Gaz - Gas

Unoszące się cząsteczki dymu wskazują na ruch otaczającego gazu.

Gaz jest jednym z czterech podstawowych stanów materii (pozostałe to stały , ciekły i plazmowy ).

Czysty gaz może składać się z pojedynczych atomów (np. gaz szlachetny, taki jak neon ), molekuły pierwiastkowe zbudowane z jednego rodzaju atomu (np. tlen ) lub złożone molekuły złożone z różnych atomów (np. dwutlenek węgla ). Mieszanina gazów , taka jak powietrze , zawiera różne czyste gazy. Tym, co odróżnia gaz od cieczy i ciał stałych, jest ogromna separacja poszczególnych cząstek gazu . Ta separacja zwykle sprawia, że ​​bezbarwny gaz jest niewidoczny dla ludzkiego obserwatora.

Gazowy stan materii występuje pomiędzy stanem ciekłym a stanem plazmy, z których ten ostatni stanowi górną granicę temperatury dla gazów. Na dolnym końcu skali temperatury ograniczają się degeneracyjne gazy kwantowe, które zyskują coraz większą uwagę. Gazy atomowe o dużej gęstości przechłodzone do bardzo niskich temperatur są klasyfikowane na podstawie ich statystycznego zachowania jako gazy Bose lub Fermi . Pełną listę tych egzotycznych stanów materii można znaleźć na liście stanów materii .

Gazy elementarne

Jedynymi pierwiastkami chemicznymi, które są stabilnymi dwuatomowymi cząsteczkami homojądrowymi w STP,wodór (H 2 ), azot (N 2 ), tlen (O 2 ) i dwa halogeny : fluor (F 2 ) i chlor (Cl 2 ). Zgrupowane razem z jednoatomowymi gazami szlachetnymihelem (He), neonem (Ne), argonem (Ar), kryptonem (Kr), ksenonem (Xe) i radonem (Rn) – nazywamy je „gazami pierwiastkowymi”.

Etymologia

Słowo gaz zostało po raz pierwszy użyte przez flamandzkiego chemika Jana Chrzciciela van Helmonta z początku XVII wieku . Zidentyfikował dwutlenek węgla , pierwszy znany gaz inny niż powietrze. Słowo van Helmonta wydaje się być po prostu fonetyczną transkrypcją starożytnego greckiego słowa χάος Chaosg w języku niderlandzkim wymawia się jak ch w „loch” (bezdźwięczna szczelina welarna , / x / ) – w którym to przypadku Van Helmont po prostu podążał za ustalone użycie alchemiczne po raz pierwszy poświadczone w pracach Paracelsusa . Zgodnie z terminologią Paracelsusa chaos oznaczał coś w rodzaju „woda ultrarozrzedzona”.

Alternatywną historią jest to, że termin Van Helmonta pochodzi od „ gahst (lub geist ), co oznacza ducha lub ducha”. Ta historia nie jest wiarygodna przez redaktorów Oxford English Dictionary . Dla kontrastu, francusko-amerykański historyk Jacques Barzun spekulował, że Van Helmont zapożyczył to słowo od niemieckiego Gäscht , oznaczającego pianę powstałą w wyniku fermentacji .

Charakterystyka fizyczna

Ponieważ większość gazów trudno jest zaobserwować bezpośrednio, opisuje się je za pomocą czterech właściwości fizycznych lub cech makroskopowych : ciśnienia , objętości , liczby cząstek (chemicy grupują je według moli ) i temperatury. Te cztery cechy były wielokrotnie obserwowane przez naukowców takich jak Robert Boyle , Jacques Charles , John Dalton , Joseph Gay-Lussac i Amedeo Avogadro dla różnych gazów w różnych warunkach. Ich szczegółowe badania doprowadziły ostatecznie do matematycznego związku między tymi właściwościami, wyrażonego przez prawo gazu doskonałego (patrz sekcja uproszczonych modeli poniżej).

Cząsteczki gazu są szeroko od siebie oddzielone, a co za tym idzie mają słabsze wiązania międzycząsteczkowe niż ciecze czy ciała stałe. Te siły międzycząsteczkowe wynikają z oddziaływań elektrostatycznych między cząsteczkami gazu. Podobnie naładowane obszary różnych cząstek gazu odpychają się, podczas gdy przeciwnie naładowane obszary różnych cząstek gazu przyciągają się nawzajem; Gazy zawierające trwale naładowane jony nazywane są plazmami . Związki gazowe z polarnymi wiązaniami kowalencyjnymi zawierają trwałe nierównowagi ładunku, a zatem doświadczają stosunkowo silnych sił międzycząsteczkowych, chociaż cząsteczka, podczas gdy ładunek netto związku pozostaje obojętny. Przejściowe, losowo indukowane ładunki występują w niepolarnych wiązaniach kowalencyjnych cząsteczek, a wywołane przez nie oddziaływania elektrostatyczne określane są jako siły Van der Waalsa . Oddziaływanie tych sił międzycząsteczkowych zmienia się w substancji, co determinuje wiele właściwości fizycznych unikalnych dla każdego gazu. Do tego wniosku prowadzi nas porównanie temperatur wrzenia związków utworzonych przez wiązania jonowe i kowalencyjne. Dryfujące cząsteczki dymu na obrazie zapewniają pewien wgląd w zachowanie gazu pod niskim ciśnieniem.

