Das ideale Gasgesetz besagt, dass $ pV = nRT $. Können Sie mit der Komprimierung, einer Möglichkeit, Druck hinzuzufügen, der das Volumen verkleinert, die Temperatur tatsächlich erhöhen?
Es macht für mich keinen Sinn, dass Sie die Temperatur erhöhen können, dh die kinetische Energie der Moleküle erhöhen, indem Sie einfach den Druck erhöhen. Der Druck bedeutet die Kraft, die von seiner Umgebung auf das Gas ausgeübt wird. Kann jemand bitte diesen Widerspruch erklären?
Kommentare
- Druck bedeutet nicht die von der Umgebung auf das Gas ausgeübte Kraft, sondern die ausgeübte Kraft durch das Gas an den Wänden des Behälters geteilt durch den Bereich der Wand.
- Okay, fair genug, um über den Wortlaut
- Karl, sagen Sie das? Bei der adiabatischen Kompression eines idealen Gases in einem geschlossenen System (z. B. einem isolierten Zylinder mit einem Kolben) ändert sich die innere Energie oder Temperatur des Gases nicht?
- Wirklich. Dann kommentieren Sie bitte Folgendes für den Fall einer adiabatischen reversiblen Volumenänderung: $ dU = nC_vdT = -PdV = – \ frac {nRT} {V} dV $. Also, $ d \ ln T = – \ frac {R} {C_v} d \ ln V $. Wenn also die Lautstärke abnimmt, steigt die Temperatur.
- Ich habe freie Expansion und reversible Kompression / Expansion gemischt.
Antwort
Ich denke, Sie fragen sich: „Warum kann die Temperatur des Gases beim Komprimieren ansteigen, auch wenn der Zylinder adiabatisch ist, so dass keine Wärme in das Gas gelangen kann?“ Wenn Sie den Kolben bewegen, um das Gas zu komprimieren, arbeiten Sie an dem Gas an der Grenzfläche zum Kolben. Der Kolben bewegt sich in Richtung des Gases, und die Gasmoleküle, die mit dem Kolben kollidieren, treten mit einer größeren Durchschnittsgeschwindigkeit aus als bei ihrer Ankunft. Ihre durchschnittliche kinetische Energie nimmt also zu. Wenn eine Expansion auftreten würde, so dass sich der Kolben vom Gas wegbewegt, würden die kollidierenden Moleküle mit einer niedrigeren durchschnittlichen kinetischen Energie austreten.
Kommentare
- Wer hat etwas über die Komprimierungsrate gesagt? Letztendlich bestimmt nur die Gesamtarbeitsmenge die Temperaturänderung, aber ' entspricht genau dem Integral der Kraft pro Flächeneinheit zu den Kolbenflächenzeiten die Änderungsrate des Volumens (Kompressionsrate) dt. Sie wissen, für einen adiabatischen Prozess ist $ \ Delta U = – \ int {P_ {ext} dV} $, wobei für ein ideales Gas U = U (T).
- Ich stehe zu dem, was ich bin sagte.
- Sprechen Sie über ein ideales Gas oder Luft? Für Luft ist zumindest ein Teil des Grundes, dass sich die Moleküle gegenseitig anziehen und es nicht ideal ist. Würde ein ideales Gas die Temperatur erhöhen? (So oder so, PV = nRT, sagt nicht, dass sich T ändert.) Eine gute Frage, die hier oder anderswo nicht beantwortet wurde.
- @Tuntable Ich spreche sowohl von realen als auch von idealen Gasen. Natürlich würde ein ideales Gas auch die Temperatur erhöhen. PV-nRT ist nicht das einzige Merkmal eines idealen Gases, das zählt. Hier kommt auch der erste Hauptsatz der Thermodynamik ins Spiel, und für ein ideales Gas ist die innere Energie eine Funktion der Temperatur. Haben Sie meine Kommentare zum Beitrag des OP ' gelesen?
- Es ist überhaupt nicht klar, dass ein ideales Gas die Temperatur erhöhen würde, zumindest nicht signifikant. Sicher, das Erhöhen des Drucks erhöht die Enthalpie, aber die Enthalpie ist T + PV. Wenn Sie sicher sind, dass es die Temperatur eines idealen Gases erhöht, um wie viel? Haben Sie eine Formel oder eine Referenz?
Antwort
Wenn Sie die Möglichkeit hätten, den Druck mit Nein zu erhöhen Volumenänderung, dann ja, die Temperatur würde durch das ideale Gasgesetz ansteigen. In der Realität erfolgt die meiste Kompression durch Verringern des Volumens oder Erhöhen von N, so dass der Temperatureffekt direkt schwer zu erkennen ist, da sich auch andere Dinge ändern.
Der Druck in PV = nRT ist die vom Gas ausgeübte Kraft an den Wänden des Containers. Mit steigender Temperatur bewegen sich die Partikel schneller und haben daher höhere Geschwindigkeiten, einen größeren Impuls und damit eine größere Kraft, wenn sie mit den Wänden kollidieren, sodass der Druck zunimmt.
Kommentare
- Ich verstehe, was du sagst und stimme zu. Ja, das ideale Gasgesetz besagt, dass es theoretisch geschieht, aber tatsächlich in der Realität, ohne das Volumen oder die Anzahl der Atome zu ändern?
- Wie kann man ein Gas komprimieren, ohne sein Volumen zu ändern? Komprimieren bedeutet, das Volumen zu verringern.
- Ich habe die Idee kommentiert, den Druck ohne Volumen und nicht ohne Komprimierung zu ändern.
- Bei konstantem Volumen müssen Sie Wärme hinzufügen, um die Temperatur zu erhöhen Der Druck kann ansteigen. Der Temperaturanstieg ist die Ursache und der Druckanstieg ist die Wirkung und nicht umgekehrt.
- Ok, ja, das ist die Idee, auf die ich im vorherigen Kommentar gekommen bin. Vielen Dank!
Antwort
Wir alle wissen, dass Feststoffe eine Verteidigungsgröße und offensichtlich ein Verteidigungsvolumen haben. Flüssigkeit hat ein Defensitvolumen, aber keine Form. Gase haben weder Form noch Volumen. Gas nimmt das verfügbare Volumen des Behälters ein. Moleküle nutzen den verfügbaren freien Raum für ihre Bewegung.
So können Sie in Gasen den Freiheitsgrad ihrer Moleküle extern ändern. Wenn Sie das Behältervolumen erhöhen, erhöhen Sie den Freiheitsgrad der Gasmoleküle. Und umgekehrt ist es auch wahr.
Wenn Sie den Freiheitsgrad von Molekülen verringern (indem Sie das Behältervolumen verringern), muss aufgrund der eingeschränkten Mobilität die überschüssige Restenergie verringert werden ausgegeben werden (Alle Systemtrend zur Minimierung seines Energiezustands). Natürlich wird das Gas in einem großen Raum heiß, um die überschüssige Energie an die Umgebung auszutauschen. (Der größte Teil des natürlichen Energieaustauschs erfolgt durch Wärmeenergie.)