Реферат на тему идеальный газ

Обновлено: 05.07.2024

ВВЕДЕНИЕ………………………………………………………………………..3
1.ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА…………………………..5
2.МОДЕЛЬ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА……………………………………………. 9
3.УПРАВЛЕНИЕ СОСТОЯНИЕМ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА……………..….16
ЗАКЛЮЧЕНИЕ………………………………………………………………….21
СПИСОК ИСПОЛЬЗУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ………………………………. 23

Содержимое работы - 1 файл

реферат по физике.docx

1.ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА…………………………..5

2.МОДЕЛЬ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА……………………………………………. 9

3.УПРАВЛЕНИЕ СОСТОЯНИЕМ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА……………..….16

СПИСОК ИСПОЛЬЗУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ………………………………. 23

В данном реферате мы рассмотрим идеальный газ — математическая модель газа , в которой предполагается, что потенциальной энергией молекул можно пренебречь по сравнению с их кинетической энергией. Между молекулами не действуют силы притяжения или отталкивания, соударения частиц между собой и со стенками сосуда абсолютно упруги , а время взаимодействия между молекулами пренебрежимо мало по сравнению со средним временем между столкновениями.

Понятие об идеальном газе является практически удобной абстракцией. Такое понятие дало возможность построить молекулярно-кинетическую теорию, рассмотреть вопросы о вычислении теплоемкостей, явления переноса и др. В определенных границах выводы этой теории хорошо подтверждаются экспериментами.

Модель широко применяется для решения задач термодинамики газов и задач аэрогазодинамики . Например, воздух при атмосферном давлении и комнатной температуре с большой точностью описывается данной моделью. В случае экстремальных температур или давлений требуется применение более точной модели, например модели газа Ван-дер-Ваальса , в котором учитывается притяжение между молекулами.

Далее будет рассмотрено, уравнение состояния: называется уравнение, связывающее параметры физической системы и однозначно определяющее ее состояние.

В 1834 г. французский физик Б. Клапейрон, работавший дли тельное время в Петербурге, вывел уравнение состояния идеального газа для постоянной массы газа. В 1874 г. Д. И. Менделеев вывел уравнение для произвольного числа молекул. Не только идеальный газ, но и любая реальная система - газ, жидкость, твердое тело - характеризуется своим уравнением состояния. Но только эти уравнения намного сложнее, чем уравнение Менделеева - Клапейрона для идеального (достаточно разреженного) газа.
Знать уравнение состояния необходимо при исследовании тепловых явлений. Оно позволяет полностью или частично ответить сразу на три группы различных вопросов. Рассмотрим давление идеального газа в состоянии равновесия. Давление определяется силой, с которой газ давит на единицу площади стенки сосуда.

Идеальным газом - называют такой газ, в котором потенциальная энергия молекул не существенна. Учитывается лишь кинетическая энергия газа. Частицы идеального газа не притягиваются и не отталкиваются, не соударяются друг с другом и со стенками сосуда. Такого газа в природе не существует. Введем ограничения, которые свойственны любой физической теории.

Идеальный газ - модель реального газа, которая удовлетворяет следующим требованиям:

- расстояние между молекулами гораздо больше их размеров (молекулы можно считать материальными точками);
- силами взаимодействия, кроме моментов соударения, можно пренебречь (потенциальная энергия взаимодействия молекул по сравнению с кинетической энергией хаотического движения пренебрежимо мала);

- столкновение молекул друг с другом и со стенками абсолютно упругое;

- движение каждой молекулы подчиняется классическим законам динамики Ньютона.

Идеальный газ — это теоретическая модель газа, в которой пренебрегают размерами и взаимодействиями частиц газа и учитывают лишь их упругие столкновения.

Идеальный газ — математическая модель газа, в которой предполагается, что потенциальной энергией молекул можно пренебречь по сравнению с их кинетической энергией. Между молекулами не действуют силы притяжения или отталкивания, соударения частиц между собой и со стенками сосуда абсолютно упруги, а время взаимодействия между молекулами пренебрежимо мало по сравнению со средним временем между столкновениями.

Идеальный газ представляет собой упрощенную математическую модель реального газа: молекулы считаются движущимися хаотически, а соударения между молекулами и удары молекул о стенки сосуда — упругими, то есть не приводящими к потерям энергии в системе. Такая упрощенная модель очень удобна, поскольку позволяет обойти очень неприятную трудность — необходимость учитывать силы взаимодействия между молекулами газа. И это себя оправдывает, поскольку в природных условиях поведение большинства реальных газов практически не отличается от поведения идеального газа — отклонения в поведении практически всех природных газов, например атмосферного азота и кислорода, от поведения идеального газа не превышают 1%. Это позволяет ученым спокойно включать уравнение состояния идеального газа даже в весьма сложные теоретические расчеты. Например, астрономы при моделировании горячих звезд обычно считают вещество звезды идеальным газом и весьма точно прогнозируют давления и температуры внутри них. (Заметьте, что вещество внутри звезды ведет себя как идеальный газ, хотя его плотность несопоставимо выше плотности любого вещества в земных условиях. А дело в том, что вещество звезды состоит из полностью ионизированных ядер водорода и гелия — то есть из частиц значительно меньшего диаметра, чем диаметр атомов земных газов.) В будущем, по мере совершенствования теоретических методов, возможно, будут выведены более точные уравнения для описания состояния реальных газов с учетом их характеристик на молекулярном уровне.

Идеальный газ – это научный конструкт, модель.

классический идеальный газ,
квантовый идеальный газ.

Описание классического идеального газа

Частицы газа имеют предельно малый диаметр, их объемы практически приближаются к нулю. При этом расстояние между частицами газа сравнительно велико.

Частицы газа соударяются, вследствие чего между ними возникают силы отталкивания.

Суммарная энергия частиц идеального классического газа постоянна.

Давление классического идеального газа равно сумме импульсов, которые производятся частицами газа, сталкивающимися со стенками сосуда в единицу времени. Идеальный газ в физике описывается через уравнение Менделеева – Клапейрона:

p = nkT, в котором

р – давление газа,

n - концентрация частиц газа,

k – постоянная Больцмана,

T-абсолютная температура.
Реальный разреженный газ приблизительно ведет себя как идеальный газ.
Основное уравнение молекулярно-кинетической теории идеального газа устанавливает связь между макроскопической величиной - давлением, которое может быть измерено, например манометром, и микроскопическими величинами, характеризующими молекулу:

где р - давление, m₀ - масса молекулы, п - концентрация (число молекул в единице объема), v 2 - средний квадрат скорости молекул.
Если через Е обозначить среднюю кинетическую энергию поступательного движения молекулы

Давление идеального газа пропорционально концентрации молекул и средней кинетической энергии их поступательного движения.