W porównaniu z innymi stanami skupienia gazy mają niską gęstość i lepkość . Ciśnienie i temperatura wpływają na cząstki w określonej objętości. Ta zmiana w separacji cząstek i szybkości określana jest jako ściśliwość . Ten rozdział i wielkość cząstek wpływa na właściwości optyczne gazów, co można znaleźć w poniższej liście współczynników załamania . Wreszcie, cząsteczki gazu rozchodzą się lub dyfundują , aby jednorodnie rozprowadzić się w każdym pojemniku.

Widok makroskopowy gazów

Zdjęcia wahadłowe fazy powrotu

Podczas obserwacji gazu typowo podaje się układ odniesienia lub skalę długości . Większa skala długości odpowiada makroskopowemu lub globalnemu punktowi widzenia gazu. Ten obszar (określany jako objętość) musi mieć wystarczającą wielkość, aby pomieścić dużą próbkę cząstek gazu. Wynikająca analiza statystyczna tej wielkości próbki daje „przeciętne” zachowanie (tj. prędkość, temperaturę lub ciśnienie) wszystkich cząstek gazu w regionie. W przeciwieństwie do tego, mniejsza skala długości odpowiada mikroskopowemu lub cząstkowemu punktowi widzenia.

W ujęciu makroskopowym mierzone właściwości gazu dotyczą samych cząstek gazu (prędkość, ciśnienie lub temperatura) lub ich otoczenia (objętość). Na przykład Robert Boyle studiował chemię pneumatyczną przez niewielką część swojej kariery. Jeden z jego eksperymentów dotyczył makroskopowych właściwości ciśnienia i objętości gazu. W swoim eksperymencie wykorzystał manometr z rurką J, który wygląda jak probówka w kształcie litery J. Boyle uwięził gaz obojętny w zamkniętym końcu probówki z kolumną rtęci , tym samym określając liczbę cząstek i temperaturę stały. Zauważył, że gdy ciśnienie w gazie wzrastało, przez dodanie do kolumny większej ilości rtęci, objętość uwięzionego gazu zmniejszała się (jest to znane jako zależność odwrotna ). Ponadto, gdy Boyle pomnożył ciśnienie i objętość każdej obserwacji, iloczyn był stały. Ta relacja utrzymywała się dla każdego gazu, który zaobserwował Boyle, prowadzącego do prawa (PV=k), nazwanego na cześć jego pracy w tej dziedzinie.

Dostępnych jest wiele narzędzi matematycznych do analizy właściwości gazu. Ponieważ gazy są poddawane ekstremalnym warunkom, narzędzia te stają się bardziej złożone, od równań Eulera dla przepływu nielepkiego do równań Naviera-Stokesa, które w pełni uwzględniają efekty lepkości. Równania te są dostosowane do warunków danego systemu gazowego. Sprzęt laboratoryjny Boyle'a umożliwił wykorzystanie algebry do uzyskania wyników analitycznych. Jego wyniki były możliwe, ponieważ badał gazy w sytuacjach stosunkowo niskiego ciśnienia, w których zachowywały się „idealnie”. Te idealne zależności mają zastosowanie do obliczeń bezpieczeństwa dla różnych warunków lotu na używanych materiałach. Wykorzystywany dziś nowoczesny sprzęt został zaprojektowany, aby pomóc nam bezpiecznie badać bardziej egzotyczne środowiska pracy, w których gazy nie zachowują się już w „idealny” sposób. Ta zaawansowana matematyka, w tym statystyka i rachunek wielu zmiennych , umożliwia rozwiązanie tak złożonych sytuacji dynamicznych, jak ponowne wejście na pokład pojazdu kosmicznego. Przykładem jest analiza wlotu promu kosmicznego na zdjęciu, aby upewnić się, że właściwości materiału w tych warunkach obciążenia są odpowiednie. W tym reżimie lotu gaz nie zachowuje się już idealnie.

Nacisk

Symbolem używanym do reprezentowania ciśnienia w równaniach jest „p” lub „P” z jednostkami SI w paskalach .

Opisując pojemnik z gazem, termin ciśnienie (lub ciśnienie bezwzględne) odnosi się do średniej siły na jednostkę powierzchni, jaką gaz wywiera na powierzchnię pojemnika. W tej objętości czasami łatwiej jest zwizualizować cząsteczki gazu poruszające się po liniach prostych, aż zderzą się z pojemnikiem (patrz diagram na górze artykułu). Siła przekazywana przez cząsteczkę gazu do pojemnika podczas tego zderzenia jest zmianą pędu cząsteczki. Podczas zderzenia zmienia się tylko normalna składowa prędkości. Cząstka poruszająca się równolegle do ściany nie zmienia swojego pędu. Dlatego średnia siła na powierzchni musi być średnią zmianą pędu liniowego ze wszystkich tych zderzeń cząstek gazu.

Ciśnienie to suma wszystkich normalnych składowych siły wywieranej przez cząstki uderzające o ścianki pojemnika podzielona przez powierzchnię ścianki.

Temperatura

Balon kurczy się po zanurzeniu w ciekłym azocie

Symbol używany do reprezentowania temperatury w równaniach to T z jednostkami SI kelwinów .

