klart at trykket til en ideell gass er direkte proporsjonal med dens temperatur og konsentrasjon av molekyler.
Liten demonstrasjon ideelle gasslover. Etter å ha trykket på knappen "La oss komme i gang" Du vil se programlederens kommentarer om hva som skjer på skjermen (svart farge) og en beskrivelse av datamaskinens handlinger etter at du har trykket på knappen "Lengre"(Brun farge). Når datamaskinen er "opptatt" (det vil si testing pågår), er denne knappen inaktiv. Gå videre til neste ramme først etter å ha forstått resultatet oppnådd i det gjeldende eksperimentet. (Hvis din oppfatning ikke sammenfaller med programlederens kommentarer, skriv!)
Du kan verifisere gyldigheten av de ideelle gasslovene på eksisterende
DEFINISJON: En ideell gass er en gass hvis egenskaper tilfredsstiller følgende betingelser:
a) kollisjoner av molekyler av en slik gass oppstår som kollisjoner av elastiske kuler, hvis dimensjoner er ubetydelige;
b) fra kollisjon til kollisjon beveger molekylene seg jevnt og rettlinjet;
c) interaksjonskreftene mellom molekyler blir neglisjert.
Ekte gasser ved romtemperatur og normalt trykk oppfører seg som ideelle gasser. Ideelle gasser kan betraktes som gasser som helium og hydrogen, hvis egenskaper selv under vanlige forhold tilsvarer lovene til en ideell gass.
Tilstanden til en viss masse ideell gass vil bli bestemt av verdiene til tre parametere: P, V, T. Disse verdiene, som karakteriserer gassens tilstand, kalles tilstandsparametere. Disse parameterne er naturlig knyttet til hverandre, så en endring i den ene innebærer en endring i den andre. Dette forholdet kan spesifiseres analytisk som en funksjon:
Et forhold som gir en sammenheng mellom parametrene til en kropp kalles tilstandsligning. Derfor er dette forholdet tilstandsligningen til en ideell gass.
La oss vurdere noen av tilstandsparametrene som karakteriserer gassens tilstand:
1) Press(P). I en gass oppstår trykk som et resultat av den kaotiske bevegelsen av molekyler, som et resultat av at molekylene kolliderer med hverandre og med veggene i beholderen. Som et resultat av innvirkningen av molekyler på karveggen, vil en viss gjennomsnittskraft virke på veggen fra siden av molekylene dF. La oss anta at overflaten dS, Deretter . Derfor:
DEFINISJON (mekanistisk): Press er en fysisk størrelse numerisk lik kraften som virker på en enhets overflateareal normal til den.
Hvis kraften er jevnt fordelt over overflaten, så . I SI-systemet måles trykk i 1Pa=1N/m2.
2) Temperatur(T).
DEFINISJON (foreløpig): Temperatur kropp er en termodynamisk størrelse som karakteriserer tilstanden til termodynamisk likevekt i et makroskopisk system.
Temperaturen er den samme for alle deler av et isolert system i en tilstand av termodynamisk likevekt. Det vil si at hvis kontaktlegemene er i en tilstand av termisk likevekt, dvs. ikke utveksle energi gjennom varmeoverføring, da tildeles disse kroppene samme temperatur. Hvis, når termisk kontakt er etablert mellom legemer, en av dem overfører energi til den andre gjennom varmeoverføring, tildeles det første legemet en høyere temperatur enn det andre.
Enhver av kroppsegenskapene (temperatursignatur) som avhenger av temperatur kan brukes til å kvantifisere (måle) temperatur.
For eksempel: hvis vi velger volum som temperaturindikator og antar at volumet endres lineært med temperaturen, velger vi smeltetemperaturen til is som "0", og koketemperaturen til vannet som 100°, får vi en temperaturskala kalt Celsius-skalaen. I henhold til hvilken tilstanden der et termodynamisk legeme har et volum V skal tildeles en temperatur:
For entydig å bestemme temperaturskalaen, er det nødvendig å avtale, i tillegg til kalibreringsmetoden, også valget av et termometrisk legeme (det vil si kroppen som er valgt for måling) og temperaturkarakteristikken.