2.МОДЕЛЬ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА МКТ

Модель идеального газа была предложена в 1847 г. Дж. Герапатом. На основе этой модели были теоретически выведены газовые законы (закон Бойля-Мариотта, закон Гей-Люссака, закон Шарля, закон Авогадро), которые ранее были установлены экспериментально. Модель идеального газа была положена в основу молекулярно-кинетической теории газа.

Основными законами идеального газа являются уравнение состояния и закон Авогадро, в которых впервые были связаны макро характеристики газа (давление, температура, масса) с массой молекулы (уравнение Менделеева-Клапейрона, или уравнение состояния идеального газа).

В современной физике ее используют также для описания ансамблей любых слабовзаимодействующих частиц. Модель идеального газа справедлива для реальных классических газов при достаточно высоких температурах и разрежениях, когда среднее расстояние между молекулами много больше размеров самих молекул. В этом случае силами притяжения можно пренебречь. Силы же отталкивания проявляются лишь при столкновении друг с другом в течение ничтожно малых интервалов времени.

В простейшей модели газа молекулы рассматриваются как очень маленькие твердые шарики, обладающие массой. Движение отдельных молекул подчиняется законам механики Ньютона. Конечно, не все процессы в разреженных газах можно объяснить с помощью такой модели, однако давление газа вычислить с ее помощью можно.

Свойства идеального газа на основе молекулярно-кинетических представлений:

-объём частицы газа равен нулю (то есть диаметр молекулы d пренебрежимо мал по сравнению со средним расстоянием между ними);

-импульс передается только при соударениях (то есть силы притяжения между молекулами не учитываются, а силы отталкивания возникают только при соударениях);

-суммарная энергия частиц газа постоянна (то есть, нет передачи энергии за счет передачи тепла или излучением).

Достаточно разреженный газ называется идеальным. Но, что значит - "достаточно разреженный"? В газе молекулы совершают свободное (изолированное от других молекул) движение, лишь время от времени сталкиваясь друг с другом или со стенками сосуда. До тех пор пока молекула совершает свободное движение, у нее имеется только кинетическая энергия. Во время столкновения у молекул появляется и потенциальная энергия. Таким образом, полная энергия газа представляет сумму кинетической и потенциальной энергии ее молекул. Чем разреженный газ, тем больше молекул в каждый момент времени пребывает в состоянии свободного движения, имеющих только кинетическую энергию. Следовательно, пpи разрежении газа уменьшается доля потенциальной энергии в сравнении с кинетической.
Газ становится достаточно разреженным, чтобы считать его идеальным, если потенциальной энергией его молекул можно пренебречь в сравнении с кинетической.
Рассмотрим давление идеального газа в состоянии равновесия. Давление определяется силой, с которой газ давит на единицу площади стенки сосуда. В свою очередь, сила есть импульс, передаваемый от тела к телу в секунду. Чтобы найти давление газа, нужно найти, какой импульс передаёт газ единице площади стенки сосуда в секунду. Займемся этим расчётом.
Будем считать, что соударение отдельной молекулы со стенкой сосуда подчиняется законам упругого столкновения: молекула отскакивает от стенки с первоначальным по модулю импульсом и угол ее падения равен углу отражения (рис. 6.4). В этом случае от молекулы стенке передаётся только х - составляющая импульса:

(2.1.)
Движение молекул в направлении других осей координат пpи передаче импульса выбранной стенке не существенно, и можно считать, что молекулы движутся только по оси х. (Движение по другим осям будет учтено в конце расчёта.)

Найдем число столкновений молекул о площадку с единичной площадью стенки в секунду, если скорость молекулы ровна vx. Легко понять, что это число равно числу молекул с данной скоростью, находящихся в цилиндре с основанием в единицу площади и высотой, численно равной vx (рис. 6.5) В самом деле, молекулы вне данного цилиндра просто не попадут в течение секунды на заданную единицу площади стенки (или не долетят до стенки, или ударятся о стенку не в том месте).

Наоборот, все молекулы, попадающие в цилиндр, проходя за секунду путь, равный vx, попадут на данную площадь стенки сосуда. Обозначим число молекул, обладающих заданной скоростью vx и находящихся в единице объема газа, через nvx. Тогда число молекул, попадающих в цилиндр, или число молекул, ударяющихся о стенку со скоростью vx, равно
(2.2.)

Эти молекулы передают стенке импульс, равный
(2.3.)
Полный же импульс, который получает стенка на единице площади, т.е. давление газа, определяется суммированием таких выражений по всем возможным положительным значениям скорости молекулы (по отрицательным значениям скорости vx суммировать не нужно - такие молекулы летят от стенки и на нее не попадают).

(2.4)
Обозначим через n полное число молекул в единице объема газа. Половина из них летит к стенке (имеет скорость vx больше нуля).

Перепишем формулу (2.4) в виде

(2.5)
и учтем, что выражение представляет собой средний квадрат скорости молекулы.
(2.6)

Следовательно, формулу (2.6) можно переписать так:

( 2.7)
Наконец, учтем, что скорости молекул газа распределены по направлениям равномерно (газ изотропен), и, следовательно,
(2.8)
Поэтому окончательно формулу для давления газа представим в виде:

(2.9)
Итак, давление идеального газа в состоянии равновесия равно двум третям произведения средней кинетической энергии поступательного движения молекулы газа на число молекул в единице объема газа.
Средняя кинетическая энергия молекулы пpи равновесии идеального газа обладает одной очень важной особенностью: в смеси различных идеальных газов средняя кинетическая энергия молекулы для различных компонентов смеси одна и та же. Например, воздух представляет собой смесь газов. Средняя энергия молекулы воздуха для всех его компонентов пpи нормальных условиях, когда воздух еще можно рассматривать как идеальный газ, одинакова. Данное свойство идеальных газов может быть доказано на основании общих статистических соображений. Из него вытекает важное следствие: если два различных газа (в разных сосудах) находятся в тепловом равновесии друг с другом, то средние кинетические энергии их молекул одинаковы. Этот вывод может быть использован для определения универсальной газовой температуры.
Рассмотрим газовый термометр с идеальным газом. Он представляет собой сосуд с газом, к которому подключен манометр. Роль температурного признака в газовом термометре выполняет давление, показываемое манометром. Правда, под газовой температурой понимают не давление, а величину, ему пропорциональную, а именно p/n (n - концентрация молекул в газовом термометре есть величина постоянная). Величина p/n имеет размерность энергии и обозначается q. Чем замечательна газовая температура? Во-первых, тем, что она является универсальной температурой в том смысле, что не зависит от вида газа, заполняющего газовый термометр. Во-вторых, эта температура имеет простую физическую интерпретацию - она пропорциональна средней кинетической энергии молекулы идеального газа. В-третьих, эта температура имеет естественный нуль. Газовая температура равна нулю, когда молекулы идеального газа имеют минимальную энергию, т.е. становятся неподвижными. Правда, это состояние идеального газа практически недостижимо. Оно недостижимо уже потому, что пpи достаточно низких температурах ни один реальный газ нельзя рассматривать как идеальный. Но важно то, что универсальная газовая температура хотя бы теоретически допускает некий абсолютный нуль. И, наконец, в-четвертых, оказывается, что универсальная газовая температурная шкала совпадает с так называемой абсолютной температурной шкалой, которая может быть введена теоретически из самых общих теpмо - динамических соображений. По последней причине (хотя это пока и не доказано) в дальнейшем газовую температуру будем называть абсолютной температурой (или термодинамической, или температурой по шкале Кельвина).
Итак, для идеального газа, какой бы он ни был, имеет место соотношение:

(2.10)
Температура измеряется в джоулях. На практике абсолютная температура измеряется в кельвинах (К). Количество джоулей, соответствующее одному кельвину, - переходный множитель от градуса к джоулю - обозначается буквой k и называется постоянной Больцмана. k = 1,38 10^-23 Дж/К .

Понятие и применение идеального газа при решении задач термодинамики газов и задач аэрогазодинамики. Свободная энергия идеального газа. Характеристика закона Шарля, закона Гей-Люссака, закона Бойля-Мариотта и Авогадро. Уравнение состояния идеального газа.

Рубрика	Физика и энергетика
Вид	реферат
Язык	русский
Дата добавления	06.12.2017
Размер файла	234,5 K

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Идеальный газ -- математическая модельгаза, в которой предполагается, что потенциальной энергией молекул можно пренебречь по сравнению с их кинетической энергией. Между молекулами не действуют силы притяжения или отталкивания, соударения частиц между собой и со стенками сосуда абсолютно упруги, а время взаимодействия между молекулами пренебрежимо мало по сравнению со средним временем между столкновениями.

Модель широко применяется для решения задач термодинамики газов и задач аэрогазодинамики. Например, воздух при атмосферном давлении и комнатной температуре с большой точностью описывается данной моделью. В случае экстремальных температур или давлений требуется применение более точной модели, например модели газа Ван-дер-Ваальса, в котором учитывается притяжение между молекулами.

Различают классический идеальный газ (его свойства выводятся из законов классической механики и описываются статистикой Больцмана) и квантовый идеальный газ (свойства определяются законами квантовой механики, описываются статистиками Ферми -- Дирака или Бозе -- Эйнштейна).

Газовые законы - законы термодинамических процессов, протекающих в системе с неизменным количеством вещества при постоянном значении одного из параметров: закон Шарля, закон Гей-Люссака, закон Бойля-Мариотта, а также закон Авогадро, закон Дальтона.

Закон Бойля-Мариотта. Изотерма

ЗАКОН БОЙЛЯ -- МАРИОТТА, один из основных газовых законов, который описывает изотермические процессы в идеальных газах. Его установили учёные Р. Бойль в 1662 г. и Э. Мариотт в 1676 г. независимо друг от друга при экспериментальном изучении зависимости давления газа от его объема при постоянной температуре.

Согласно закону Бойля-Мариотта при постоянной температуре Т объем V данной массы m идеального газа обратно пропорционален его давлению р , т. е.:

pV = const = С приT=const иm=const

Постоянная С пропорциональна массе газа (числу молей) и его абсолютной температуре. Другими словами: произведение объема данной массы идеального газа на его давление постоянно при постоянной температуре. Закон Бойля -- Мариотта выполняется строго для идеального газа. Для реальных газов закон Бойля -- Мариотта выполняется приближенно. Практически все газы ведут себя как идеальные при не слишком высоких давлениях и не слишком низких температурах.

Закон Бойля -- Мариотта следует из кинетической теории газов, когда принимается допущение, что размеры молекул пренебрежимо малы по сравнению с расстоянием между ними и отсутствует межмолекулярное взаимодействие. При больших давлениях необходимо вводить поправки на силы притяжения между молекулами и на объем самих молекул. Как и уравнение Клайперона, закон Бойля -- Мариотта описывает предельный случай поведения реального газа, более точно описываемый уравнением Ван-дер-Ваальса. Применение закона приближенно можно наблюдать в процессе сжатия воздуха компрессором или в результате расширения газа под поршнем насоса при откачке его из сосуда.

Термодинамический процесс, котроый происходит при постоянной температуре называется изотермическим. Изображение его на графике называется изотермой.(см. график изотермического процесса)

Закон Гей-Люссака. Изобара

Французский ученый Ж. Гей-Люссак в 1802 году нашел экспериментально зависимость объема газа от температуры при постоянном давлении. Данные лежат в основе газового закона Гей-Люссака.

Формулировка закона Гей-Люссака следующая: для данной массы газа отношение объема газа к его температуре постоянно, если давление газа не меняется. Эту зависимость математически записывают так:

V/ Т =const, если P=const и m=const

Данный закон приближенно можно наблюдать, когда происходит расширение газа при его нагревании в цилиндре с подвижным поршнем. Постоянство давления в цилиндре обеспечивается атмосферным давлением на внешнюю поверхность поршня. Другим проявлением закона Гей-Люссака в действии является аэростат. Закон Гей-Люссака не соблюдается в области низких температур, близких к температуре сжижения (конденсации) газов.

Закон справедлив для идеального газа. Он неплохо выполняется для разреженных газов, которые по своим свойствам близки к идеальному. Температура газа должна быть достаточно велика.

Закон Шарля. Изохора

Французский ученый Ж. Шарль в 1787 году нашел экспериментально зависимость давления газа от температуры при постоянном объеме. Данные лежат в основе газового закона Шарля.

Формулировка закона Шарля следующая: для данной массы газа отношение давления газа к его температуре постоянно, если объем газа не меняется. Эту зависимость математически записывают так:

P /Т= const , если V = const и m = const

Данный закон приближенно можно наблюдать, когда происходит увеличение давления газа в любой емкости или в электрической лампочке при нагревании. Изохорный процесс используется в газовых термометрах постоянного объема. Закон Шарля не соблюдается в области низких температур, близких к температуре сжижения (конденсации) газов.