Prędkość cząsteczki gazu jest proporcjonalna do jej temperatury bezwzględnej . Objętość balonu na filmie zmniejsza się, gdy uwięzione cząsteczki gazu zwalniają dzięki dodaniu ekstremalnie zimnego azotu. Temperatura dowolnego układu fizycznego jest związana z ruchami cząstek (cząsteczek i atomów), które tworzą układ [gazu]. W mechanice statystycznej temperatura jest miarą średniej energii kinetycznej zmagazynowanej w cząsteczce (znanej również jako energia cieplna). Metody przechowywania tej energii są podyktowane stopniami swobody samej cząsteczki ( mody energii ). Energia cieplna (kinetyczna) dodana do gazu lub cieczy ( proces endotermiczny ) wytwarza ruch translacyjny, obrotowy i wibracyjny. W przeciwieństwie do tego, ciało stałe może tylko zwiększyć swoją energię wewnętrzną poprzez wzbudzenie dodatkowych modów wibracyjnych, ponieważ struktura sieci krystalicznej zapobiega ruchom translacyjnym i obrotowym. Te ogrzane cząsteczki gazu mają większy zakres prędkości (szerszy rozkład prędkości) z wyższą średnią lub średnią prędkością. Wariancja tego rozkładu wynika z prędkości poszczególnych cząstek, które stale się zmieniają, z powodu powtarzających się zderzeń z innymi cząstkami. Zakres prędkości można opisać rozkładem Maxwella-Boltzmanna . Zastosowanie tego rozkładu implikuje idealne gazy w pobliżu równowagi termodynamicznej dla rozważanego układu cząstek.

Określona objętość

Symbolem używanym do przedstawienia objętości właściwej w równaniach jest „v” z jednostkami SI – metrami sześciennymi na kilogram.

Symbolem używanym do przedstawienia objętości w równaniach jest „V” z jednostkami SI – metrami sześciennymi.

Przy wykonywaniu analizy termodynamicznej zwykle mówi się o właściwościach intensywnych i ekstensywnych . Właściwości zależne od ilości gazu (masowo lub objętościowo) nazywamy właściwościami ekstensywnymi , natomiast właściwości niezależne od ilości gazu nazywamy właściwościami intensywnymi. Objętość właściwa jest przykładem właściwości intensywnej, ponieważ jest to stosunek objętości zajmowanej przez jednostkę masy gazu, który jest identyczny w całym układzie w stanie równowagi. 1000 atomów gazu zajmuje tyle samo miejsca, co inne 1000 atomów dla dowolnej temperatury i ciśnienia. Ta koncepcja jest łatwiejsza do zobrazowania dla ciał stałych, takich jak żelazo, które są nieściśliwe w porównaniu z gazami. Jednak sama objętość --- nie konkretna --- jest rozległą własnością.

Gęstość

Symbol używany do reprezentowania gęstości w równaniach to ρ (rho) z jednostkami SI kilogramów na metr sześcienny. Termin ten jest odwrotnością określonej objętości.

Ponieważ cząsteczki gazu mogą swobodnie poruszać się w pojemniku, ich masa jest zwykle charakteryzowana gęstością. Gęstość to ilość masy na jednostkę objętości substancji lub odwrotność określonej objętości. W przypadku gazów gęstość może zmieniać się w szerokim zakresie, ponieważ cząstki mogą swobodnie zbliżać się do siebie, gdy są ograniczone ciśnieniem lub objętością. Ta zmiana gęstości nazywana jest ściśliwością . Podobnie jak ciśnienie i temperatura, gęstość jest zmienną stanu gazu, a zmiana gęstości podczas dowolnego procesu jest regulowana prawami termodynamiki. Dla gazu statycznego gęstość jest taka sama w całym zbiorniku. Gęstość jest więc wielkością skalarną . Z teorii kinetycznej można wykazać, że gęstość jest odwrotnie proporcjonalna do wielkości pojemnika, w którym zamknięta jest stała masa gazu. W przypadku stałej masy gęstość maleje wraz ze wzrostem objętości.

Mikroskopowy widok gazów

Cząsteczki fazy gazowej ( atomów , cząsteczek lub jonów ) poruszają się swobodnie bez przyłożonego pola elektrycznego .

Gdyby ktoś mógł obserwować gaz pod silnym mikroskopem, zobaczyłby zbiór cząstek bez określonego kształtu lub objętości, które poruszają się mniej lub bardziej losowo. Te cząstki gazu zmieniają kierunek tylko wtedy, gdy zderzają się z inną cząstką lub bokami pojemnika. Ten mikroskopowy obraz gazu jest dobrze opisany przez mechanikę statystyczną , ale można go opisać wieloma różnymi teoriami. Kinetyczna teoria gazów , co sprawia, że założenie, że te kolizje są doskonale elastyczne , nie uwzględnia międzycząsteczkowych sił przyciągania i odpychania.

Kinetyczna teoria gazów

Teoria kinetyczna zapewnia wgląd w makroskopowe właściwości gazów poprzez rozważenie ich składu cząsteczkowego i ruchu. Wychodząc od definicji pędu i energii kinetycznej , można wykorzystać zasadę zachowania pędu i zależności geometrycznych sześcianu, aby powiązać makroskopowe właściwości układu temperatury i ciśnienia z mikroskopową właściwością energii kinetycznej na cząsteczkę. Teoria dostarcza uśrednionych wartości dla tych dwóch właściwości.

Kinetyczna teoria gazów może pomóc wyjaśnić, w jaki sposób system (zbiór cząsteczek gazu są brane pod uwagę) reaguje na zmiany temperatury, z odpowiednią zmianą energii kinetycznej .