Kjent to temperaturskalaer:
1) t– empirisk eller praktisk temperaturskala (°C). (Vi vil snakke om valget av et termometrisk legeme og en temperaturkarakteristikk for denne skalaen senere).
2) T– termodynamisk eller absolutt skala (°K). Denne skalaen er ikke avhengig av egenskapene til den termodynamiske kroppen (men dette vil bli diskutert senere).
Temperatur T, målt på en absolutt skala, er relatert til temperatur t på en praktisk skala ved relasjonen
T = t + 273,15.
Enheten for absolutt temperatur kalles Kelvin. Temperatur på en praktisk skala måles i grader. Celsius (°C). Deg verdier Kelvin og gr. Celsius er det samme. En temperatur lik 0°K kalles absolutt null, den tilsvarer t=-273,15°C
Gasslover.
Hvis vi løser den ideelle gassligningen av tilstand
angående noen av parameterne, for eksempel s, så vil tilstandsligningen ta formen
Og Boyle-Mariotte- og Gay-Lussac-lovene, kjent fra skolens fysikkkurs, gir tilstandsligninger for tilfeller der én parameter forblir konstant.
De velkjente gasslovene (Boyle-Mariotte, Gay-Lussac, Dalton, Avogadro) ble oppdaget eksperimentelt lenge før fremkomsten av molekylær kinetisk teori. Disse lovene ble etablert i forsøk med gasser under forhold som ikke var veldig forskjellige fra normale atmosfæriske forhold, dvs. ved ikke veldig lave temperaturer og ikke veldig høye trykk. Under andre forhold reflekterer eksperimentelle gasslover ikke lenger nøyaktig egenskapene til gasser, dvs. alle disse lovene er Lukk.
La oss se på noen av disse lovene:
1) Boyles lov - Mariotta ( m= konst, T= konst).
Mens de studerte isotermiske prosesser, etablerte den engelske vitenskapsmannen Boyle (1662) og den franske vitenskapsmannen Marriott (1667) uavhengig følgende lov:
DEFINISJON: For en gitt masse gass ved konstant temperatur ( T= const) gasstrykket endres i omvendt proporsjon med volum.
Analytisk kan dette skrives som: P· V= const ( T= konst). Settet av tilstander som tilsvarer den samme temperaturen vil bli avbildet på diagrammet (P, V) av kurven bestemt av hyperbelligningen. Hver temperaturverdi har sin egen kurve, kalt isoterm. Og overgangen til en gass fra en tilstand til en annen, som skjer ved en konstant temperatur, kalles isotermisk prosess.
2) Gay-Lussacs lov ( m= konst, P= konst).
Mens han studerte isobariske gassprosesser, studerte den franske fysikeren Gay-Lussac i 1802. etablert følgende lov:
DEFINISJON: For en gitt gassmasse ved konstant trykk, endres gassvolumet lineært med økende temperatur: 
,
hvor V er volumet av gass ved temperatur t°;
V 0 – volum av gass ved 0°C;
a er den termiske koeffisienten for volumetrisk ekspansjon ().
Den termiske volumetriske ekspansjonskoeffisienten viser med hvilken del i forhold til det opprinnelige volumet volumet av gassen vil endre seg når den varmes opp med 1°. For de fleste gasser.
En prosess som skjer ved konstant trykk kalles isobarisk. For en gass vil en slik prosess vises på (V, t°) rett linjediagram; her svarer forskjellige rette linjer til forskjellige trykk og kalles isobarer.
3) Karls lov (m = const, V = const).
DEFINISJON: For en gitt gassmasse ved et konstant volum, endres gasstrykket lineært med økende temperatur: 
,
hvor P er gasstrykk ved temperatur t°;
P 0 – gasstrykk ved 0°C;
g – termisk koeffisient for gasstrykk ().
I likhet med det som ble sagt tidligere om koeffisienten "a", viser den termiske koeffisienten for gasstrykk med hvilken del i forhold til starttrykket gasstrykket vil endre seg når det varmes opp med 1°C.