Уравнение состояния идеального газа

Уравнение состояния идеального газа (уравнение Менделеева - Клапейрона ) -- формула, устанавливающая зависимость между давлением, молярным объёмом и абсолютной температурой идеального газа. Уравнение имеет вид:

p -- давление,

V_м -- молярный объём,

T -- абсолютная температура,

R -- универсальная газовая постоянная.

Так как , где где н -- количество вещества, а , где m -- масса, м -- молярная масса, уравнение состояния можно записать:

идеальный газ аэрогазодинамика шарль

та форма записи носит имя уравнения (закона) Менделеева -- Клапейрона .

Уравнение можно записать в виде:

Последнее уравнение называют объединённым газовым законом . Из него получаются законы Бойля -- Мариотта, Шарля и Гей-Люссака:

-- закон Бойля -- Мариотта.

Уравнение Клапейрона-Менделеева. Связь между числом молей газа, его температурой, объемом и давлением

Газы нередко бывают реагентами и продуктами в химических реакциях. Не всегда удается заставить их реагировать между собой при нормальных условиях. Поэтому нужно научиться определять число молей газов в условиях, отличных от нормальных.

Для этого используют уравнение состояния идеального газа (его также называют уравнением Клапейрона-Менделеева):

где n - число молей газа;

P - давление газа (например, в атм;

V - объем газа (в литрах);

T - температура газа (в кельвинах);

R - газовая постоянная (0,0821 л·атм/моль·K).

Например, в колбе объемом 2,6 л находится кислород при давлении 2,3 атм и температуре 26 о С. Вопрос: сколько молей O₂ содержится в колбе?

Из газового закона найдем искомое число молей n:

Не следует забывать преобразовывать температуру из градусов Цельсия в кельвины: (273 о С + 26 о С) = 299 K. Вообще говоря, чтобы не ошибиться в подобных вычислениях, нужно внимательно следить за размерностью величин, подставляемых в уравнение Клапейрона-Менделеева. Если давление дается в мм ртутного столба, то нужно перевести его в атмосферы, исходя из соотношения: 1 атм = 760 мм рт. ст. Давление, заданное в паскалях (Па), также можно перевести в атмосферы, исходя из того, что 101325 Па = 1 атм.

** Можно проводить вычисления и в системе СИ, где объем измеряется в м 3 , а давление - в Па. Тогда используется значение газовой постоянной для системы СИ: R = 8,314 Дж/K·моль. В этом параграфе мы будем использовать объем в литрах и давление в атм.

Решим такую задачу: некоторое количество газа гелия при 78 о С и давлении 45,6 атм занимает объем 16,5 л. Каков объем этого газа при нормальных условиях? Сколько это молей гелия? Можно, конечно, просто подставить данные нам значения в уравнение Клапейрона-Менделеева и сразу вычислить число молей n. Но что делать, если на экзамене вы забыли точное значение газовой постоянной R?

Газовую постоянную не нужно запоминать - ее можно легко вычислить в любой момент. Действительно, 1 моль газа при нормальных условиях (1 атм и 273 К) занимает объем 22,4 л. Тогда:

Другой способ заключается в том, чтобы заставить газовую постоянную R сократиться. Снова вспомним, что нормальные условия - это давление 1 атм и температура 0 о С (273 K). Запишем все, что нам известно про исходные (в задаче) и конечные (при н.у.) значения P, V и T для нашего газа:

Исходные значения: P₁ = 45,6 атм, V₁ = 16,5 л, T₁ = 351 K;

Конечные значения: P₂ = 1 атм, V₂ = ? T₂ = 273 K.

Очевидно, что уравнение Клапейрона-Менделеева одинаково справедливо как для начального состояния газа, так и для конечного:

Если теперь почленно разделить верхнее уравнение на нижнее, то при неизменном числе молей n мы получаем:

После подстановки всех известных нам значений получим объем газа при н.у.

V₂ = 45,6·16,5·273 / 351 = 585 л

Итак, объем гелия при н.у. составит 585 л. Поделив это число на молярный объем газа при н.у. (22,4 л/моль) найдем число молей гелия: 585/22,4 = 26,1 моль.

Некоторых из вас, возможно, интересует вопрос, каким образом удалось определить постоянную Авогадро N_A = 6,02·10 23 ? Действительно, ранее мы получили близкое значение 6·10 23 исходя из массы протона и нейтрона 1,67·10 24 г. Но в 1811 году, когда Амедео Авогадро высказал свою гипотезу, ничего не было известно не только о массе протона или нейтрона, но и о самом существовании этих частиц!

Значение числа Авогадро было экспериментально установлено только в конце XIX - начале XX века. Опишем один из таких экспериментов.

В откачанный до глубокого вакуума сосуд объемом V = 30 мл поместили навеску элемента радия массой 0,5 г и выдержали там в течение одного года. Было известно, что за секунду 1 г радия испускает 3,7·10 10 альфа-частиц. Эти частицы представляют собой ядра гелия, которые тут же принимают электроны из стенок сосуда и превращаются в атомы гелия. За год давление в сосуде выросло до 7,95·10 -4 атм (при температуре 27 о С). Изменением массы радия за год можно пренебречь. Итак, чему равна N_A?

Сначала найдем, сколько альфа-частиц (то есть атомов гелия) образовалось за один год. Обозначим это число как N атомов:

N = 3,7·10 10 · 0,5 г · 60 сек · 60 мин · 24 час · 365 дней = 5,83·10 17 атомов.

Запишем уравнение Клапейрона-Менделеева PV = nRT и заметим, что число молей гелия n = N/N_A. Отсюда:

В начале XX века этот способ определения постоянной Авогадро был самым точным. Но почему так долго (в течение года) длился эксперимент? Дело в том, что радий добывается очень трудно. При его малом количестве (0,5 г) радиоактивный распад этого элемента дает очень мало гелия. А чем меньше газа в замкнутом сосуде, тем меньшее он создаст давление и тем большей будет ошибка измерения. Понятно, что ощутимое количество гелия может образоваться из радия только за достаточно долгое время.

Свободная энергия идеального газа

Рассмотрим термодинамическую систему, совершающую адиабатическое расширение. В таком процессе работа совершается за счет убыли внутренней энергии . Можно сказать, что внутренняя энергия характеризует способность системы совершать работу при адиабатическом расширении.

Иначе обстоят дела в случае изотермического расширения. В таком процессе . Внутреннюю энергию использовать для характеристики способности системы совершать работу нельзя, т.к. . Это побуждает нас отличать общую энергию, которой обладает система тел или тело, от той ее части, которую при данных условиях можно использовать для получения работы. Нужно найти другую функцию, которая характеризует работу и является функцией состояния.