Na przykład: Wyobraź sobie, że masz zapieczętowany pojemnik o stałej wielkości ( stała objętość), zawierający ustaloną liczbę cząstek gazu; zaczynając od zera absolutnego (temperatura teoretyczna, w której atomy lub cząsteczki nie mają energii cieplnej, tj. nie poruszają się ani nie drgają), zaczynasz dodawać energię do układu ogrzewając pojemnik, tak aby energia przenosiła się na znajdujące się w nim cząsteczki. Gdy ich energia wewnętrzna jest powyżej energii punktu zerowego , co oznacza, że ​​ich energia kinetyczna (znana również jako energia cieplna ) jest niezerowa, cząsteczki gazu zaczną poruszać się wokół pojemnika. Gdy pudełko jest dalej ogrzewane (w miarę dodawania większej ilości energii), poszczególne cząstki zwiększają swoją średnią prędkość wraz ze wzrostem całkowitej energii wewnętrznej systemu. Im wyższa średniej prędkości wszystkich cząstek prowadzi do większej szybkości , przy której kolizji zdarzyć (tj większa liczba kolizji na jednostkę czasu), pomiędzy cząstkami i pojemnika, jak również między poszczególnymi cząstkami.

Makro scopic, mierzalne ilości ciśnieniem jest bezpośrednim wynikiem tych mikroorganizmów scopic zderzenia cząstek z powierzchni, na których poszczególne cząsteczki wywierają niewielką siłę, z których każda przyczynia się do całkowitej siły stosowane w określonym obszarze. ( Przeczytaj „ Ciśnienie ” w powyższym rozdziale „ Widok makroskopowy gazów ”.)

Podobnie, makroskopowo mierzalna wielkość temperatury jest kwantyfikacją całkowitej ilości ruchu lub energii kinetycznej , jaką wykazują cząstki. ( Przeczytaj „ Temperatura ” w powyższym rozdziale „ Widok makroskopowy gazów ”.)

Ruch termiczny i mechanika statystyczna

W kinetyczną teorią gazu , energia kinetyczna jest zakłada się, że składa się całkowicie z tłumaczenia liniowych według rozkładu prędkości z cząstkami w układzie. Jednak w rzeczywistych gazach i innych rzeczywistych substancjach ruchy, które definiują energię kinetyczną układu (które wspólnie określają temperaturę), są znacznie bardziej złożone niż proste liniowe przesunięcie ze względu na bardziej złożoną strukturę cząsteczek w porównaniu z pojedynczymi atomami, które działają podobnie do mas punktowych . W rzeczywistych układach termodynamicznych zjawiska kwantowe odgrywają dużą rolę w określaniu ruchów termicznych. Losowe ruchy termiczne (energia kinetyczna) w cząsteczkach są kombinacją skończonego zbioru możliwych ruchów, w tym translacji, rotacji i wibracji . Ten skończony zakres możliwych ruchów, wraz ze skończonym zbiorem cząsteczek w układzie, prowadzi do skończonej liczby mikrostanów w układzie; Zbiór wszystkich mikrostanów nazywamy zespołem . Specyficzne dla systemów atomowych lub cząsteczkowych, możemy potencjalnie mają trzy różne rodzaje zespołu, w zależności od sytuacji: układ mikrokanoniczny , zespole kanonicznym lub układ wielki kanoniczny . Konkretne kombinacje mikrostanów w zespole to sposób, w jaki naprawdę definiujemy makrostan systemu (temperatura, ciśnienie, energia itp.). Aby to zrobić, musimy najpierw policzyć wszystkie mikrostany za pomocą funkcji partycji . Wykorzystanie mechaniki statystycznej i funkcji podziału jest ważnym narzędziem w całej chemii fizycznej, ponieważ jest kluczem do powiązania między stanami mikroskopowymi układu a zmiennymi makroskopowymi, które możemy zmierzyć, takimi jak temperatura, ciśnienie, pojemność cieplna , energia wewnętrzna, entalpia i entropia, żeby wymienić tylko kilka. ( Czytaj : Funkcja partycji Znaczenie i znaczenie )

Użycie funkcji podziału do znalezienia energii cząsteczki lub układu cząsteczek może być czasami przybliżone przez twierdzenie Equipartition , które znacznie upraszcza obliczenia. Jednak metoda ta zakłada, że ​​wszystkie stopnie swobody molekularnej są jednakowo zaludnione, a zatem w równym stopniu wykorzystywane do przechowywania energii w cząsteczce. Sugerowałoby to, że energia wewnętrzna zmienia się liniowo wraz z temperaturą, co nie ma miejsca. Pomija to fakt, że pojemność cieplna zmienia się wraz z temperaturą, ponieważ pewne stopnie swobody są nieosiągalne (inaczej „zamrożone”) w niższych temperaturach. Wraz ze wzrostem energii wewnętrznej molekuł rośnie zdolność magazynowania energii w dodatkowych stopniach swobody. Ponieważ więcej stopni swobody staje się dostępnych do przechowywania energii, powoduje to wzrost molowej pojemności cieplnej substancji.

Przypadkowy ruch cząstek gazu powoduje dyfuzję .

Ruch Browna

Ruch Browna to model matematyczny używany do opisu losowego ruchu cząstek zawieszonych w płynie. Animacja cząstek gazu, wykorzystująca cząstki różowe i zielone, ilustruje, w jaki sposób to zachowanie powoduje rozprzestrzenianie się gazów ( entropia ). Zdarzenia te są również opisane przez teorię cząstek .

Ponieważ obserwowanie pojedynczych cząstek gazu (atomów lub cząsteczek jest na granicy (lub poza) obecnej technologii, tylko obliczenia teoretyczne podają sugestie dotyczące ich ruchu, ale ich ruch różni się od ruchu Browna, ponieważ ruch Browna wiąże się z płynnym siły tarcia wielu cząsteczek gazu, przerywanej przez gwałtowne zderzenia pojedynczej (lub kilku) cząsteczek gazu z cząsteczką. Cząstka (zwykle składająca się z milionów lub miliardów atomów) porusza się więc po postrzępionym torze, ale nie tak postrzępionym, jak można by się spodziewać, gdyby zbadano pojedynczą cząsteczkę gazu.