For en ideell gass også. For en ideell gass.
Isokorisk prosess, dvs. en prosess som skjer ved et konstant volum på diagrammet (P, t°) vil bli representert med en rett linje. Ulike rette linjer tilsvarer forskjellige volumer og kalles isokorer.
La oss nå merke oss at alle isobarer og isokorer skjærer t°-aksen i samme punkt, bestemt fra betingelsen 1+a×t°=0. Hvor 
.
Hvis vi tar null som starttemperatur (som den var), får vi en temperaturskala i Celsius. Hvis vi flytter referansepunktet til punkt -273,15, så går vi videre til en annen temperaturskala, som kalles absolutt(eller Kelvin-skala).
I henhold til definisjonen av den absolutte skalaen eksisterer følgende forhold mellom absolutt temperatur (T) og Celsius-temperatur (t):
. (9.1)
En temperatur lik 0°K kalles absolutt null.
For å etablere den absolutte temperaturskalaen og absolutt null, brukte vi lovene til Gay-Lussac og Charles og handlet rent formelt. Imidlertid etablerte Kelvin i 1852, basert på andre fysiske betraktninger, den samme absolutte temperaturskalaen med samme verdi av absolutt null, som tidligere var oppnådd formelt. Derfor bør ikke begrepene absolutt temperatur og absolutt null betraktes som formelle, uten fysisk betydning. Kelvin viste at absolutt null er den lavest mulige temperaturen til et stoff. Ved absolutt null stopper den kaotiske bevegelsen av molekyler i materie. Dette betyr imidlertid ikke at all bevegelse i den opphører. For eksempel er bevegelsen av elektroner i et atom bevart. For øyeblikket er det mulig å avkjøle små volumer av materie til en temperatur som er veldig nær absolutt null, og faller under sistnevnte med bare noen få tusendeler av en grad.
La oss nå flytte i ligningene som beskriver lovene til Gay-Lussac og Charles fra Celsius-temperatur til absolutt temperatur, og erstatte verdien i stedet for t.
og lignende
(forutsatt at g=a).
Av disse ligningene følger det at
| (P= konst) | (9.3) | |
| (V= konst) | (9.4) |
der indeksene 1 og 2 refererer til vilkårlige tilstander som ligger på samme isobar (for ligning (9.3)), eller samme isokore (for ligning (9.4)).
Så, ved konstant trykk, er volumet av en gass proporsjonal med den absolutte temperaturen; og ved konstant volum er gasstrykket proporsjonalt med den absolutte temperaturen.
Enhver ekte gass følger ligningene mer nøyaktig PV= const, , , jo lavere tetthet, dvs. jo større volum opptar den.
I følge Eq. PV= const, volumet øker med synkende trykk, og i henhold til volumet øker med temperaturen. Følgelig er de betraktede gasslovene gyldige ved ikke for lave temperaturer og lave trykk.
En gass som nøyaktig følger disse ligningene kalles ideal. Enhver ekte gass nærmer seg en ideell gass ettersom dens tetthet avtar.
Kommentar:
1. Daltons lov.
DEFINISJON: Delvis Trykk av gass som inngår i en gassblanding kalles trykket som denne gassen ville hatt hvis alle andre gasser ble fjernet fra volumet.
I 1801 etablerte den engelske fysikeren og kjemikeren Dalton forholdet mellom trykket til en gassblanding og partialtrykket til gassene som kommer inn i den.
DEFINISJON: Trykket til en gassblanding er lik summen av partialtrykket til gassene som kommer inn i den.
P=P1+P2+P3+…
Avogadros lov.
Basert på eksperimenter med forskjellige gasser, den italienske forskeren Avogadro i 1811. etablert følgende lov:
DEFINISJON: Ved samme temperatur og trykk opptar kilomol av alle gasser de samme volumene.
Under normale forhold (t=0°C, P=1 atm) er volumet av en kilomol av en hvilken som helst gass 22,4 m 3 /kmol.
