Gjendja agregate e materies, në të cilën energjia kinetike e grimcave tejkalon shumë energjinë e tyre potenciale të ndërveprimit, quhet gaz. Fizika e substancave të tilla ka filluar të merret parasysh në shkollën e mesme. Çështja kryesore në përshkrimin matematikor të kësaj lënde të lëngshme është ekuacioni i gjendjes për një gaz ideal. Do ta studiojmë në detaje në artikull.
Gazi ideal dhe ndryshimi i tij nga ai real
Siç e dini, çdo gjendje gazi karakterizohet nga lëvizje kaotike me shpejtësi të ndryshme të molekulave dhe atomeve të tij përbërëse. Në gazet reale, si ajri, grimcat ndërveprojnë me njëra-tjetrën në një mënyrë ose në një tjetër. Në thelb, ky ndërveprim ka një karakter van der Waals. Sidoqoftë, nëse temperaturat e sistemit të gazit janë të larta (temperatura e dhomës dhe më lart) dhe presioni nuk është i madh (që korrespondon me atmosferën), atëherë ndërveprimet e van der Waals janë aq të vogla sa nukndikojnë në sjelljen makroskopike të të gjithë sistemit të gazit. Në këtë rast, ata flasin për idealin.
Duke kombinuar informacionin e mësipërm në një përkufizim, mund të themi se një gaz ideal është një sistem në të cilin nuk ka ndërveprime midis grimcave. Vetë grimcat janë pa dimensione, por kanë një masë të caktuar, dhe përplasjet e grimcave me muret e enës janë elastike.
Praktikisht të gjithë gazrat që një person has në jetën e përditshme (ajri, metani natyror në sobat me gaz, avujt e ujit) mund të konsiderohen ideale me saktësi të kënaqshme për shumë probleme praktike.
Parakushtet për paraqitjen e ekuacionit ideal të gjendjes së gazit në fizikë
Njerëzimi studioi në mënyrë aktive gjendjen e gaztë të materies nga pikëpamja shkencore gjatë shekujve XVII-XIX. Ligji i parë që përshkruante procesin izotermik ishte lidhja e mëposhtme midis vëllimit të sistemit V dhe presionit në të P:
i zbuluar eksperimentalisht nga Robert Boyle dhe Edme Mariotte
PV=konst, me T=konst
Duke eksperimentuar me gazra të ndryshëm në gjysmën e dytë të shekullit të 17-të, shkencëtarët e përmendur zbuluan se varësia e presionit nga vëllimi ka gjithmonë formën e një hiperbole.
Pastaj, në fund të shekullit të 18-të - në fillim të shekullit të 19-të, shkencëtarët francezë Charles dhe Gay-Lussac zbuluan eksperimentalisht dy ligje të tjera të gazit që përshkruanin matematikisht proceset izobarike dhe izokorike. Të dy ligjet janë renditur më poshtë:
- V / T=konst, kur P=konst;
- P / T=konst, me V=konst.
Të dyja barazitë tregojnë një proporcion të drejtpërdrejtë midis vëllimit të gazit dhe temperaturës, si dhe midis presionit dhe temperaturës, duke ruajtur respektivisht presionin dhe vëllimin konstant.
Një tjetër parakusht për përpilimin e ekuacionit të gjendjes së një gazi ideal ishte zbulimi i lidhjes së mëposhtme nga Amedeo Avagadro në vitet 1910:
n / V=Const, me T, P=konst
Italiani provoi eksperimentalisht se nëse rrisni sasinë e substancës n, atëherë në temperaturë dhe presion konstant, vëllimi do të rritet në mënyrë lineare. Gjëja më befasuese ishte se gazrat e natyrës së ndryshme në të njëjtat presione dhe temperatura zinin të njëjtin vëllim nëse numri i tyre përputhej.
Ligji Clapeyron-Mendeleev
Në vitet '30 të shekullit të 19-të, francezi Emile Clapeyron botoi një vepër në të cilën ai dha ekuacionin e gjendjes për një gaz ideal. Ishte pak më ndryshe nga forma moderne. Në veçanti, Clapeyron përdori konstante të caktuara të matura eksperimentalisht nga paraardhësit e tij. Disa dekada më vonë, bashkatdhetari ynë D. I. Mendeleev zëvendësoi konstantet e Clapeyron me një të vetme - konstanten universale të gazit R. Si rezultat, ekuacioni universal mori një formë moderne:
PV=nRT
Është e lehtë të merret me mend se ky është një kombinim i thjeshtë i formulave të ligjeve të gazit që u shkruan më lart në artikull.
Konstanta R në këtë shprehje ka një kuptim fizik shumë specifik. Tregon punën që do të bëjë 1 nishan.gaz nëse zgjerohet me një rritje të temperaturës me 1 kelvin (R=8,314 J / (molK)).
Forma të tjera të ekuacionit universal
Përveç formës së mësipërme të ekuacionit universal të gjendjes për një gaz ideal, ka ekuacione të gjendjes që përdorin sasi të tjera. Këtu janë ato më poshtë:
- PV=m / MRT;
- PV=NkB T;
- P=ρRT / M.
Në këto barazime, m është masa e një gazi ideal, N është numri i grimcave në sistem, ρ është dendësia e gazit, M është vlera e masës molare.
Kujtoni se formulat e shkruara më sipër janë të vlefshme vetëm nëse njësitë SI përdoren për të gjitha sasitë fizike.
Shembull problem
Pasi kemi marrë informacionin e nevojshëm teorik, do të zgjidhim problemin e mëposhtëm. Azoti i pastër është në një presion prej 1.5 atm. në një cilindër, vëllimi i të cilit është 70 litra. Është e nevojshme të përcaktohet numri i moleve të një gazi ideal dhe masa e tij, nëse dihet se ai është në një temperaturë prej 50 °C.
Së pari, le të shkruajmë të gjitha njësitë matëse në SI:
1) P=1,5101325=151987,5 Pa;
2) V=7010-3=0,07 m3;
3) T=50 + 273, 15=323, 15 K.
Tani i zëvendësojmë këto të dhëna në ekuacionin Clapeyron-Mendeleev, marrim vlerën e sasisë së substancës:
n=PV / (RT)=151987,50,07 / (8,314323,15)=3,96 mol
Për të përcaktuar masën e azotit, duhet të mbani mend formulën e tij kimike dhe të shihni vlerënmasa molare në tabelën periodike për këtë element:
M(N2)=142=0,028 kg/mol.
Masa e gazit do të jetë:
m=nM=3,960,028=0,111 kg
Kështu, sasia e azotit në tullumbace është 3,96 mol, masa e tij është 111 gramë.