Siły międzycząsteczkowe - podstawowa różnica między gazami rzeczywistymi i idealnymi

Siły między dwiema lub więcej cząsteczkami lub atomami, przyciągające lub odpychające, nazywane są siłami międzycząsteczkowymi . Siły międzycząsteczkowe są doświadczane przez cząsteczki, gdy znajdują się w fizycznej bliskości. Siły te są bardzo ważne dla prawidłowego modelowania układów molekularnych, ponieważ umożliwiają dokładne przewidywanie mikroskopowego zachowania cząsteczek w dowolnym układzie, a zatem są niezbędne do dokładnego przewidywania właściwości fizycznych gazów (i cieczy) w szerokim zakresie warunków fizycznych.

Wywodzące się z badań chemii fizycznej , jednej z najbardziej znaczących sił międzycząsteczkowych w fizyce, są siły van der Waalsa . Siły Van der Waalsa odgrywają kluczową rolę w określaniu prawie wszystkich właściwości fizycznych płynów, takich jak lepkość , natężenie przepływu i dynamika gazu (patrz rozdział poświęcony charakterystykom fizycznym). Interakcje van der Waalsa między cząsteczkami gazu są powodem, dla którego modelowanie „gazu rzeczywistego” jest matematycznie trudniejsze niż „ gazu doskonałego ”. Ignorowanie tych zależnych od bliskości sił umożliwia traktowanie gazu rzeczywistego jak gazu doskonałego , co znacznie upraszcza obliczenia.

Krzywe izotermiczne przedstawiające nieidealność gazu rzeczywistego. Zmiany objętości (przedstawione przez Z, współczynnik ściśliwości ), które zachodzą wraz ze zmianą ciśnienia. Współczynnik ściśliwości Z jest równy stosunkowi Z = PV/nRT. Gaz doskonały, o współczynniku ściśliwości Z = 1, opisuje linia pozioma, na której oś y jest równa 1. Nieidealność można opisać jako odchylenie gazu powyżej lub poniżej Z = 1.

Przyciąganie i odpychanie międzycząsteczkowe między dwiema cząsteczkami gazu zależą od odległości między nimi. Połączone przyciąganie i odpychanie są dobrze modelowane przez potencjał Lennarda-Jonesa , który jest jednym z najdokładniej zbadanych potencjałów międzyatomowych opisujących energię potencjalną układów molekularnych. Potencjał Lennarda-Jonesa między cząsteczkami można podzielić na dwa oddzielne składniki: przyciąganie na duże odległości z powodu siły dyspersji Londona i odpychanie w krótkim zasięgu z powodu wymiany elektron-elektron (co jest związane z zasadą wykluczenia Pauliego ).

Kiedy dwie cząsteczki są stosunkowo odległe (co oznacza, że ​​mają wysoką energię potencjalną ), doświadczają słabej siły przyciągania, co powoduje, że zbliżają się do siebie, obniżając ich energię potencjalną. Jeśli jednak cząsteczki znajdują się zbyt daleko , nie doświadczą siły przyciągania o jakimkolwiek znaczeniu. Dodatkowo, jeśli cząsteczki zbliżą się zbyt blisko , zderzą się i doświadczą bardzo dużej siły odpychania (modelowanej przez twarde kule ), która jest znacznie silniejsza niż przyciąganie, tak że każde przyciąganie spowodowane bliskością jest ignorowane.

Gdy dwie cząsteczki zbliżają się do siebie z odległości, która nie jest ani zbyt duża , ani zbyt bliska, ich przyciąganie wzrasta wraz ze wzrostem ich energii potencjalnej (staje się bardziej ujemna) i obniża ich całkowitą energię wewnętrzną. Atrakcją powodując cząsteczki zbliżyć, może nastąpić tylko wtedy, gdy cząsteczki pozostają w bliskości przez okres czasu potrzebny do fizycznie przenieść bliżej. Dlatego siły przyciągania są najsilniejsze, gdy cząsteczki poruszają się z małą prędkością . Oznacza to, że przyciąganie między cząsteczkami jest znaczące, gdy temperatura gazu jest niska . Jeśli jednak skompresujesz izotermicznie ten zimny gaz do małej objętości, zmuszając cząsteczki do bliskiej odległości i podnosząc ciśnienie, odpychanie zaczną dominować nad przyciąganiem, ponieważ tempo zderzeń znacznie wzrośnie. Dlatego w niskich temperaturach i niskich ciśnieniach dominującą interakcją międzycząsteczkową jest przyciąganie .

Jeśli dwie cząsteczki poruszają się z dużą prędkością, w dowolnych kierunkach, po nie przecinających się ścieżkach, nie spędzą wystarczająco dużo czasu w pobliżu, aby oddziaływać na nie przyciągająca londyńska siła dyspersyjna. Jeśli te dwie cząsteczki zderzają się, poruszają się zbyt szybko, a ich energia kinetyczna będzie znacznie większa niż jakakolwiek atrakcyjna energia potencjalna, więc po zderzeniu będą odczuwać tylko odpychanie. Tak więc przyciąganie między cząsteczkami można pominąć w wysokich temperaturach ze względu na duże prędkości. W wysokich temperaturach i wysokich ciśnieniach dominującą interakcją międzycząsteczkową jest odpychanie .