9.2.4. Ligning for tilstanden til en ideell gass (Mendeleev-Clapeyron-ligningen).
Tidligere ble gassprosesser vurdert der en av gasstilstandsparametrene forble uendret, mens de to andre endret seg. La oss nå vurdere det generelle tilfellet når alle tre parametrene til gasstilstanden endres og få en ligning som forbinder alle disse parametrene. Loven som beskriver slike prosesser ble opprettet i 1834. Clapeyron (fransk fysiker, fra 1830 arbeidet ved St. Petersburg Institute of Railways) ved å kombinere lovene diskutert ovenfor.
La det være litt gass med massen "m". På diagrammet (P, V) vurderer vi to av dets vilkårlige tilstander, bestemt av verdiene til parametrene P 1, V 1, T 1 og P 2, V 2, T 2. Vi vil overføre gass fra tilstand 1 til tilstand 2 ved to prosesser:
1. isotermisk ekspansjon (1®1¢);
2. isokorisk kjøling (1¢®2).
Den første fasen av prosessen er derfor beskrevet av Boyle-Mariotte-loven
. (9.5)
Den andre fasen av prosessen er beskrevet av Gay-Lussacs lov:
Utenom disse ligningene får vi:
. (9.7)
Siden tilstand 1 og 2 ble tatt helt vilkårlig, kan det hevdes at for enhver stat:
hvor C er en konstant verdi for en gitt gassmasse.
Ulempen med denne ligningen er at verdien av "C" er forskjellig for forskjellige gasser For å eliminere denne ulempen, mendeleev i 1875. litt modifisert Clapeyrons lov, og kombinerte den med Avogadros lov.
La oss skrive den resulterende ligningen for volumet V km. en 1 kilomol gass, som angir konstanten med bokstaven "R":
I henhold til Avogadros lov, med samme verdier av P og T, vil kilomol av alle gasser ha samme volumer V km. og derfor vil konstanten "R" være den samme for alle gasser.
Konstanten "R" kalles den universelle gasskonstanten. Den resulterende ligningen relaterer parametrene kilomol ideell gass og representerer derfor tilstandsligningen til en ideell gass.
Verdien av konstanten "R" kan beregnes:
.
Det er lett å flytte fra ligningen for 1 kmol til ligningen for en hvilken som helst masse gass "m", med tanke på at ved samme trykk og temperatur "z" vil kilomol gass oppta "z" ganger mer volum enn 1 kmol . (V=z×V km.).
På den annen side vil forholdet , der m er massen til gassen, m er massen på 1 kmol, bestemme antall mol gass.
La oss multiplisere begge sider av Clapeyron-ligningen med verdien , vi får
Þ 
(9.7a)
Dette er tilstandsligningen til en ideell gass, skrevet for enhver gassmasse.
Ligningen kan gis en annen form. For å gjøre dette introduserer vi mengden
Hvor R– universell gasskonstant;
N A– Avogadros nummer;
Substitusjon av numeriske verdier R Og N A gir følgende verdi:
.
Multipliser og del høyre side av ligningen med N A, Deretter 
, her er antall molekyler i gassmassen "m".
Med dette i tankene
(*)
Ved å introdusere mengden - antall molekyler per volumenhet, kommer vi til formelen:
Ligninger (*) og (**) representerer forskjellige former for å skrive tilstandsligningen til en ideell gass.
Forhold , da kan tettheten til en ideell gass fås fra ligningen 
.
Þ 
Þ .
Således er tettheten til en ideell gass proporsjonal med trykket og omvendt proporsjonal med temperaturen.
Det enkle forholdet mellom temperatur og andre parametere for en ideell gass gjør det fristende å bruke som et termometrisk stoff. Ved å sikre konstant volum og bruke gasstrykk som temperaturindikator kan du få et termometer med en ideell lineær temperaturskala. Vi vil kalle denne skalaen ideell gasstemperaturskala.
I praksis, i henhold til internasjonal avtale, er den termometriske kroppen tatt hydrogen. Skalaen etablert for hydrogen ved å bruke den ideelle gassligningen for tilstand kalles empirisk temperaturskala.