Та часть энергии системы, которая при данных условиях может быть использована для преобразования в механическую работу, называется свободная энергия . В обратимых изотермических процессах свободная энергия характеризует способность системы совершать работу. Работа в таких процессах совершается за счет убыли свободной энергии .

При изотермическом расширении, когда работа положительна, то свободная энергия убывает, и наоборот при сжатии работа отрицательна, а свободная энергия возрастает, за счет внешних сил, сжимающих тело. Система не может совершить работу, превышающую ее свободную энергию.

В механике энергия тела равна сумме потенциальной и кинетической энергий. Оба этих вида энергий макроскопических тел могут быть полностью преобразованы в механическую работу. Внутренняя энергия молекулярной системы, в интересующем нас случае, не может быть целиком превращена в работу. Посмотрим, чем отличаются и . При изотермическом расширении идеального газа от объема до объема работа одного моля . Правая часть представляет собой убыль свободной энергии , и она тем больше, чем больше отношение объемов, т.е. чем сильнее сжат газ. А, напомним, внутренняя энергия идеального газа не зависит от объема.

В изотермическом процессе сжатый газ совершает работу за счет подводимого тепла, но мы говорим о свободной энергии газа, т.к. работу совершает газ.

В общем случае, когда процесс протекает необратимо, совершаемая работа меньше чем в обратимом процессе, т.е. меньше чем изменение свободной энергии. Ю .

Возможны так же случаи, когда изменение свободной энергии не сопровождается совершением работы, например, расширение газа в пустоту. Работ не совершается, внутренняя энергия не изменяется, а способность совершать работу падает. Это так, потому что процесс расширения газа в пустоту необратим полностью, хотя и изотермический.

Свободная энергия , так же как и внутренняя энергия является функцией состояния системы. А это вытекает из того, что при обратимом изотермическом процессе, при переходе из состояния 1 в состояние 2 и обратно в 1, работа , следовательно, в таком переходе работа не зависит от пути, а только от начального и конечного состояния системы.

Список источников

1. Вукалович М.П., Новиков И.И. - Термодинамика. М: Машиностроение, 1972

2. Грабовский Р.И. Курс физики. М: Высшая школа, 1974

4. Коротков П.Ф. Молекулярная физика и термодинамика - 2e изд., MФТИ, 2004

6. Якунин В. И., Учебное пособие для изучающих физику в средней школе., Тамбов, ТИПКРО, Тамбовский областной физико-математический лицей, 1994

Подобные документы

Определение и модель идеального газа. Микроскопические и макроскопические параметры газа и формулы для их расчета. Уравнение состояния идеального газа (уравнение Менделеева-Клайперона). Законы Бойля Мариотта, Гей-Люссака и Шарля для постоянных величин.

презентация [1008,0 K], добавлен 19.12.2013

Закон сохранения энергии и первое начало термодинамики. Внешняя работа систем, в которых существенную роль играют тепловые процессы. Внутренняя энергия и теплоемкость идеального газа. Законы Бойля-Мариотта, Шарля и Гей-Люссака, уравнение Пуассона.

презентация [0 b], добавлен 25.07.2015

Уравнение состояния идеального газа, закон Бойля-Мариотта. Изотерма - график уравнения изотермического процесса. Изохорный процесс и его графики. Отношение объема газа к его температуре при постоянном давлении. Уравнение и графики изобарного процесса.

презентация [227,0 K], добавлен 18.05.2011

Описание реальных газов в модели идеального газа. Особенности расположения молекул в газах. Описание идеального газа уравнением Клапейрона-Менделеева. Анализ уравнения Ван-дер-Ваальса. Строение твердых тел. Фазовые превращения. Диаграмма состояния.

реферат [1,1 M], добавлен 21.03.2014

Вывод первого начала термодинамики через энергию. Уравнение состояния идеального газа, уравнение Менделеева-Клапейрона. Определение термодинамического потенциала. Свободная энергия Гельмгольца. Термодинамика сплошных сред. Тепловые свойства среды.

практическая работа [248,7 K], добавлен 30.05.2013

Модель широко применяется для решения задач термодинамики газов и задач аэрогазодинамики. Например, воздух при атмосферном давлении и комнатной температуре с большой точностью описывается данной моделью. В случае экстремальных температур или давлений требуется применение более точной модели, например модели газа Ван-дер-Ваальса, в котором учитывается притяжение между молекулами.

Различают классический идеальный газ (его свойства выводятся из законов классической механики и описываются статистикой Больцмана) и квантовый идеальный газ (свойства определяются законами квантовой механики, описываются статистиками Ферми — Дирака или Бозе — Эйнштейна).

Уравнение состояния идеального газа

Уравнение состояния идеального газа (уравнение Менделеева - Клапейрона ) — формула, устанавливающая зависимость между давлением, молярным объёмом и абсолютной температурой идеального газа. Уравнение имеет вид:

V μ — молярный объём,

T — абсолютная температура,

R — универсальная газовая постоянная.

Так как , где где ν — количество вещества, а , где m — масса, μ — молярная масса, уравнение состояния можно записать:

та форма записи носит имя уравнения (закона) Менделеева — Клапейрона .

Уравнение можно записать в виде:

Последнее уравнение называют объединённым газовым законом . Из него получаются законы Бойля — Мариотта, Шарля и Гей-Люссака:

— закон Бойля — Мариотта.

Закон Бойля-Мариотта. Изотерма

ЗАКОН БОЙЛЯ — МАРИОТТА, один из основных газовых законов, который описывает изотермические процессы в идеальных газах. Его установили учёные Р. Бойль в 1662 г. и Э. Мариотт в 1676 г. независимо друг от друга при экспериментальном изучении зависимости давления газа от его объема при постоянной температуре.

pV = const = С при T=const и m=const

Постоянная С пропорциональна массе газа (числу молей) и его абсолютной температуре. Другими словами: произведение объема данной массы идеального газа на его давление постоянно при постоянной температуре. Закон Бойля — Мариотта выполняется строго для идеального газа. Для реальных газов закон Бойля — Мариотта выполняется приближенно. Практически все газы ведут себя как идеальные при не слишком высоких давлениях и не слишком низких т
емпературах.

Закон Бойля — Мариотта следует из кинетической теории газов, когда принимается допущение, что размеры молекул пренебрежимо малы по сравнению с расстоянием между ними и отсутствует межмолекулярное взаимодействие. При больших давлениях необходимо вводить поправки на силы притяжения между молекулами и на объем самих молекул. Как и уравнение Клайперона, закон Бойля — Мариотта описывает предельный случай поведения реального газа, более точно описываемый уравнением Ван-дер-Ваальса. Применение закона приближенно можно наблюдать в процессе сжатия воздуха компрессором или в результате расширения газа под поршнем насоса при откачке его из сосуда.

