Ideale gaswet zegt dat $ pV = nRT $. Dus met compressie, een manier om druk toe te voegen waardoor het volume kleiner wordt, kun je de temperatuur echt verhogen?
Het is voor mij niet logisch dat je de temperatuur kunt verhogen, dat wil zeggen, kunt toevoegen aan de kinetische energie van de moleculen, simpelweg door de druk te verhogen, druk betekent de kracht die vanuit de omgeving op het gas wordt uitgeoefend. Kan iemand deze tegenstrijdigheid uitleggen?
Opmerkingen
- druk betekent niet de kracht die door de omgeving op het gas wordt uitgeoefend, het betekent de kracht die wordt uitgeoefend door het gas op de wanden van de container gedeeld door de oppervlakte van de muur.
- Oké, eerlijk genoeg feedback over de bewoordingen
- Karl, zeg je dat , bij de adiabatische compressie van een ideaal gas in een gesloten systeem (bijv. een geïsoleerde cilinder met een zuiger), is er geen verandering in de interne energie of temperatuur van het gas?
- Echt waar. Geef dan alsjeblieft commentaar op het volgende voor het geval van een adiabatische omkeerbare volumeverandering: $ dU = nC_vdT = -PdV = – \ frac {nRT} {V} dV $. Dus $ d \ ln T = – \ frac {R} {C_v} d \ ln V $. Dus als het volume afneemt, stijgt de temperatuur.
- Ik heb vrije expansie en omkeerbare compressie / expansie door elkaar gehaald.
Antwoord
Ik denk dat wat u vraagt is “waarom kan de temperatuur van het gas stijgen wanneer u het comprimeert, zelfs als de cilinder adiabatisch is zodat er geen warmte in het gas kan komen?” Wanneer je de zuiger beweegt om het gas te comprimeren, werk je aan het gas op het grensvlak met de zuiger. De zuiger beweegt in de richting van het gas en de gasmoleculen die tegen de zuiger botsen, vertrekken met een hogere gemiddelde snelheid dan toen ze arriveerden. Dus hun gemiddelde kinetische energie neemt toe. Als er expansie zou optreden, zodat de zuiger zich van het gas af bewoog, zouden de botsende moleculen vertrekken met een lagere gemiddelde kinetische energie.
Opmerkingen
- Wie zei er iets over de compressiesnelheid? Uiteindelijk is het alleen de totale hoeveelheid werk die de verandering in temperatuur bepaalt, maar dat ' is precies gelijk aan de integraal van de kracht per oppervlakte-eenheid op de zuigervlakken de mate van volumeverandering (compressieverhouding) dt. Weet je, voor een adiabatisch proces, $ \ Delta U = – \ int {P_ {ext} dV} $, waar, voor een ideaal gas U = U (T).
- Ik sta achter wat ik zei.
- Heeft u het over een ideaal gas of lucht? Voor lucht is ten minste een deel van de reden dat de moleculen elkaar aantrekken en het is niet ideaal. Zou een ideaal gas in temperatuur stijgen? (Hoe dan ook, PV = nRT, zegt niet dat de verandering van de T-verwelking.) Een goede vraag die hier of ergens anders niet beantwoord kan worden.
- @Tuntable Ik heb het over zowel echte gassen als ideale gassen. Natuurlijk zou een ideaal gas ook in temperatuur stijgen. PV-nRT is niet het enige kenmerk van een ideaal gas dat ertoe doet. De eerste wet van de thermodynamica speelt hier ook een rol, en voor een ideaal gas is de interne energie een functie van temperatuur. Heb je mijn commentaar op de post van OP ' s gelezen?
- Het is helemaal niet duidelijk dat een ideaal gas in temperatuur zou stijgen, althans niet significant. Zeker, het verhogen van de druk verhoogt de enthalpie, maar enthalpie is T + PV. Als u zeker weet dat het de temperatuur van een ideaal gas verhoogt, met hoeveel? Heeft u een formule of een referentie?
Antwoord
Als u een manier had om de druk te verhogen zonder volumeverandering, ja, de temperatuur zou stijgen door de ideale gaswet. In werkelijkheid vindt de meeste compressie plaats door het volume te verkleinen of de N te verhogen, dus het temperatuureffect is moeilijk direct te zien omdat er ook andere dingen veranderen.
De druk in PV = nRT is de kracht die wordt uitgeoefend door het gas op de wanden van de container. Naarmate de temperatuur toeneemt, bewegen de deeltjes sneller, en hebben daarom grotere snelheden, dus een groter momentum en dus een grotere kracht wanneer ze tegen de muren botsen, waardoor de druk toeneemt.
Opmerkingen
- Ik begrijp wat je zegt en ik ga akkoord. Ja, de ideale gaswet zegt dat het in theorie gebeurt, maar gebeurt het ook in werkelijkheid zonder het volume of het aantal atomen te veranderen?
- Hoe kun je een gas comprimeren zonder het volume te veranderen? Comprimeren betekent het volume verlagen.
- Ik had het idee om de druk te veranderen zonder volume, niet compressie.
- Bij constant volume moet je warmte toevoegen om de temperatuur te verhogen, zodat de druk kan toenemen. De temperatuurstijging is de oorzaak en de drukstijging is het effect, in plaats van andersom.
- Ok, ja dat is het idee waar ik in de vorige opmerking op begon. Bedankt!
Antwoord
We weten het allemaal, Solids hebben een bepaalde grootte en hebben duidelijk een bepaald volume. Vloeistof heeft een duidelijk volume maar geen vorm. Gassen hebben vorm noch volume. Gas neemt het beschikbare volume van de container in beslag. Moleculen maken gebruik van de beschikbare vrije ruimte voor hun beweging.
In gassen kun je dus extern de vrijheidsgraad van de moleculen veranderen. Als je het containervolume vergroot, vergroot je de vrijheidsgraad van de gasmoleculen. En omgekeerd is het ook waar.
Als we op de vraag komen, als je de vrijheidsgraad van moleculen verlaagt (door het containervolume te verkleinen), vanwege de beperking in hun mobiliteit, moet de overtollige restenergie worden uitgegeven (alle systeemtrend om de energietoestand te minimaliseren). Het gas wordt natuurlijk heet in een grote ruimte om de overtollige energie uit te wisselen met de omgeving. (De meeste natuurlijke energie-uitwisseling gebeurt door warmte-energie).