Idealgaslag säger att $ pV = nRT $. Så med kompression, ett sätt att lägga till tryck som gör volymen mindre, kan du faktiskt öka temperaturen?
Det är inte meningsfullt för mig att du kan öka temperaturen, det vill säga lägga till molekylernas kinetiska energi, helt enkelt genom att öka trycket, vilket betyder den kraft som utövas på gasen från dess omgivning. Kan någon förklara denna motsägelse?
Kommentarer
- tryck betyder inte den kraft som utövas på gasen av omgivningen, det betyder den kraft som utövas genom gasen på behållarens väggar dividerat med väggens område.
- Okej tillräckligt bra feedback om formuleringen
- Karl, säger du att , vid adiabatisk komprimering av en idealgas i ett slutet system (t.ex. en isolerad cylinder med en kolv) finns det ingen förändring i gasens inre energi eller temperatur?
- Verkligen. Vänligen kommentera följande för fallet med en adiabatisk reversibel volymförändring: $ dU = nC_vdT = -PdV = – \ frac {nRT} {V} dV $. Så, $ d \ ln T = – \ frac {R} {C_v} d \ ln V $. Så när volymen sjunker ökar temperaturen.
- Jag blandade ihop fri expansion och reversibel kompression / expansion.
Svar
Jag tror att det du frågar är ”varför kan temperaturen på gasen öka när du komprimerar den, även om cylindern är adiabatisk så att ingen värme kan komma in i gasen?” När du flyttar kolven för att komprimera gasen arbetar du med gasen vid gränssnittet med kolven. Kolven rör sig mot gasen och gasmolekylerna som kolliderar med kolven lämnar med en högre medelhastighet än när de anlände. Så deras genomsnittliga kinetiska energi ökar. Om expansion inträffade, så att kolven rörde sig bort från gasen, skulle de kolliderande molekylerna lämna med lägre kinetisk energi.
Kommentarer
- Vem sa något om kompressionshastighet? I slutändan är det bara den totala mängden arbete som bestämmer temperaturförändringen, men att ' är precis lika med integralen av kraften per ytenhet vid kolvytans gånger hastigheten för volymförändring (kompressionshastighet) dt. Du vet, för en adiabatisk process, $ \ Delta U = – \ int {P_ {ext} dV} $, där, för en idealisk gas U = U (T).
- Jag står vid det jag sa.
- Pratar du om en idealisk gas eller luft? För luft är åtminstone en del av anledningen att molekylerna lockar varandra och att det inte är idealiskt. Skulle en idealisk gas öka temperaturen? (Hur som helst PV = nRT, säger inte vissna T förändringar.) En bra fråga som inte besvaras här eller någon annanstans jag kunde hitta.
- @Tuntable Jag pratar om både riktiga gaser och ideala gaser. Naturligtvis skulle en idealisk gas också öka i temperatur. PV-nRT är inte det enda kännetecknet för en idealgas som betyder något. Den första lagen om termodynamik spelar också in här, och för en ideal gas är den inre energin en funktion av temperaturen. Läste du mina kommentarer till OP ' s inlägg?
- Det är inte alls klart att en idealgas skulle öka i temperatur, åtminstone inte signifikant. Visst, ökar trycket ökar entalpi, men entalpi är T + PV. Om du är säker på att den höjer temperaturen på en idealgas, hur mycket då? Har du en formel eller en referens?
Svar
Om du hade ett sätt att öka trycket utan volymförändring, då ja, temperaturen skulle öka med den ideala gaslagen. I verkligheten sker mest kompression genom att minska volymen eller öka N, så temperatureffekten är svår att se direkt eftersom andra saker också förändras.
Trycket i PV = nRT är den kraft som utövas av gasen. på behållarens väggar. När temperaturen ökar rör sig partiklarna snabbare och har därför högre hastigheter, så större momentum och därmed större kraft när de kolliderar med väggarna, så trycket ökar.
Kommentarer
- Jag förstår vad du säger och jag håller med. Ja, den ideala gaslagen säger att det händer i teorin men händer det faktiskt i verkligheten utan att ändra volymen eller antalet atomer?
- Hur kan du komprimera en gas utan att ändra dess volym? Komprimering betyder att minska volymen.
- Jag kommenterade tanken på att ändra tryck utan volym, inte kompression.
- Vid konstant volym måste du lägga till värme för att höja temperaturen så att trycket kan öka. Temperaturstegringen är orsaken och tryckstegringen är effekten snarare än tvärtom.
- Okej, ja det är tanken jag fick på i föregående kommentar. Tack!
Svar
Vi vet alla att fasta ämnen har defenitstorlek och uppenbarligen defenitvolym. Vätska har defenitvolym men ingen form. Gaser har varken form eller volym. Gas kommer att uppta behållarens tillgängliga volym. Molekyler använder det tillgängliga lediga utrymmet för deras rörelse.
Således i gaser kan du ändra dess molekylers frihet externt. När du ökar behållarvolymen ökar du gasmolekylernas frihet. Och omvänt är det också sant.
När det gäller frågan, när du minskar graden av frihet för molekyler (genom att minska behållarvolymen), på grund av begränsningen i deras rörlighet, måste överskottet av kvarvarande energi ges ut (Alla systemtrender för att minimera dess energitillstånd). Naturligtvis blir gasen varm i stort för att utbyta överflödig energi till omgivningen. (Det mesta av det naturliga energiutbytet sker med värmeenergi).