Закон Гей-Люссака. Изобара

V/ Т =const, если P=const и m=const

Закон справедлив для идеального газа. Он неплохо выполняется для разреженных газов, которые по своим свойствам близки к и
деальному. Температура газа должна быть достаточно велика.

Закон Шарля. Изохора

P
/Т= const , если V = const и m = const

Заключение

Список источников

Вукалович М.П., Новиков И.И. - Термодинамика. М: Машиностроение, 1972

Грабовский Р.И. Курс физики. М: Высшая школа, 1974

Коротков П.Ф. Молекулярная физика и термодинамика - 2e изд., MФТИ, 2004

Якунин В. И., Учебное пособие для изучающих физику в средней школе., Тамбов, ТИПКРО, Тамбовский областной физико-математический лицей, 1994

Идеальный поршневой компрессор

. газа в цилиндре определяется по формулам: а) для адиабатического идеального компрессора ; (111) б) для политропического идеального . , затрачиваемая в цикле. Величина энтальпии i зависит у идеального газа только от его температуры. Для .

Уравнение состояния идеального газа и основное уравнение МКТ

. состояния идеального газа. Опытные газовые законы. В МКТ используют идеализированную модель идеального газа. Идеальный газ - это газ, молекулы .

Теория идеального газа

. этой концепции – газовые законы для идеальных газов.2 Идеальный газ Расстояние между молекулами во много . сил межмолекулярного взаимодействия. Идеального газа не существует, но можно приблизиться к идеальному газу – при низком .

Теплоёмкость. Термодинамические процессы с идеальным газом

. (1.3) После соответствующих преобразований с учётом свойств идеального газа получим: (1.4) Это свидетельствует о том, . бар. Изобразите состояния газа в P – V и T – S координатах. Термодинамические процессы с идеальным газом. Краткая теоретическая часть .

Параметры и уравнения состояния. Первое начало термодинамики. Смеси идеальных газов

. : P = F1(V, T); V = F2(P, T); T = F3(P, V). (1.5) Уравнение состояния идеального газа: для единичной массы ТС: Pv . ), а КПД подъемного механизма η = = 0,85? Смеси идеальных газов. Краткая теоретическая часть Газовая смесь .

Для учеников 1-11 классов и дошкольников
Бесплатные сертификаты учителям и участникам

Характеристика идеального и реального газов…………………………………………. 3

Основное уравнение кинетической теории газа…………………………………………..7

Список использованной литературы……………………………………………………………..13

Газы – агрегатное состояние вещества, в котором его частицы не связаны или весьма слабо связаны силами взаимодействия и движутся свободно, заполняя весь предоставленный им объём. Вещество в газообразном состоянии широко распространено в природе. Газы образуют атмосферу Земли, в значительных количествах содержатся в твёрдых земных породах, растворены в воде океанов, морей и рек. Солнце, звёзды, облака межзвёздного вещества состоят из газов – нейтральных или ионизованных. Встречающиеся в природных условиях газы представляют собой, как правило, смеси химически индивидуальных газов. Газы обладают рядом характерных свойств. Они полностью заполняют сосуд, в котором находятся, и принимают его форму. В отличие от твёрдых тел и жидкостей, объём газа существенно зависит от давления и температуры. Коэффициент объёмного расширения газа в обычных условиях (0-100°С) на два порядка выше, чем у жидкостей, и составляет в среднем 0,003663 град-1.

Характеристика идеального и реального газов

Идеальный газ – математическая модель газа , в которой в рамках молекулярно-кинетической теории предполагается, что:

потенциальной энергией взаимодействия частиц, составляющих газ, можно пренебречь по сравнению с их кинетической энергией ;

суммарный объём частиц газа пренебрежимо мал;

между частицами нет дальнодействующих сил притяжения или отталкивания, соударения частиц между собой и со стенками сосуда абсолютно упруги ;

время взаимодействия между частицами пренебрежимо мало по сравнению со средним временем между столкновениями.[4]

В расширенной модели идеального газа, частицы, из которых он состоит, имеют форму упругих сфер или эллипсоидов , что позволяет учитывать энергию не только поступательного, но и вращательно-колебательного движения, а также не только центральные, но и нецентральные столкновения частиц. В рамках термодинамики идеальными называются гипотетические (реально не существующие) газы, подчиняющиеся термическому уравнению состояния Клапейрона-Менделеева .

Различают классический идеальный газ и квантовый идеальный газ.

Классический идеальный газ. Свойства идеального газа на основе молекулярно-кинетических представлений определяются исходя из физической модели идеального газа, в которой приняты следующие допущения:

объём частицы газа равен нулю (то есть диаметр молекулы d пренебрежимо мал по сравнению со средним расстоянием между ними, ;

импульс передается только при соударениях (то есть силы притяжения между молекулами не учитываются, а силы отталкивания возникают только при соударениях);

суммарная энергия частиц газа постоянна (то есть, нет передачи энергии за счет передачи тепла или излучением)

В этом случае частицы газа движутся независимо друг от друга, давление газа на стенку равно сумме импульсов в единицу времени, переданной при столкновении частиц со стенкой, энергия – сумме энергий частиц газа. Свойства идеального газа описываются уравнением Менделеева - Клапейрона :

где p – давление, n – концентрация частиц , k – постоянная Больцмана , T – абсолютная температура.

Равновесное распределение частиц классического идеального газа по состояниям описывается распределением Больцмана :

где – среднее число частиц, находящихся в j -ом состоянии с энергией , а константа a определяется условием нормировки:

где N – полное число частиц.

Распределение Больцмана является предельным случаем (квантовые эффекты пренебрежимо малы) распределений Ферми-Дирака и Бозе-Эйнштейна, и, соответственно, классический идеальный газ является предельным случаем Ферми-газа и Бозе-газа . Для любого идеального газа справедливо соотношение Майера :

где R - универсальная газовая постоянная , - молярная теплоемкость при постоянном давлении, молярная теплоемкость при постоянном объёме.

Квантовый идеальный газ. Понижение температуры и увеличение плотности газа может привести к ситуации, когда среднее расстояние между частицами становится соизмеримым с длинной волны де Бройля для этих частиц, что приводит к переходу от классического к квантовому идеальному газу. В таком случае поведение газа зависит от спина частиц: в случае полуцелого спина ( фермионы ) действует статистика Ферми-Дирака ( Ферми-газ ), в случае целого спина ( бозоны ) – статистика Бозе-Эйнштейна ( Бозе-газ ).

