Lënda kryesore e studimit të termodinamikës së sistemeve të gazit është ndryshimi në gjendjet termodinamike. Si rezultat i ndryshimeve të tilla, gazi mund të kryejë punë dhe të ruajë energjinë e brendshme. Le të studiojmë në artikullin më poshtë tranzicione të ndryshme termodinamike në një gaz ideal. Vëmendje e veçantë do t'i kushtohet studimit të grafikut të procesit izotermik.
Gaze ideale
Duke gjykuar nga vetë emri, mund të themi se gazet 100% ideale nuk ekzistojnë në natyrë. Megjithatë, shumë substanca reale e kënaqin këtë koncept me saktësi praktike.
Një gaz ideal është çdo gaz në të cilin ndërveprimet midis grimcave të tij dhe madhësive të tyre mund të neglizhohen. Të dyja kushtet plotësohen vetëm nëse energjia kinetike e molekulave do të jetë shumë më e madhe se energjia potenciale e lidhjeve ndërmjet tyre dhe distancat ndërmjet molekulave do të jenë shumë më të mëdha se madhësia e grimcave.
Për të përcaktuar se cila ështëNëse gazi në studim është ideal, mund të përdorni një rregull të thjeshtë: nëse temperatura në sistem është mbi temperaturën e dhomës, presioni nuk është shumë i ndryshëm nga presioni atmosferik ose më i vogël se ai, dhe molekulat që përbëjnë sistemin janë kimikisht inerte, atëherë gazi do të jetë ideal.
Ligji kryesor
Po flasim për ekuacionin ideal të gazit, i cili quhet edhe ligji Clapeyron-Mendeleev. Ky ekuacion u shkrua në vitet '30 të shekullit XIX nga inxhinieri dhe fizikani francez Emile Clapeyron. Disa dekada më vonë, kimisti rus Mendeleev e solli atë në formën e tij moderne. Ky ekuacion duket si ky:
PV=nRT.
Në anën e majtë të ekuacionit është prodhimi i presionit P dhe vëllimit V, në anën e djathtë të ekuacionit është prodhimi i temperaturës T dhe sasisë së substancës n. R është konstanta universale e gazit. Vini re se T është temperatura absolute, e cila matet në Kelvins.
Ligji Clapeyron-Mendeleev u mor fillimisht nga rezultatet e ligjeve të mëparshme të gazit, domethënë ai bazohej vetëm në bazën eksperimentale. Me zhvillimin e fizikës moderne dhe teorisë kinetike të lëngjeve, ekuacioni i gazit ideal mund të nxirret duke marrë parasysh sjelljen mikroskopike të grimcave të sistemit.
Proces izotermik
Pavarësisht nëse ky proces ndodh në gaze, lëngje apo lëndë të ngurta, ai ka një përkufizim shumë të qartë. Një tranzicion izotermik është një kalim midis dy gjendjeve në të cilat temperatura e sistemitruhet, pra, mbetet e pandryshuar. Prandaj, grafiku i procesit izotermik në boshtet e kohës (boshti x) - temperatura (boshti y) do të jetë një vijë horizontale.
Lidhur me një gaz ideal, vërejmë se kalimi izotermik për të quhet ligji Boyle-Mariotte. Ky ligj u zbulua në mënyrë eksperimentale. Për më tepër, ai u bë i pari në këtë zonë (gjysma e dytë e shekullit të 17-të). Ai mund të merret nga çdo nxënës nëse merr parasysh sjelljen e gazit në një sistem të mbyllur (n=konst) në një temperaturë konstante (T=konst). Duke përdorur ekuacionin e gjendjes, marrim:
nRT=konst=>
PV=konst.
Barazia e fundit është ligji Boyle-Mariotte. Në tekstet e fizikës, mund të gjeni edhe këtë formë të shkrimit të saj:
P1 V1=P2 V 2.
Gjatë kalimit nga gjendja izotermale 1 në gjendjen termodinamike 2, produkti i vëllimit dhe presionit mbetet konstant për një sistem të mbyllur gazi.
Ligji i studiuar flet për proporcion të kundërt midis vlerave të P dhe V:
P=konst / V.
Kjo do të thotë se grafiku i procesit izotermik në një gaz ideal do të jetë një kurbë hiperbole. Tre hiperbola janë paraqitur në figurën më poshtë.
Secili prej tyre quhet izotermi. Sa më e lartë të jetë temperatura në sistem, aq më larg boshteve të koordinatave do të jetë izotermia. Nga figura e mësipërme, mund të konkludojmë se jeshile korrespondon me temperaturën më të lartë në sistem, dhe blu me më të ulëtën, me kusht që sasia e substancës në të tresistemet janë të njëjta. Nëse të gjitha izotermat në figurë janë ndërtuar për të njëjtën temperaturë, atëherë kjo do të thotë se kurba e gjelbër korrespondon me sistemin më të madh për sa i përket sasisë së substancës.
Ndryshim në energjinë e brendshme gjatë një procesi izotermik
Në fizikën e gazeve ideale, energjia e brendshme kuptohet si energji kinetike e lidhur me lëvizjen rrotulluese dhe përkthimore të molekulave. Nga teoria kinetike është e lehtë të merret formula e mëposhtme për energjinë e brendshme U:
U=z / 2nRT.
Ku z është numri i shkallëve të lëvizjes së lirë të molekulave. Ai varion nga 3 (gaz monoatomik) në 6 (molekula poliatomike).
Në rastin e një procesi izotermik, temperatura mbetet konstante, që do të thotë se arsyeja e vetme për ndryshimin e energjisë së brendshme është dalja ose mbërritja e grimcave të materies në sistem. Kështu, në sistemet e mbyllura, gjatë një ndryshimi izotermik të gjendjes së tyre, energjia e brendshme ruhet.
Proceset izobarike dhe izokorike
Përveç ligjit Boyle-Mariotte, ekzistojnë edhe dy ligje bazë të gazit që u zbuluan gjithashtu në mënyrë eksperimentale. Ata mbajnë emrat e francezëve Charles dhe Gay-Lussac. Matematikisht, ato shkruhen kështu:
V / T=konstacion kur P=konst;
P / T=konstit kur V=konst.
Ligji i Charles thotë se gjatë një procesi izobarik (P=konst) vëllimi varet linearisht nga temperatura absolute. Ligji i Gay-Lussac tregon një marrëdhënie lineare midis presionit dhe temperaturës absolute në izokoriktranzicioni (V=konst).
Nga barazitë e dhëna rezulton se grafikët e tranzicionit izobarik dhe izokorik ndryshojnë ndjeshëm nga procesi izotermik. Nëse izotermi ka formën e një hiperbole, atëherë izobari dhe izokora janë vija të drejta.
Procesi izobarik-izotermik
Kur merren parasysh ligjet e gazit, ndonjëherë harrohet se, përveç vlerave të T, P dhe V, vlera e n në ligjin Clapeyron-Mendeleev gjithashtu mund të ndryshojë. Nëse rregullojmë presionin dhe temperaturën, atëherë marrim ekuacionin e tranzicionit izobarik-izotermik:
n / V=konst kur T=konst, P=konst.
Lidhja lineare midis sasisë së substancës dhe vëllimit sugjeron që në të njëjtat kushte, gazra të ndryshëm që përmbajnë të njëjtën sasi të substancës zënë vëllime të barabarta. Për shembull, në kushte normale (0 oC, 1 atmosferë), vëllimi molar i çdo gazi është 22,4 litra. Ligji i konsideruar quhet parimi i Avogadros. Ai qëndron në themel të ligjit të D altonit për përzierjet ideale të gazit.