Uwzględniając powyższe efekty, które powodują te przyciągania i odpychania, gazy rzeczywiste , wyprowadzamy z modelu gazu doskonałego następujące uogólnienie:

  • W niskich temperaturach i przy niskim ciśnieniu objętość zajmowana przez gaz rzeczywisty jest mniejsza niż objętość przewidywana przez prawo gazu doskonałego.
  • W wysokich temperaturach i przy wysokim ciśnieniu objętość zajmowana przez gaz rzeczywisty jest większa niż objętość przewidywana przez prawo gazu doskonałego.

Modele matematyczne

Równanie stanu (gazów) jest model matematyczny wykorzystywany do z grubsza opisać lub przewidywania właściwości stanu gazu. Obecnie nie ma jednego równania stanu, które dokładnie przewiduje właściwości wszystkich gazów w każdych warunkach. W związku z tym opracowano szereg znacznie dokładniejszych równań stanu dla gazów w określonych zakresach temperatur i ciśnień. Najszerzej omawiane „modele gazowe” to „gaz doskonały”, „gaz idealny” i „gaz rzeczywisty”. Każdy z tych modeli ma własny zestaw założeń ułatwiających analizę danego układu termodynamicznego. Każdy kolejny model rozszerza zakres temperatur, których dotyczy.

Idealny i doskonały gaz

Równanie stanu idealnego lub gazu doskonałego jest prawo idealny gaz i czyta

gdzie P to ciśnienie, V to objętość, n to ilość gazu (w molach), R to uniwersalna stała gazowa 8,314 J/(mol K), a T to temperatura. Napisana w ten sposób jest czasami nazywana „wersją chemiczną”, ponieważ podkreśla liczbę cząsteczek n . Można go również zapisać jako

gdzie jest właściwą stałą gazową dla danego gazu, w jednostkach J/(kg·K), a ρ = m/V jest gęstością. Ten zapis jest wersją „dynamicznego gazu”, która jest bardziej praktyczna w modelowaniu przepływów gazu z przyspieszeniem bez reakcji chemicznych.

Prawo dotyczące gazu doskonałego nie zakłada istnienia ciepła właściwego gazu. W najbardziej ogólnym przypadku ciepło właściwe jest funkcją zarówno temperatury, jak i ciśnienia. Jeśli w konkretnym zastosowaniu zaniedba się zależność od ciśnienia (i prawdopodobnie również zależność od temperatury), czasami mówi się, że gaz jest gazem doskonałym , chociaż dokładne założenia mogą się różnić w zależności od autora i/lub dziedziny nauki.

W przypadku gazu doskonałego prawo gazu doskonałego obowiązuje bez ograniczeń dotyczących ciepła właściwego. Gaz doskonały to uproszczony „gaz rzeczywisty” przy założeniu, że współczynnik ściśliwości Z jest ustawiony na 1, co oznacza, że ​​stosunek pneumatyki pozostaje stały. Współczynnik ściśliwości równy jeden wymaga również, aby cztery zmienne stanu były zgodne z prawem gazu doskonałego .

To przybliżenie jest bardziej odpowiednie dla zastosowań w inżynierii, chociaż prostsze modele mogą być użyte do stworzenia zakresu „parku piłki” określającego, gdzie powinno znajdować się rzeczywiste rozwiązanie. Przykład, w którym „idealna przybliżenie gazu” będzie odpowiednia będzie znajdować się wewnątrz komory spalania z silnika odrzutowego . Przydatne może być również zachowanie reakcji elementarnych i dysocjacji chemicznych do obliczania emisji .

Prawdziwy gaz

21 kwietnia 1990 erupcja Mount Redoubt na Alasce, ilustrująca gazy rzeczywiste nie w równowadze termodynamicznej.

Każde z poniższych założeń zwiększa złożoność rozwiązania problemu. Gdy gęstość gazu wzrasta wraz ze wzrostem ciśnienia, siły międzycząsteczkowe odgrywają większą rolę w zachowaniu gazu, co powoduje, że równanie stanu gazu doskonałego nie zapewnia już „rozsądnych” wyników. W górnej granicy zakresów temperatur silnika (np. sekcje komory spalania – 1300 K) złożone cząstki paliwa pochłaniają energię wewnętrzną za pomocą obrotów i wibracji, które powodują, że ich ciepło właściwe różni się od ciepła cząsteczek dwuatomowych i gazów szlachetnych. Przy ponad dwukrotnie wyższej temperaturze zaczyna zachodzić wzbudzanie elektronowe i dysocjacja cząstek gazu, powodując dostosowanie ciśnienia do większej liczby cząstek (przejście z gazu do plazmy ). Na koniec zakładano, że wszystkie procesy termodynamiczne opisują gazy jednorodne, których prędkości zmieniały się zgodnie z ustalonym rozkładem. Użycie sytuacji nierównowagi implikuje, że pole przepływu musi być scharakteryzowane w jakiś sposób, aby umożliwić rozwiązanie. Jedną z pierwszych prób rozszerzenia granic prawa gazu doskonałego było uwzględnienie pokrycia różnych procesów termodynamicznych poprzez dostosowanie równania do odczytywania pV n = stała, a następnie zmianę n poprzez różne wartości, takie jak współczynnik ciepła właściwego , γ .

Rzeczywiste efekty gazu obejmują te korekty wprowadzone w celu uwzględnienia większego zakresu zachowania gazu:

W przypadku większości zastosowań taka szczegółowa analiza jest przesadna. Przykładami, w których efekty rzeczywistego gazu miałyby znaczący wpływ, byłyby ponowne wejście promu kosmicznego, gdzie występowały ekstremalnie wysokie temperatury i ciśnienia, lub gazy wytwarzane podczas zdarzeń geologicznych, jak na obrazie erupcji Mount Redoubt w 1990 roku .

