Zakon idealnog plina

Sa Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigacija, traži
Preferences-system.svg Ovom članku potrebna je jezička standardizacija, preuređivanje ili reorganizacija.
Pogledajte kako poboljšati članak, kliknite na link uredi i doradite članak vodeći računa o standardima Wikipedije.
Izoterma idealnog gasa. Krive linije prikazuju vezu između pritiska (na vertikali, y-osa) i volumena (na horizontali, x-osa) za idealni gas na različitim temperaturama: linije koje su dalje od koordinatnog početka (tj. linije koju se bliže vrhu desnog ugla dijagrama) predstavljaju više temperature.

Idealni gasni zakon je jednačina stanja hipotetskog idealnog gasa. Dobra je aproksimacija ponašanja mnogih gasova pod različitim uvjetima, iako ima nekoliko ograničenja. Prvi put ga je deklarisao Emile Clapeyron 1834. godine, kao kombinaciju Boyle-Mariotteovog zakona, Charlesovog zakona i Avogadrovog zakona. [1] Idealni gasni zakon se često piše kao:

gdje:

Također se može izvesti mikroskopski iz kinetičke teorije, kao što je postigao (navodno nezavisno) August Krönig 1856. godine[2] i Rudolfa Clausiusa 1857. godine.[3]

Jednačina[uredi | uredi izvor]

Stanje količine gasa je određeno njegovim pritiskom, volumenom i temperaturom. Moderni oblik jednačine jednostavno povezuje ove veličine u dva osnovna oblika. Temperatura korištena u jednačini stanja je apsolutna temperatura: u SI sistemu mjernih jedinica, izražena u Kelvinima.[4]

Opći oblik[uredi | uredi izvor]

Najčešće korišten oblik je

gdje

U SI jedinicama, P se mjeri u paskalima, V se mjeri u kubnim metrima, n se mjeri u molovima, i T u Kelvinima. R ima vrijednost 8,314 J/K·mol ili 0.08206 L·atm/ mol·K.

Molarni oblik[uredi | uredi izvor]

Koliko je gasa prisutno se može specifirati dajući masu umjesto hemijske količine tvari gasa. Zato, alternativni oblik idealnog gasnog zakona ima svoju primjenu. Hemijska količina (n (u molovima)) je jednaka masi (m (u gramima)) podijeljenoj sa molarnom masom (M (u gramima po molu)):

Zamijenjujući n sa m/M, i uvodeći gustoću ρ = m/V, dobija se:

Definišući specifičnu gasnu konstantu Rspecific kao omjer R/M,

Ovaj oblik idealnog gasnog zakona je veoma koristan zato što povezuje pritisak, gustoću, i temperaturu u jedinstvenoj formuli nezavisnoj od količine gasa koji se posmatra. Alternativno, zakon se može napisati koristeći i specifičnu zapreminu v, recipročnu vrijednost gustoće, kao

Često je, pogotovo u inžinjerskim primjenama, predstavljati specifičnu gasnu konstantu simbolom R. U tim slučajevima, univerzalnoj gasnoj konstanti se obično daje drugi simbol da se razlikuje. U svakom slučaju, kontekst i/ili jedinice gasne konstante bi trebali da pojasne da li je riječ o specifičnoj ili univerzalnoj gasnoj konstanti u jednačini.

Statistička mehanika[uredi | uredi izvor]

U statističkoj mehanici, slijedeća molekularna jednačina se izvodi iz prvih principa:

gdje je P apsolutni pritisak gasa izmjeren u paskalima; N je broj molekula u zadanoj zapremini V. kb je Boltzmannova konstanta koja povezuje temperaturu i energiju; i T je apsolutna temperatura izražena u Kelvinima.

Primjena u termodinamičkim procesima[uredi | uredi izvor]

Tabela ispod pojednostavljuje idealnu gasnu jednačinu za određene termodinamičke procese, čineći ovu jednačinu jednostavniju za riješavati koristeći numeričke metode.

Termodinamički proces se definiše kao sistem koji se kreće od stanja 1 do stanja 2, gdje je broj stanja obilježen u indeksu. Kao što je naznačenu u prvom stubu tabele, osnovni termodinamički procesi se definišu tako da je jedna od fizičkih veličina gasa (P, V, T, ili S) konstantna tokom procesa.

Za dati termodinamički proces, radi specifiranja tipa određenog procesa, jedan od omjera veličina gasa (omjeri navedeni u tabeli, pod stubom označenom kao "poznati omjeri") mora biti određen (direktno ili indirektno). Također, veličina za koju je omjer poznat mora se razlikovati od veličine koja je bila poznata u prethodnom stubu ( inače bi omjer bio 1, i ne bi bilo dovoljno informacija da se pojednostavi jednačina).

U tri zadnja stuba, veličine (P, V, ili T) u stanju 2 mogu se izračunati iz veličina u stanju 1 korištenjem navedenih jednačina.

