Температуру измеряют термометрами различных типов.
1.2.3. Удельный объём
Удельный объем вещества представляет собой объем, занимаемый единицей массы этого вещества:
где V – объём вещества, м3, m – масса вещества, кг.
Величина, обратная удельному объёму, называется плотность. Таким образом, плотность вещества ρ (ро) - это масса единицы объёма:
Нетрудно заметить, что ρ·Vуд = 1.
1.2.4. Нормальные физические условия
Для сравнения различных газов между собой по объёму их приводят к так называемым нормальным физическим условиям (н. у.)
Нормальные условия:
· давление ро = 101325 Па = 760 мм рт. ст. = 1 атм
· температура tо = 0⁰С; То = 273 К
1.2.5. Количество вещества
Любое вещество состоит из частиц (атомов, молекул, ионов), поэтому количество вещества принято считать пропорциональным числу частиц. Единицей количества вещества является моль.
Моль равен количеству вещества системы, содержащей столько же частиц, сколько содержится атомов в 0,012 кг углерода.
Количество вещества n можно найти как отношение числа атомов или молекул вещества N к постоянной Авогадро NA:
Постоянная Авогадро равна NA=6,022·1023моль-1. Она показывает, сколько атомов или молекул содержится в одном моле вещества, т. е.
1 моль = 6,022·1023частиц
Молярной массой M называется величина, равная отношению массы вещества m к количеству вещества n:
Молярную массу можно выразить через массу молекулы mo:
Для определения массы молекулы нужно разделить массу вещества на число молекул в нем:
1.3. Газообразное состояние вещества
1.3.1. Основные понятия
Газ - агрегатное состояние вещества, в котором составляющие его частицы (атомы, молекулы, ионы) не связаны или связаны очень слабо силами взаимодействия, движутся свободно, заполняя весь представленный им объём. Газы не имеют ни собственной формы, ни собственного объёма. Они полностью наполняют сосуд, в котором находятся, и принимают его форму.
Для изучения газообразного состояния используют понятия об идеальном и реальном газах.
Идеальный газ - это газ, в котором между молекулами отсутствуют силы взаимного притяжения, сами молекулы принимаются за материальные точки, а взаимодействие между молекулами сводится к абсолютно упругим ударам.
Свойства идеальных газов описываются некоторыми законами, называемыми законами идеального газа.
Реальные газы отличаются от идеальных газов тем, что частицы этих газов (атомы, молекулы) имеют объём и связаны между собой силами взаимодействия, которые уменьшаются с увеличением расстояния между частицами.
Взаимное притяжение молекул усиливается с уменьшением расстояния между ними. При этом возрастает и доля пространства, занимаемого самими молекулами. Таким образом, с уменьшением объёма данного количества газа (вызываемым повышением давления и понижением температуры) любой реальный газ будет давать все большие отклонения от свойств идеального газа.
1.3.2. Уравнение состояния идеального газа
Физическое состояние некоторого количества любого газа полностью характеризуется его температурой Т, давлением p и объёмом V. Эти три параметра связаны между собой уравнением состояния 
.
Уравнением состояния называется соотношение, связывающее между собой давление, объём и температуру. Уравнение состояние идеального газа может быть записано в следующем виде:
или
Оно называется также уравнением Менделеева-Клапейрона. В нем n - число моль газа, а R - универсальная газовая постоянная, R = 8,314 Дж/(К·моль).
Газ, который подчиняется этому закону, называется идеальным. Приняв n=1 моль и V=Vm (молярный объём), получим:
Уравнение состояния можно использовать для расчёта давления газа, если известно количество вещества, его температура и объём:
Уравнение состояния идеального газа вытекает из законов Бойля-Мариотта, Гей-Люссака и Шарля.
Закон Бойля-Мариотта определяет соотношение между объёмом V данной массы идеального газа и давлением p, под которым он находится при постоянной температуре: при постоянной температуре и массе давление газа обратно пропорционально его объёму:
или
Закон Бойля-Мариотта описывает изотермический процесс (рис.2.).
Рис. 2. График изотермического процесса
Закон Гей-Люссака определяет соотношения между обьемом данной массы идеального газа и температурой при постоянном давлении:
Обьем данной массы газа при постоянном давлении прямо пропорционален абсолютной температуры:
Закон Гей-Люссака описывает изобарный процесс.
Рис.3. График изобарного процесса.
Гей-Люссак показал, что объём газа данной массы при постоянном давлении возрастает линейно с увеличением температуры:
,
где V - объём газа при температуре t (оС)
Vo – объём газа при 0оС
α – температурный коэффициент объёмного расширения
,
Следовательно,
При очень низких температурах закон Гей-Люссака не выполняется.
Закон Шарля устанавливает зависимость давления данной массы газа от температуры в неизменном объёме: давление данной массы газа при постоянном объеме прямо пропорционально абсолютной температуре:
или
Закон Шарля описывает изохорный процесс.
Рис. 4. График изохорного процесса.
Давление газа данной массы при постоянном объёме возрастает линейно с увеличением температуры:
где p – давление газа при температуре t (оС)
po – давление газа при 0оС.
Уравнение Клапейрона или объединённый газовый закон. Объединяет три частных закона: Бойля-Мариотта, Гей-Люссака и Шарля:
Для нормальных условий
Нижеприведённая схема обобщает материал по законам идеальных газов.
1.3.3. Смеси идеальных газов
Смесь различных газов подчиняется тем же законам, что и чистые газы. Газы, составляющие смесь, называются компонентами смеси. Давление отдельного газа в смеси называется парциальным давлением.
Парциальное (частичное) давление компонента смеси - это то давление, которое оказывал бы данный компонент, если бы он один занимал весь обьем при температуре смеси. Оно зависит от мольного содержания данного компонента в смеси и не зависит от давления других компонентов.
Дальтон установил закон, согласно которому сумма парциальных давлений компонентов равна общему давлению смеси газов:
Уравнение состояния идеального газа применимо к каждому компоненту смеси и к смеси в целом:
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 |