Ферми-газ . Для фермионов действует принцип Паули , запрещающий двум тождественным фермионам находиться в одном квантовом состоянии. Вследствие этого при абсолютном нуле температуры импульсы частиц и, соответственно, давление и плотность энергии Ферми-газа отличны от нуля и пропорциональны числу частиц в единице объёма. Существует верхний предел энергии, который могут иметь частицы Ферми-газа при абсолютном нуле ( Энергия Ферми ). Если энергия теплового движения частиц Ферми-газа значительно меньше энергии Ферми, то это состояние называют вырожденным газом .

Особенностью Ферми-газов является крайне слабая зависимость давления от температуры: в нерелятивистском случае давление , в релятивистском – .

Бозе-газ . Так как на бозоны принцип Паули не распространяется, то при снижении температуры Бозе-газа ниже некоторой температуры возможен переход бозонов на наинизший энергетический уровень с нулевым импульсом, то есть образование конденсата Бозе-Эйнштейна . Поскольку давление газа равно сумме импульсов частиц, переданной стенке в единицу времени, при давление Бозе-газа зависит только от температуры.

Примерами Бозе-газов являются различного рода газы квазичастиц (слабых возбуждений) в твёрдых телах и жидкостях , сверхтекучая компонента гелия II, конденсата Бозе-Эйнштейна куперовских электронных пар при сверхпроводимости . Примером ультрарелятивистского Бозе-газа является фотонный газ .[2]

Реальный газ – это газ , свойства которого существенно зависят от взаимодействия молекул.

В обычных условиях, когда средняя потенциальная энергия взаимодействия молекул много меньше их средней кинетической энергии, свойства реальных газов незначительно отличаются от свойств идеального газа и к реальным газам применимы законы, установленные для идеального газа. Отличие свойств реального газа от свойств идеального становится особенно значительным при высоких давлениях и низких температурах, когда начинают проявляться квантовые эффекты.

В модели идеального газа не учитывается собственный объем молекул и силы межмолекулярного взаимодействия. Тщательная экспериментальная проверка газовых законов современными методами показала, что эти законы достаточно точно описывают поведение реальных газов при небольших давлениях и высоких температурах. При других условиях наблюдаются значительные отступления от этих законов. Причина заключается в том, что, во-первых, при очень сильном сжатии газов объем незанятого молекулами пространства становится сравним с объемом, занимаемым самими молекулами; а во-вторых, при низких температурах становится заметным взаимодействие между молекулами. Поэтому для описания поведения газа при достаточно больших плотностях уравнения состояния идеального газа не пригодны. Наличие сил межмолекулярного взаимодействия, а именно сил отталкивания, действующих на малых расстояниях порядка размеров молекул, и сил притяжения, приводит к сложной зависимости энергии потенциального взаимодействия молекул от расстояния.

Для описания термодинамических свойств реальных газов используются различные уравнения состояния . При малых плотностях наличие межмолекулярного взаимодействия учитывается вириальным уравнением состояния реального газа:

pV = RT[1 + B(T)/v + C(T)/v2 + . ],

где p – давление, v – мольный объем, Т – абсолютная температура, R – газовая постоянная, В(Т), С(Т) и т. д. – вириальные коэффициенты, зависящие от температуры и характеризующие парные, тройные и т. д. взаимодействия частиц в газе. Качественно верно описывает основные отличия реального газа от идеального уравнение Ван-дер-Ваальса , учитывающее существование сил притяжения между молекулами, действие которых приводит к уменьшению давления газа, и сил отталкивания, препятствующих безграничному сжатию газа.

Кроме уравнения Ван-дер-Ваальса было предложено много других эмпирических уравнений состояния реальных газов. Некоторые из них дают лучшее согласие с опытом за счет большого числа входящих в них феноменологических постоянных. Однако при качественном исследовании поведения реальных газов использование уравнения Ван-дер-Ваальса более удобно, благодаря его простоте и понятному физическому смыслу.

Одной из основных характеристик реальных газов являются размеры молекул. В реальных газах их называют газокинетическими радиусами, и их размер связан с характерными расстояниями, на которых проявляются силы межатомных и межмолекулярных взаимодействий.

В реальных газах возникают неоднородности полей давления и температуры, а также макроскопические потоки, которые приводят к переносу массы – диффузии. Для реальных газов характерна теплопроводность и вязкость. Главная особенность кинетических процессов переноса в реальных газах (в отличие от жидкостей и твердых тел) – наличие механизма столкновения молекул. Поэтому основной характеристикой этих процессов в газах является длина свободного пробега.

Внутренняя энергия реального газа зависит от объема V , то есть от расстояния между молекулами, так как потенциальная энергия молекул определяется их взаимным расположением.

Существование межмолекулярного взаимодействия в той или иной степени сказывается на всех свойствах реальных газов.[5]

Основное уравнение кинетической теории газа

Величина, измеряемая силой, действующей перпендикулярно на единицу площади поверхности тела, называется давлением.

Согласно определению, давлении . Ниже приводятся единицы давления и соотношения между ними:

1 н/м2, 1 атм, 1 ат, 1 мм рт. ст.

1 атм = 760 мм рт. ст. = 1,01*105 н/м2.

1 ат = 9,81*104 н/м2.

1 мм рт. ст. = 133 н/м2.

Давление газа на стенки сосуда – это сила, действующая перпендикулярно на единицу площади последнего. Причиной давления являются удары молекул о стенки сосуда. Сила удара одной молекулы пренебрежительно мала, но большое число ударов огромного количества молекул создает заметное давление газа на стенки сосуда. Выведем упрощенно формулу, по которой вычисляется давление идеального газа на стенки сосуда.

Допустим, что имеется прямоугольный цилиндр с поршнем, который может двигаться без трения (рис. 1).

Рис. 1. К выводу основного уравнения кинетической теории газов.

Давление газа на поршень . Найдем общую силу удара F молекул о поршень. Для этого первоначально по второму закону Ньютона найдем силу одного удара одной молекулы о поршень: F1 = Ma , где М – масса поршня, а – ускорение, с которым будет двигаться поршень. Умножив силу F1 на число молекул, движущихся вдоль оси Y , найдем общую силу удара молекул о поршень.

Пусть на покоящийся поршень летит перпендикулярно к нему молекула с массой m и скоростью v. За время продолжительности удара t скорость поршня изменится от v0 = 0 до v1 , и он получает ускорение

Так как поршень движется очень медленно, а молекула очень быстро, то можно некоторое время пренебрегать увеличением расстояния t и считать что удары молекулы о поршень следуют друг за другом через равные промежутки времени в течение которого происходит изменение скорости v1 .