Gaz stały

Gaz trwały to termin używany dla gazu, który ma temperaturę krytyczną poniżej zakresu normalnych temperatur, w których mieszkają ludzie, a zatem nie może być skroplony pod ciśnieniem w tym zakresie. Historycznie uważano, że takie gazy są niemożliwe do skroplenia i dlatego pozostaną na stałe w stanie gazowym. Termin ten odnosi się do przechowywania w temperaturze otoczenia i transportu gazów pod wysokim ciśnieniem.

Badania historyczne

prawo Boyle'a

Sprzęt Boyle'a

Prawo Boyle'a było prawdopodobnie pierwszym wyrażeniem równania stanu. W 1662 r. Robert Boyle przeprowadził serię eksperymentów z użyciem szklanej rurki w kształcie litery J, która była zamknięta na jednym końcu. Do rurki dodano rtęć, zatrzymując stałą ilość powietrza w krótkim, szczelnym końcu rurki. Następnie ostrożnie zmierzono objętość gazu, dodając do probówki dodatkową ilość rtęci. Ciśnienie gazu można określić na podstawie różnicy między poziomem rtęci na krótkim końcu rury a tym na długim, otwartym końcu. Zdjęcie sprzętu Boyle'a pokazuje niektóre egzotyczne narzędzia używane przez Boyle'a podczas badania gazów.

Poprzez te eksperymenty Boyle zauważył, że ciśnienie wywierane przez gaz utrzymywany w stałej temperaturze zmienia się odwrotnie proporcjonalnie do objętości gazu. Na przykład, jeśli objętość jest zmniejszona o połowę, ciśnienie jest podwojone; a jeśli objętość jest podwojona, ciśnienie zmniejsza się o połowę. Biorąc pod uwagę odwrotną zależność między ciśnieniem i objętością, iloczyn ciśnienia ( P ) i objętości ( V ) jest stałą ( k ) dla danej masy zamkniętego gazu, o ile temperatura jest stała. Przedstawiony jako wzór, więc jest:

Ponieważ objętości i ciśnienia przed i po ustalonej ilości gazu, gdzie temperatury przed i po są takie same, są równe stałej k , można je powiązać równaniem:

Prawo Karola

W 1787 roku francuski fizyk i pionier balonów, Jacques Charles , odkrył, że tlen, azot, wodór, dwutlenek węgla i powietrze rozszerzają się w takim samym stopniu w tym samym przedziale 80 kelwinów. Zauważył, że dla gazu doskonałego przy stałym ciśnieniu objętość jest wprost proporcjonalna do jego temperatury:

Prawo Gay-Lussaca

W 1802 r. Joseph Louis Gay-Lussac opublikował wyniki podobnych, choć bardziej obszernych eksperymentów. Gay-Lussac przypisał wcześniejsze dzieło Karola, nazywając prawo na jego cześć. Samemu Gay-Lussacowi przypisuje się prawo opisujące ciśnienie, które odkrył w 1809 roku. Mówi ono, że ciśnienie wywierane na boki pojemnika przez gaz doskonały jest proporcjonalne do jego temperatury.

Prawo Avogadro

W 1811 roku Amedeo Avogadro potwierdził, że równe objętości czystych gazów zawierają tę samą liczbę cząstek. Jego teoria nie została powszechnie zaakceptowana aż do 1858 roku, kiedy inny włoski chemik Stanislao Cannizzaro był w stanie wyjaśnić nieidealne wyjątki. W przypadku jego pracy z gazami sto lat wcześniej liczba, która nosi jego imię , stała Avogadro reprezentuje liczbę atomów znajdujących się w 12 gramach pierwiastkowego węgla-12 (6,022×10 23 mol- 1 ). Ta konkretna liczba cząsteczek gazu w standardowej temperaturze i ciśnieniu (prawo gazu idealnego) zajmuje 22,40 litra, co określa się mianem objętości molowej .

Prawo Avogadro mówi, że objętość zajmowana przez gaz doskonały jest proporcjonalna do liczby moli (lub cząsteczek) obecnych w pojemniku. Daje to objętość molową gazu, która w STP wynosi 22,4 dm 3 (lub litry). Relacja jest podana przez

gdzie n jest równe liczbie moli gazu (liczba cząsteczek podzielona przez liczbę Avogadro ).

Prawo Daltona

Notacja Daltona .

W 1801 r. John Dalton opublikował prawo ciśnień cząstkowych ze swojej pracy z zależnością prawa gazu doskonałego: Ciśnienie mieszaniny gazów niereaktywnych jest równe sumie ciśnień wszystkich samych gazów składowych. Matematycznie można to przedstawić dla n gatunków jako:

Ciśnienie całkowite = Ciśnienie 1 + Ciśnienie 2 + ... + Ciśnienie n

Obraz z dziennika Daltona przedstawia symbolikę, której użył jako skrótu do zapisania ścieżki, którą podążał. Wśród jego kluczowych obserwacji w dzienniku dotyczących mieszania niereaktywnych „płynów elastycznych” (gazów) były następujące:

  • W przeciwieństwie do cieczy, podczas mieszania cięższe gazy nie opadały na dno.
  • Tożsamość cząstek gazu nie odgrywała żadnej roli w określaniu ciśnienia końcowego (zachowywały się tak, jakby ich rozmiar był znikomy).

Tematy specjalne

Ściśliwość

Współczynniki ściśliwości powietrza.

