La loi des gaz parfaits dit que $ pV = nRT $. Donc, avec la compression, une façon dajouter de la pression qui réduit le volume, pouvez-vous réellement augmenter la température?
Cela na aucun sens pour moi que vous puissiez augmenter la température, cest-à-dire ajouter à lénergie cinétique des molécules, simplement en augmentant la pression, pression cest-à-dire la force exercée sur le gaz depuis son environnement. Quelquun peut-il expliquer cette contradiction?
Commentaires
- pression ne signifie pas la force exercée sur le gaz par lenvironnement, cela signifie la force exercée par le gaz sur les parois du conteneur divisé par la surface du mur.
- Ok, assez de commentaires sur le libellé
- Karl, vous dites que , dans la compression adiabatique dun gaz parfait dans un système fermé (par exemple, un cylindre isolé avec un piston), il ny a pas de changement de lénergie ou de la température interne du gaz? Alors veuillez commenter ce qui suit pour le cas dun changement de volume réversible adiabatique: $ dU = nC_vdT = -PdV = – \ frac {nRT} {V} dV $. Donc, $ d \ ln T = – \ frac {R} {C_v} d \ ln V $. Ainsi, lorsque le volume diminue, la température augmente.
- Jai mélangé lexpansion libre et la compression / expansion réversible.
Réponse
Je pense que ce que vous demandez est « pourquoi la température du gaz peut-elle augmenter lorsque vous le compressez, même si la bouteille est adiabatique de sorte quaucune chaleur ne puisse entrer dans le gaz? » Lorsque vous déplacez le piston pour comprimer le gaz, vous travaillez sur le gaz à linterface avec le piston. Le piston se déplace vers le gaz, et les molécules de gaz qui entrent en collision avec le piston repartent avec une vitesse moyenne plus élevée quà leur arrivée. Leur énergie cinétique moyenne augmente donc. Si une expansion se produisait, de sorte que le piston séloignait du gaz, les molécules en collision repartiraient avec une énergie cinétique moyenne inférieure.
Commentaires
- Qui a dit quelque chose sur le taux de compression? En fin de compte, seule la quantité totale de travail détermine le changement de température, mais que ' est juste égal à lintégrale de la force par unité de surface aux temps de face du piston le taux de changement de volume (taux de compression) dt. Vous savez, pour un processus adiabatique, $ \ Delta U = – \ int {P_ {ext} dV} $, où, pour un gaz parfait U = U (T).
- Je maintiens ce que je dit.
- Parlez-vous dun gaz ou dun air idéal? Pour lair, au moins une partie de la raison est que les molécules sattirent et ce nest pas idéal. Un gaz idéal augmenterait-il la température? (Quoi quil en soit, PV = nRT, ne dit pas le flétrissement T change.) Une bonne question à laquelle je nai pas répondu ici ni nulle part ailleurs.
- @Tuntable Je parle à la fois de gaz réels et de gaz parfaits. Bien entendu, un gaz idéal augmenterait également la température. Le PV-nRT nest pas la seule caractéristique dun gaz parfait qui compte. La première loi de la thermodynamique entre également en jeu ici, et, pour un gaz parfait, lénergie interne est fonction de la température. Avez-vous lu mes commentaires sur le post de lOP '?
- Il nest pas du tout clair quun gaz idéal augmenterait en température, du moins pas de manière significative. Bien sûr, augmenter la pression augmente lenthalpie, mais lenthalpie est T + PV. Si vous êtes sûr que cela augmente la température dun gaz idéal, alors de combien? Avez-vous une formule ou une référence?
Réponse
Si vous aviez un moyen daugmenter la pression sans changement de volume, alors oui, la température augmenterait par la loi des gaz parfaits. En réalité, la plupart des compressions ont lieu en réduisant le volume ou en augmentant N, de sorte que leffet de la température est difficile à voir directement car dautres choses changent aussi.
La pression en PV = nRT est la force exercée par le gaz sur les parois du conteneur. Au fur et à mesure que la température augmente, les particules se déplacent plus rapidement, et ont donc des vitesses plus élevées, donc une plus grande impulsion et donc une plus grande force lorsquelles entrent en collision avec les parois, donc la pression augmente.
Commentaires
- Je comprends ce que vous dites et je suis daccord. Oui, la loi des gaz parfaits dit que cela se produit en théorie mais cela se produit-il en réalité sans changer le volume ou le nombre datomes?
- Comment compresser un gaz sans changer son volume? Compresser signifie diminuer son volume.
- Je commentais lidée de changer de pression sans volume, pas de compression.
- À volume constant, vous devez ajouter de la chaleur pour augmenter la température afin que la pression peut augmenter. Lélévation de température est la cause et laugmentation de la pression est leffet, plutôt que linverse.
- Ok, oui cest lidée que je voulais en venir dans le commentaire précédent. Merci!
Réponse
Nous savons tous que les solides ont une taille définie et évidemment un volume défini. Le liquide a un volume défini mais pas de forme. Les gaz nont ni forme ni volume. Le gaz occupera le volume disponible du conteneur. Les molécules utilisent lespace libre disponible pour leur mouvement.
Ainsi, dans les gaz, vous pouvez modifier de lextérieur le degré de liberté de ses molécules. Lorsque vous augmentez le volume du conteneur, vous augmentez le degré de liberté des molécules de gaz. Et inversement aussi cest vrai.
En venant à la question, lorsque vous diminuez le degré de liberté des molécules (en diminuant le volume du récipient), en raison de la limitation de leur mobilité, lexcès dénergie résiduelle doit être donné (tout le système tend à minimiser son état énergétique). Naturellement, le gaz devient chaud dans un grand pour échanger lexcès dénergie avec lenvironnement. (La majeure partie de léchange dénergie naturelle se fait par lénergie thermique).