До удара молекулы сумма импульсов ее и поршня равна mv . Удар молекулы о поршень вполне упругий, поэтому после удара она будет иметь импульс – mv , а поршень Mv1 . Сумма их импульсов: -mv + Mv1 . По закону сохранения импульса mv = -mv + Mv1 или 2mv = Mv1 .

Отсюда скорость, которую получил поршень, C каждым новым ударом молекулы поршень через равные промежутки времени t будет увеличивать свою скорость на величину 2mv/M . Тогда ускорение поршня:

Сила одного удара молекулы о поршень:

Ввиду хаотичности движения молекул по всем трем направлениям осей координат движется одинаковое количество молекул. Из общего числа n всех молекул 1/3 двигалась прямолинейно между поршнем и противоположной ему стенкой, 1/3 молекул – между верхней и нижней стенками и 1/3 – между дальней и ближней стенками. Все три направления одинаково вероятны.

Тогда сила давления молекул на поршень:

Давление газа на поршень:

где lS = V – объем газа.

Здесь – число молекул в единице объема газа. Следовательно :

где v - средняя квадратичная скорость.

Эта формула называется основным уравнением кинетической теории идеального газа для давления. Давление газа равно 1/3 произведения массы молекулы, числа молекул в единице объема и квадрату средней квадратичной скорости молекулы газа.[1]

Законы идеальных газов

Газы, подчиняющиеся законам Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, Авогадро и Дальтона, называются идеальными. Эти законы и соотношения, построенные на их основе, можно применять также к реальным газам при сравнительно невысоких давлениях и сравнительно высоких температурах.

С молекулярно-кинетической точки зрения идеальный газ – это газ, в котором отсутствуют силы взаимодействия между молекулами и пренебрегают объемом самих молекул.

Закон Бойля-Мариотта. При постоянной массе и одной и той же температуре плотность идеального газа изменяется прямо пропорционально, а удельный объем – обратно пропорционально давлению газа:

Закон Гей-Люссака. При постоянных давлении и массе удельный объем идеального газа изменяется прямо пропорционально, а его плотность - обратно пропорционально абсолютной температуре газа:

При объединении законов Бойля-Мариотта и Гей-Люссака получают уравнение Клапейрона для 1 кг газа:

где R – газовая постоянная.

Размерность R , в соответствии с последним уравнением,

показывает, что эта величина является работой 1кг газа при постоянном давлении и изменении его температуры на 1К. Для идеального газа величина R зависит только от природы рабочего вещества.

Таким образом, уравнение Клапейрона связывает три основных термодинамических параметра: p, v, T и обычно используется для определения неизвестного параметра по двум заданным. Поэтому оно называется уравнением состояния идеального газа или его характеристическим уравнением.

Для G кг газа уравнение состояния:

Закон Авогадро. При одинаковых температурах и давлениях в равных объёмах различных идеальных газов содержится одинаковое количество молекул.

Масса газа в килограммах, численно равная молекулярной массе, называется: килограмм-молекула или киломоль (кмоль). Из закона Авогадро следует, что произведение v (т.е. объём одного киломоля, где кг/кмоль – молекулярная масса однородного газа, а для смеси кажущаяся молекулярная или средняя молекулярная масса) есть величина одинаковая для всех газов и газовых смесей при одинаковых p и T . При нормальных физических условиях

Уравнение состояния для 1 кмоль газа называется уравнением Клапейрона-Менделеева и имеет вид

где V = V , при этом

Величина R является универсальной газовой постоянной, одинаковой для киломоля любого однородного газа или газовой смеси. Универсальная газовая постоянная для 1кг газа ( R ) определяется из соотношения[3]

Идеальный газ – математическая модель газа , в которой предполагается , что потенциальной энергией взаимодействия молекул можно пренебречь по сравнению с их кинетической энергией . Между молекулами не действуют силы притяжения или отталкивания , соударения частиц между собой и со стенками сосуда абсолютно упруги , а время взаимодействия между молекулами пренебрежимо мало по сравнению со средним временем между столкновениями .

Реальный газ отличается от идеального наличием взаимодействия молекул. При малых плотностях в нем преобладают силы притяжения, что приводит к появлению дополнительного давления: газ как бы сжимает сам себя. При больших плотностях действуют силы отталкивания, в следствие чего молекула не допускает проникновения других молекул в занимаемый ею объем. Пренебрегать собственным объемом молекул реального газа нельзя.

При не слишком высоком давлении и не слишком низкой температуре реальный газ с достаточной степенью точности подчиняется законам идеального газа.

Условия, необходимые для того, чтобы реальный газ обрел свойства идеального, осуществляются при соответствующем разрежении реального газа. Некоторые газы даже при комнатной температуре и атмосферном давлении слабо отличаются от идеальных. Основными параметрами идеального газа являются давление, объем и температура.

С помощью уравнения состояния идеального газа можно исследовать процессы, в которых масса газа и один из трех параметров – давление, объем или температура – остаются неизменными. Количественные зависимости между двумя параметрами газа при фиксированном значении третьего называют газовыми законами .

Газовые законы – частный случай уравнения состояния идеального газа , один из параметров которого остается постоянным.

Практическое задание

При температуре 27 0С давление газа в закрытом сосуде было 75 кПа. Каким будет давление при температуре равной –13°С?

Процесс – изохорный V = const при постоянном объеме.

Из уравнения состояния идеального газа ( pv = RT ):

Подставим числовые данные и найдем давление :

Ответ: . При понижение температуры уменьшается давление.

Список использованной литературы

Ковалев П.Г., Хлиян М.Д. Физика (молекулярная физика, электродинамика). Ростов-на-Дону: Издательство Ростовского университета, 1975. 264 с.

Коган М. Н. Динамика разреженного газа. М.: Наука, 1967. 440 с.

Козина Л.Н. Теплотехника. Техническая термодинамика. Учебно-методическое пособие. Тольятти, 2010.

Штейнберг А. С. Реальный газ и его уравнение состояния // Квант. 1988. № 11. С. 52-54.

Читайте также:

Реферат на тему идеальный газ

Содержимое работы - 1 файл

реферат по физике.docx

Подобные документы

Уравнение состояния идеального газа

Закон Бойля-Мариотта. Изотерма

Закон Гей-Люссака. Изобара

Закон Шарля. Изохора

Заключение

Список источников

Похожие страницы:

Идеальный поршневой компрессор

Уравнение состояния идеального газа и основное уравнение МКТ

Теория идеального газа

Теплоёмкость. Термодинамические процессы с идеальным газом

Параметры и уравнения состояния. Первое начало термодинамики. Смеси идеальных газов