La ley de los gases ideales dice que $ pV = nRT $. Entonces, con la compresión, una forma de agregar presión que hace que el volumen sea más pequeño, ¿se puede realmente aumentar la temperatura?
No tiene sentido para mí que se pueda aumentar la temperatura, es decir, aumentar la energía cinética de las moléculas, simplemente aumentando la presión, es decir, la presión es la fuerza que se ejerce sobre el gas desde su entorno. ¿Alguien puede explicar esta contradicción?
Comentarios
- presión no significa la fuerza ejercida sobre el gas por el entorno, significa la fuerza ejercida por el gas en las paredes del contenedor dividido por el área de la pared.
- Está bien, basta con retroalimentarnos sobre la redacción
- Karl, ¿estás diciendo que , en la compresión adiabática de un gas ideal en un sistema cerrado (por ejemplo, un cilindro aislado con un pistón), ¿no hay cambios en la energía o temperatura interna del gas?
- Realmente. Luego, comente lo siguiente para el caso de un cambio de volumen adiabático reversible: $ dU = nC_vdT = -PdV = – \ frac {nRT} {V} dV $. Entonces, $ d \ ln T = – \ frac {R} {C_v} d \ ln V $. Entonces, cuando el volumen disminuye, la temperatura aumenta.
- Mezclé expansión libre y compresión / expansión reversible.
Respuesta
Creo que lo que estás preguntando es «¿por qué puede aumentar la temperatura del gas cuando lo comprimes, incluso si el cilindro es adiabático de modo que no pueda entrar calor en el gas?» Cuando mueve el pistón para comprimir el gas, está trabajando en el gas en la interfaz con el pistón. El pistón se mueve hacia el gas y las moléculas de gas que chocan con el pistón salen con una velocidad promedio mayor que cuando llegaron. Entonces, su energía cinética promedio está aumentando. Si se estuviera produciendo una expansión, de modo que el pistón se alejara del gas, las moléculas en colisión saldrían con una energía cinética promedio más baja.
Comentarios
- ¿Quién dijo algo sobre la tasa de compresión? Al final, es solo la cantidad total de trabajo lo que determina el cambio en la temperatura, pero que ' es igual a la integral de la fuerza por unidad de área en los tiempos de la cara del pistón la tasa de cambio de volumen (tasa de compresión) dt. Ya sabes, para un proceso adiabático, $ \ Delta U = – \ int {P_ {ext} dV} $, donde, para un gas ideal U = U (T).
- Me atengo a lo que yo dijo.
- ¿Estás hablando de un gas o aire ideal? Para el aire, al menos parte de la razón es que las moléculas se atraen entre sí y no es ideal. ¿Un gas ideal aumentaría de temperatura? (De cualquier manera PV = nRT, no dice Wither T cambia.) Una buena pregunta no respondida aquí ni en ningún otro lugar que pueda encontrar.
- @Tuntable Estoy hablando de gases reales y gases ideales. Por supuesto, un gas ideal también aumentaría de temperatura. PV-nRT no es la única característica de un gas ideal que importa. Aquí también entra en juego la primera ley de la termodinámica y, para un gas ideal, la energía interna es función de la temperatura. ¿Leíste mis comentarios a la publicación del OP '?
- No está del todo claro que un gas ideal aumentaría de temperatura, al menos no significativamente. Claro, aumentar la presión aumenta la entalpía, pero la entalpía es T + PV. Si está seguro de que aumenta la temperatura de un gas ideal, ¿cuánto? ¿Tiene una fórmula o una referencia?
Respuesta
Si tuviera una forma de aumentar la presión sin cambio de volumen, entonces sí, la temperatura aumentaría según la ley de los gases ideales. En realidad, la mayor parte de la compresión se lleva a cabo reduciendo el volumen o aumentando el N, por lo que el efecto de la temperatura es difícil de ver directamente porque otras cosas también están cambiando.
La presión en PV = nRT es la fuerza ejercida por el gas en las paredes del contenedor. A medida que aumenta la temperatura, las partículas se mueven más rápido, y por lo tanto tienen mayor velocidad, por lo que mayor momento y por lo tanto mayor fuerza cuando chocan con las paredes, por lo que la presión aumenta.
Comentarios
- Entiendo lo que estás diciendo y estoy de acuerdo. Sí, la ley de los gases ideales dice que sucede en teoría, pero ¿ocurre realmente en la realidad sin cambiar el volumen o el número de átomos?
- ¿Cómo se puede comprimir un gas sin cambiar su volumen? Comprimir significa disminuir su volumen.
- Estaba comentando la idea de cambiar la presión sin volumen, no compresión.
- A volumen constante, es necesario agregar calor para elevar la temperatura para que la presión puede aumentar. El aumento de temperatura es la causa y el aumento de presión es el efecto, y no al revés.
- Ok, sí, esa es la idea a la que me refería en el comentario anterior. ¡Gracias!
Respuesta
Todos sabemos, los sólidos tienen un tamaño definido y obviamente un volumen definido. El líquido tiene un volumen defensivo pero no tiene forma. Los gases no tienen forma ni volumen. El gas ocupará el volumen disponible del contenedor. Las moléculas hacen uso del espacio libre disponible para su movimiento.
Así, en los gases, puede cambiar externamente el grado de libertad de sus moléculas. Cuando aumenta el volumen del recipiente, aumenta el grado de libertad de las moléculas de gas. Y a la inversa también es cierto.
Llegando a la pregunta, cuando disminuye el grado de libertad de las moléculas (al disminuir el volumen del recipiente), debido a la limitación en su movilidad, el exceso de energía residual tiene que ser distribuido (Toda la tendencia del sistema para minimizar su estado energético). Naturalmente, el gas se calienta en forma grande para intercambiar el exceso de energía con el entorno. (La mayor parte del intercambio de energía natural se realiza mediante energía térmica).