Proces Konstantna veličina
Poznati omjer
P2 V2 T2
Izobarni proces
Pritisak
V2/V1
P2 = P1 V2 = V1(V2/V1) T2 = T1(V2/V1)
T2/T1
P2 = P1 V2 = V1(T2/T1) T2 = T1(T2/T1)
Izohorni proces

(Izovolumetrični proces)
(Izometrični proces)

Volumen
P2/P1
P2 = P1(P2/P1) V2 = V1 T2 = T1(P2/P1)
T2/T1
P2 = P1(T2/T1) V2 = V1 T2 = T1(T2/T1)
Izotermni proces
 Temperatura
P2/P1
P2 = P1(P2/P1) V2 = V1/(P2/P1) T2 = T1
V2/V1
P2 = P1/(V2/V1) V2 = V1(V2/V1) T2 = T1
Isentropic process

(Reversible adiabatic process)

Entropija
P2/P1
P2 = P1(P2/P1) V2 = V1(P2/P1)(−1/γ) T2 = T1(P2/P1)(γ − 1)/γ
V2/V1
P2 = P1(V2/V1)−γ V2 = V1(V2/V1) T2 = T1(V2/V1)(1 − γ)
T2/T1
P2 = P1(T2/T1)γ/(γ − 1) V2 = V1(T2/T1)1/(1 − γ) T2 = T1(T2/T1)
Politropični proces
P Vn
P2/P1
P2 = P1(P2/P1) V2 = V1(P2/P1)(-1/n) T2 = T1(P2/P1)(n - 1)/n
V2/V1
P2 = P1(V2/V1)−n V2 = V1(V2/V1) T2 = T1(V2/V1)(1−n)
T2/T1
P2 = P1(T2/T1)n/(n − 1) V2 = V1(T2/T1)1/(1 − n) T2 = T1(T2/T1)

^ a. In an isentropic process, system entropy (S) is constant. Under these conditions, P1 V1γ = P2 V2γ, where γ is defined as the heat capacity ratio, which is constant for a calorifically perfect gas. The value used for γ is typically 1.4 for diatomic gases like nitrogen (N2) and oxygen (O2), (and air, which is 99% diatomic). Also γ is typically 1.6 for monatomic gases like the noble gases helium (He), and argon (Ar). In internal combustion engines γ varies between 1.35 and 1.15, depending on constitution gases and temperature.

Odstupanja stvarnih gasova od idealnog ponašanja[uredi | uredi izvor]

Jednačina stanja data ovdje se primjenjuje samo na idealni gas, ili kao aproksimacija za stvarni gas koji se ponaša dovoljno slično idealnom gasu. Ustvari postoji mnogo različitih oblika jednačine stanja. Zato što idealni gas zanemaruje i molekularnu veličinu i privlačenja među molekulama, najprecizniji je za monoatomske gasove na visokim temperaturama i niskim pritiscima. Zanemarivanje molekularne veličine postaje nebitnije za manje gustoće, npr. za velike volumene pri niskim pritiscima, zato što prosječna udaljenost između susjednih molekula postaje mnogo veća od molekularne veličine. Relativna važnost intermolekularnih privlačenja nestaje sa povećanjem toplotne kinetičke energije, npr. sa povećanjem temperature. Detaljnije jednačine stanja, poput van der Waalsove jednačine, uzimaju u obzir odstupanja od ideala koje uzrokuju molekularna veličina i intermolekularne sile.


Izvodi[uredi | uredi izvor]

Empirički[uredi | uredi izvor]

Idealni gasni zakon se može izvesti kombinacijom dva emiprička gasna zakona: kombinirano gasnog zakona i Avogadrovog zakona. Kombinirani gasni zakon glasi

Gdje je C konstanta koja je direktno proporcionalna količini tvari gasa, n (Avogadrov zakon). Faktor proporcionalnosti je univerzalna gasna konstanta, R, npr. C=nR.

Iz toga slijedi

Teoretski[uredi | uredi izvor]

Kinetička teorija[uredi | uredi izvor]

Idealni gasni zakon se također može dobiti iz prvih principa koristeći kinetičku teoriju gasova, u kojoj nekoliko pojednostavljujućih pretpostavki se donosi, prvenstveno da su momlekule, ili atomi gasa tačkaste mase, koje posjeduju masu ali ne značajne zapremine, i podilaze samo elastične sudare međusobno i sa stranama spremnika. U kolizijama je očuvan i linearni momentum i energija.

Statistička mehanika[uredi | uredi izvor]

Ako q = (qx, qy, qz) i p = (px, py, pz) obilježavaju radijus-vektor i vektor momentuma čestice idealnog gasa, respektivno. Neka F označava ukupnu silu na tu česticu. Onda je prosječna potencijalna energija čestice:

gdje je prva jednakost Njutnov drugi zakon, a druga linija koristi Hamiltonove jednačine i teoremu ekviparticije. Sumiranje preko sistema od N čestica daje

Po Njutnovom trećem zakonu i pretpostavci idealnog gasa, ukupna sila sistema je sila koju vrše zidovi spremnika u kojem je gas. Ova sila je data pritiskom P gasa. Slijedi

gdje je dS infinitezimalni element površine zidova spremnika. Zato što je divergencija radijus-vektora q

teorija divergencije implicira da

gdje je dV infinitezimalni volumen unutar spremnika i V je ukupni volumen spremnika.

Uvrštavanjem jedne od ovih jednačina u drugu se dobija

što implicira da je idealni gasni zakon za gas sa N čestica:

Također pogledajte[uredi | uredi izvor]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Clapeyron, E (1834). "Mémoire sur la puissance motrice de la chaleur". Journal de l'École Polytechnique (jezik: francuski) XIV: 153–90. 
  2. ^ Krönig, A. (1856). "Grundzüge einer Theorie der Gase". Annalen der Physik und Chemie (jezik: njemački) 99 (10): 315–22. Bibcode:1856AnP...175..315K. doi:10.1002/andp.18561751008. 
  3. ^ Clausius, R. (1857). "Ueber die Art der Bewegung, welche wir Wärme nennen". Annalen der Physik und Chemie (jezik: njemački) 176 (3): 353–79. Bibcode:1857AnP...176..353C. doi:10.1002/andp.18571760302. 
  4. ^ "Equation of State".