A lei do gás ideal diz que $ pV = nRT $. Então, com a compressão, uma forma de adicionar pressão que torna o volume menor, você pode realmente aumentar a temperatura?
Não faz sentido para mim que você possa aumentar a temperatura, ou seja, adicionar a energia cinética das moléculas, simplesmente aumentando a pressão, pressão significando a força exercida sobre o gás de seu entorno. Alguém pode explicar essa contradição?
Comentários
- pressão não significa a força exercida sobre o gás pelo ambiente, significa a força exercida pelo gás nas paredes do contêiner dividido pela área da parede.
- Ok, justo feedback sobre o texto
- Karl, você está dizendo isso , na compressão adiabática de um gás ideal em um sistema fechado (por exemplo, um cilindro isolado com um pistão), não há mudança na energia ou temperatura interna do gás?
- Realmente. Então, por favor, comente o seguinte para o caso de uma mudança de volume reversível adiabática: $ dU = nC_vdT = -PdV = – \ frac {nRT} {V} dV $. Portanto, $ d \ ln T = – \ frac {R} {C_v} d \ ln V $. Então, quando o volume diminui, a temperatura aumenta.
- Eu misturei expansão livre e compressão / expansão reversível.
Resposta
Acho que o que você está perguntando é “por que a temperatura do gás pode aumentar quando você o comprime, mesmo que o cilindro seja adiabático de forma que nenhum calor possa entrar no gás?” Quando você move o pistão para comprimir o gás, está trabalhando no gás na interface com o pistão. O pistão está se movendo em direção ao gás, e as moléculas de gás que colidem com o pistão saem com uma velocidade média maior do que quando chegaram. Portanto, sua energia cinética média está aumentando. Se a expansão estivesse ocorrendo, de modo que o pistão estivesse se afastando do gás, as moléculas em colisão sairiam com energia cinética média mais baixa.
Comentários
- Quem falou em taxa de compressão? No final, é apenas a quantidade total de trabalho que determina a mudança na temperatura, mas que ' é igual à integral da força por unidade de área nos tempos de face do pistão a taxa de mudança de volume (taxa de compressão) dt. Você sabe, para um processo adiabático, $ \ Delta U = – \ int {P_ {ext} dV} $, onde, para um gás ideal U = U (T).
- Eu defendo o que eu disse.
- Você está falando sobre um gás ou ar ideal? Para o ar, pelo menos parte do motivo é que as moléculas se atraem e isso não é o ideal. Um gás ideal aumentaria de temperatura? (De qualquer maneira, PV = nRT, não diz murchar T mudanças.) Uma boa pergunta não respondida aqui ou em qualquer outro lugar que eu pudesse encontrar.
- @Tuntable Estou falando sobre gases reais e gases ideais. Claro, um gás ideal também aumentaria de temperatura. PV-nRT não é a única característica de um gás ideal que importa. A primeira lei da termodinâmica também entra em ação aqui e, para um gás ideal, a energia interna é função da temperatura. Você leu meus comentários sobre a postagem do OP ' s?
- Não está nada claro que um gás ideal aumentaria de temperatura, pelo menos não significativamente. Claro, aumentar a pressão aumenta a entalpia, mas a entalpia é T + PV. Se você tem certeza de que aumenta a temperatura de um gás ideal, quanto? Você tem uma fórmula ou uma referência?
Resposta
Se você tivesse uma maneira de aumentar a pressão sem mudança de volume, então sim, a temperatura aumentaria pela lei dos gases ideais. Na realidade, a maior parte da compressão ocorre reduzindo o volume ou aumentando N, então o efeito da temperatura é difícil de ver diretamente porque outras coisas também estão mudando.
A pressão em PV = nRT é a força exercida pelo gás nas paredes do contêiner. À medida que a temperatura aumenta, as partículas se movem mais rápido e, portanto, têm maiores velocidades, portanto, maior momentum e, portanto, maior força quando colidem com as paredes, então a pressão aumenta.
Comentários
- Eu entendo o que você está dizendo e concordo. Sim, a lei do gás ideal diz que isso acontece em teoria, mas realmente acontece na realidade sem alterar o volume ou o número de átomos?
- Como você pode comprimir um gás sem alterar seu volume? Comprimir significa diminuir seu volume.
- Eu estava comentando sobre a ideia de mudar a pressão sem volume, não compressão.
- Em volume constante, você precisa adicionar calor para aumentar a temperatura para que a pressão pode aumentar. O aumento da temperatura é a causa e o aumento da pressão é o efeito, e não o contrário.
- Ok, sim, essa é a ideia que eu tive no comentário anterior. Obrigado!
Resposta
Todos nós sabemos, os sólidos têm tamanho defenito e obviamente têm volume defenito. O líquido tem volume defenito, mas não tem formato. Os gases não têm forma nem volume. O gás ocupará o volume disponível do recipiente. As moléculas aproveitam o espaço livre disponível para seu movimento.
Assim, nos gases, você pode alterar externamente o grau de liberdade de suas moléculas. Quando você aumenta o volume do recipiente, está aumentando o grau de liberdade das moléculas de gás. E inversamente também é verdade.
Vindo à questão, quando você diminui o grau de liberdade das moléculas (diminuindo o volume do recipiente), devido à limitação em sua mobilidade, o excesso de energia residual tem que ser distribuído (toda a tendência do sistema para minimizar seu estado de energia). Naturalmente, o gás fica quente em um grande para trocar o excesso de energia para o ambiente. (A maior parte da troca de energia natural é feita por energia térmica).