Основні положення кінетичної теорії газів

Характеристика агрегатних станів речовини

Лекція №2. Агрегатні стани речовини. Газоподібний стан речовини

Основні питання:

1. Агрегатні стани речовини, їх загальна характеристика.

2. Ідеальний газ, основні закони ідеального газу.

3. Реальні гази. Рівняння Ван-дер-Ваальса.

4. Зрідження газів. Застосування зріджених газів.

Залежно від зовнішніх умов речовина може перебувати в трьох основних станах: твердому, рідкому, газоподібному. Можливі інші стани: рідкокристалічний, плазмовий, нейтронний, гіперонний тощо. Кожний агрегатний стан відрізняється від іншого характером руху частинок і типом взаємодії між ними. Стабільність агрегатного стану пов’язана зі співвідношенням кінетичної (Е_к) та потенціальної (Е_р) енергії взаємодіючих частинок.

Агрегатний стан речовини	Співвідношення Ек і Ер частинок	Об’єм	Форма	Стисливість	Густина
Газоподібний	Ек > Ер	Співпадає з об’ємом посудини, залежить від температури і тиску	Заповнює посудину, приймаючи його форму	Висока	Низька
Рідкий	Ек = Ер	Фіксований	Нефіксована - повністю або частково заповнюють посудину	Незначна	Від помірної до великої
Твердий	Ек < Ер	Фіксований	Фіксована	Практично відсутня	Значна

Характерна особливість газоподібного стану – вільний рух частинок (атомів, молекул) в об’ємі, що значно перевищує об’єм самих частинок.

Сили міжмолекулярної взаємодії виявляються, коли молекули наближаються одна до одної на достатньо близьку відстань.

Це зумовлює:

ü невелику густину газів;

ü здатність до безмежного розширення;

ü створення тиску на стінки посудини, що чинить опір;

ü істотні відмінності властивостей при високих тисках і низьких температурах.

Термін „газ” запроваджений датським вченим Дж.Ван Гельмонтом (1577 – 1644), означає „хаос” (від грецького слова).

Ідеальний газ – це газ, що знаходиться в такому стані, де можна нехтувати силами міжмолекулярної взаємодії та об’ємом молекул цього газу. Це спрощена модель реального газу.

Газові закони – математичні співвідношення між температурою, тиском та об’ємом газів (цілком точні для ідеального газу, а для реального – тільки при дуже малих тисках). Фізичний стан ідеального газу визначається трьома параметрами: Т, Р, V, які зв’язані між собою в рівняння стану ідеального газу.

Кінетична теорія газів – математична модель ідеального газу, яка дає змогу визначити поведінку газів і закони газового стану.

Виходячи з кінетичних уявлень про будову матерії, М.В.Ломоносов (1749р.) доповнив положення кінетичної теорії газів.

1. Газ складається з частинок дуже мізерного об’єму (об’ємом частинок можна нехтувати), які не взаємодіють між собою (крім зіткнень). Потенціальна енергія частинок ідеального газу дорівнює нулю та траєкторія їх руху ‑ лінійна.

2. Частинки газу безперервно та хаотично рухаються (Р,Т – зумовлені рухом частинок). Середня швидкість їх поступового руху при Т= const постійна, і вони рівномірно заповнюють наданий об’єм.

3. Між частинками газу відсутні сили притягання.

4. Частинки газу – ідеально пружні, тому їх зіткнення не супроводжуються втратою кінетичної енергії.

Т – статистичний сумарний ефект руху всіх частинок газу; Р – результат зіткнень частинок газу зі стінками посудини;

Т↑, υ↑, А↑ (частота зіткнень), Р↑.

5. Середня кінетична енергія частинок газу пропорційна його абсолютній температурі (Т↑, Е_к↑, υ↑).

Е_повна = U + (Е_к + Е_р) _{системи}

(Е_к + Е_р)частинок

Е_р – потенціальна енергія, зумовлена силами притягання (відштовхування) між частинками.

Е_к – кінетична енергія (енергія поступального, коливального обертального руху частинок)

6. При зіткненнях енергія окремих частинок змінюється, проте сумарна енергія всіх частинок залишається постійною.

  Т₂> Т₁

%

молекул

Т₂

Т₁

0 V

Статистичний закон розподілу Максвелла-Больцмана (1871). Криві розподілу молекул газу за швидкостями для двох температур: Т₁<Т₂ – графічний вираз закону. Максимум зміщується з підвищенням температури в бік більших швидкостей (найбільш імовірна швидкість). ü Чим вища температура, тим більша середня швидкість молекул; ü Розподіл молекул стає більш широким; ü Відносне число молекул зі швидкостями, близькими до середньоквадратичної, зменшується.

Рівняння кінетичної теорії газів
Рівняння	Математичний вигляд	Пояснення	Примітка
Основне рівняння кінетичної теорії газів (Клаузіус, 1857)	рV = Nmυ^2	m – маса частинки; N – число частинок; р – тиск газу; V ‑ об’єм газу; υ^2 – квадрат середнього значення швидкості.	Дозволяє обґрунтувати газові закони, встановити зв'язок між мікроскопічними та макроскопічними властивостями ідеального газу. Обчислити швидкість і кінетичну енергію частинок газу.
Рівняння середньоквадратичної швидкості частинок газу (υср-кв = ).	υср-кв =	Т – абсолютна температура; μ – молярна маса газу; R – універсальна газова стала 8,31Дж/моль∙К; υср=кв – середньоквадратична швидкість.	З підвищенням температури зростає швидкість руху молекул; За однакової температури швидше рухаються молекули з меншою масою.
Рівняння кінетичної енергії частинок газу	Ек = RT	Ек – кінетична енергія; Т – абсолютна температура; R – універсальна газова стала.	З підвищенням температури зростає кінетична енергія частинок.

Дата добавления: 2014-01-07