Termodynamicy używają tego współczynnika ( Z ) do zmiany równania gazu doskonałego w celu uwzględnienia wpływu ściśliwości gazów rzeczywistych. Współczynnik ten reprezentuje stosunek rzeczywistych do idealnych określonych objętości. Czasami określa się go mianem „współczynnika fudge” lub korekty w celu rozszerzenia użytecznego zakresu równania gazu doskonałego do celów projektowych. Zwykle ta wartość Z jest bardzo bliska jedności. Obraz współczynnika ściśliwości ilustruje, jak Z zmienia się w zakresie bardzo niskich temperatur.

Liczba Reynoldsa

W mechanice płynów liczba Reynoldsa jest stosunkiem sił bezwładności ( v s ρ ) do sił lepkości ( μ/L ). Jest to jedna z najważniejszych liczb bezwymiarowych w dynamice płynów i jest używana, zwykle wraz z innymi liczbami bezwymiarowymi, jako kryterium określania podobieństwa dynamicznego. W związku z tym liczba Reynoldsa zapewnia powiązanie między wynikami modelowania (projektem) a rzeczywistymi warunkami w pełnej skali. Może być również użyty do scharakteryzowania przepływu.

Lepkość

Widok satelitarny wzorca pogody w pobliżu Wysp Robinsona Crusoe w dniu 15 września 1999 r., pokazuje burzliwy wzór chmur zwany ulicą wirową Kármána

Lepkość, właściwość fizyczna, jest miarą tego, jak dobrze przylegające do siebie cząsteczki przylegają do siebie. Ciało stałe może wytrzymać siłę ścinającą dzięki sile tych lepkich sił międzycząsteczkowych. Płyn będzie się stale odkształcał pod wpływem podobnego obciążenia. Chociaż gaz ma niższą wartość lepkości niż ciecz, nadal jest właściwością obserwowalną. Gdyby gazy nie miały lepkości, nie przywierałyby do powierzchni skrzydła i nie tworzyłyby warstwy granicznej. Badanie skrzydła delta na obrazie Schlierena ujawnia, że ​​cząsteczki gazu sklejają się ze sobą (patrz rozdział o warstwie granicznej).

Turbulencja

Skrzydło delta w tunelu aerodynamicznym. Cienie tworzą się, gdy wskaźniki załamania zmieniają się w gazie, gdy ściska się na przedniej krawędzi tego skrzydła.

W dynamice płynów turbulencja lub przepływ turbulentny to reżim przepływu charakteryzujący się chaotycznymi, stochastycznymi zmianami właściwości. Obejmuje to dyfuzję małego pędu, konwekcję dużego pędu oraz gwałtowne zmiany ciśnienia i prędkości w przestrzeni i czasie. Widok satelitarny pogody wokół wysp Robinsona Crusoe ilustruje jeden przykład.

Warstwa graniczna

W efekcie cząsteczki „przyklejają się” do powierzchni poruszającego się przez nią obiektu. Ta warstwa cząstek nazywana jest warstwą graniczną. Na powierzchni przedmiotu jest zasadniczo statyczna z powodu tarcia powierzchni. Obiekt, wraz ze swoją warstwą graniczną, jest faktycznie nowym kształtem obiektu, który reszta cząsteczek „widzi” w miarę zbliżania się obiektu. Ta warstwa graniczna może oddzielić się od powierzchni, zasadniczo tworząc nową powierzchnię i całkowicie zmieniając ścieżkę przepływu. Klasycznym tego przykładem jest przeciągający się profil . Obraz skrzydła delta wyraźnie pokazuje pogrubienie warstwy granicznej, gdy gaz przepływa od prawej do lewej wzdłuż krawędzi natarcia.

Zasada maksymalnej entropii

Gdy całkowita liczba stopni swobody zbliża się do nieskończoności, system zostanie znaleziony w makrostanie, który odpowiada największej krotności . Aby zilustrować tę zasadę, obserwuj temperaturę skóry zamrożonego metalowego pręta. Korzystając z obrazu termicznego temperatury skóry, zwróć uwagę na rozkład temperatury na powierzchni. Ta wstępna obserwacja temperatury reprezentuje „ mikrostan ”. W przyszłości druga obserwacja temperatury skóry powoduje powstanie drugiego mikrostanu. Kontynuując ten proces obserwacji, możliwe jest wytworzenie serii mikrostanów, które ilustrują historię termiczną powierzchni pręta. Scharakteryzowanie tej historycznej serii mikrostanów jest możliwe poprzez wybór makrostanu, który z powodzeniem klasyfikuje je wszystkie w jedną grupę.

Równowaga termodynamiczna

Gdy transfer energii ustaje z systemu, stan ten jest określany jako równowaga termodynamiczna. Zwykle ten stan oznacza, że ​​system i otoczenie mają tę samą temperaturę, aby ciepło nie było już między nimi przenoszone. Oznacza to również, że siły zewnętrzne są zrównoważone (objętość się nie zmienia), a wszystkie reakcje chemiczne w układzie są zakończone. Oś czasu różni się dla tych wydarzeń w zależności od danego systemu. Pojemnik z lodem, który stopi się w temperaturze pokojowej, zajmuje kilka godzin, podczas gdy w półprzewodnikach przenoszenie ciepła w urządzeniu ze stanu włączenia do stanu wyłączenia może trwać kilka nanosekund.

Przemiany fazowe materii ()
Do
Z
Solidny Płyn Gaz Osocze
Solidny Topienie Sublimacja
Płyn Zamrażanie Odparowanie
Gaz Zeznanie Kondensacja Jonizacja
Osocze Rekombinacja

Zobacz też

Uwagi

Bibliografia

Dalsza lektura