Le sujet principal de l'étude de la thermodynamique des systèmes à gaz est le changement des états thermodynamiques. À la suite de tels changements, le gaz peut effectuer un travail et stocker de l'énergie interne. Étudions dans l'article ci-dessous différentes transitions thermodynamiques dans un gaz parfait. Une attention particulière sera portée à l'étude du graphique du processus isotherme.
Gaz parfaits
À en juger par le nom même, on peut dire que les gaz parfaits à 100 % n'existent pas dans la nature. Cependant, de nombreuses substances réelles satisfont ce concept avec une précision pratique.
Un gaz parfait est un gaz dans lequel les interactions entre ses particules et leurs tailles peuvent être négligées. Les deux conditions ne sont satisfaites que si l'énergie cinétique des molécules est bien supérieure à l'énergie potentielle des liaisons entre elles et si les distances entre les molécules sont bien supérieures à la taille des particules.
Pour déterminer quel estSi le gaz étudié est idéal, vous pouvez utiliser une règle empirique simple: si la température dans le système est supérieure à la température ambiante, la pression n'est pas très différente de la pression atmosphérique ou inférieure à celle-ci, et les molécules qui composent le système sont chimiquement inertes, alors le gaz sera idéal.
Loi principale
Nous parlons de l'équation des gaz parfaits, également appelée loi de Clapeyron-Mendeleïev. Cette équation a été écrite dans les années 30 du XIXe siècle par l'ingénieur et physicien français Emile Clapeyron. Quelques décennies plus tard, le chimiste russe Mendeleev lui a donné sa forme moderne. Cette équation ressemble à ceci:
PV=nRT.
Sur le côté gauche de l'équation se trouve le produit de la pression P et du volume V, sur le côté droit de l'équation se trouve le produit de la température T et de la quantité de substance n. R est la constante universelle des gaz. Notez que T est la température absolue, qui est mesurée en Kelvins.
La loi de Clapeyron-Mendeleïev a d'abord été obtenue à partir des résultats des lois précédentes sur les gaz, c'est-à-dire qu'elle reposait uniquement sur la base expérimentale. Avec le développement de la physique moderne et de la théorie cinétique des fluides, l'équation des gaz parfaits peut être dérivée en considérant le comportement microscopique des particules du système.
Procédé isotherme
Que ce processus se produise dans des gaz, des liquides ou des solides, il a une définition très claire. Une transition isotherme est une transition entre deux états dans lesquels la température du systèmepréservée, c'est-à-dire qu'elle reste inchangée. Par conséquent, le graphique du processus isotherme dans les axes du temps (axe x) - température (axe y) sera une ligne horizontale.
Concernant un gaz parfait, notons que la transition isotherme pour celui-ci s'appelle la loi de Boyle-Mariotte. Cette loi a été découverte expérimentalement. Il devint d'ailleurs le premier dans ce domaine (seconde moitié du XVIIe siècle). Elle peut être obtenue par tout élève s'il considère le comportement du gaz dans un système fermé (n=const) à température constante (T=const). En utilisant l'équation d'état, on obtient:
nRT=const=>
PV=const.
La dernière égalité est la loi de Boyle-Mariotte. Dans les manuels de physique, vous pouvez également trouver cette forme d'écriture:
P1 V1=P2 V 2.
Pendant la transition de l'état isotherme 1 à l'état thermodynamique 2, le produit du volume et de la pression reste constant pour un système de gaz fermé.
La loi étudiée parle de proportionnalité inverse entre les valeurs de P et V:
P=const / V.
Cela signifie que le graphique du processus isotherme dans un gaz parfait sera une courbe d'hyperbole. Trois hyperboles sont présentées dans la figure ci-dessous.
Chacun d'entre eux est appelé isotherme. Plus la température dans le système est élevée, plus l'isotherme sera éloigné des axes de coordonnées. De la figure ci-dessus, nous pouvons conclure que le vert correspond à la température la plus élevée du système et le bleu à la plus basse, à condition que la quantité de substance dans les troissystèmes est le même. Si toutes les isothermes de la figure sont construites pour la même température, cela signifie que la courbe verte correspond au plus grand système en termes de quantité de substance.
Variation de l'énergie interne lors d'un processus isotherme
Dans la physique des gaz parfaits, l'énergie interne est comprise comme l'énergie cinétique associée au mouvement de rotation et de translation des molécules. A partir de la théorie cinétique, il est facile d'obtenir la formule suivante pour l'énergie interne U:
U=z / 2nRT.
Où z est le nombre de degrés de libre circulation des molécules. Il va de 3 (gaz monoatomique) à 6 (molécules polyatomiques).
Dans le cas d'un processus isotherme, la température reste constante, ce qui signifie que la seule raison du changement d'énergie interne est la sortie ou l'arrivée de particules de matière dans le système. Ainsi, dans les systèmes fermés, lors d'un changement isotherme de leur état, l'énergie interne est conservée.
Processus isobares et isochores
En plus de la loi de Boyle-Mariotte, il existe deux autres lois fondamentales sur les gaz qui ont également été découvertes expérimentalement. Ils portent les noms des Français Charles et Gay-Lussac. Mathématiquement, ils s'écrivent ainsi:
V / T=const quand P=const;
P / T=const quand V=const.
La loi de Charles dit que lors d'un processus isobare (P=const) le volume dépend linéairement de la température absolue. La loi de Gay-Lussac indique une relation linéaire entre la pression et la température absolue à isochoretransition (V=const).
D'après les égalités données, il s'ensuit que les graphiques des transitions isobares et isochoriques diffèrent considérablement du processus isotherme. Si l'isotherme a la forme d'une hyperbole, alors l'isobare et l'isochore sont des lignes droites.
Processus isobare-isotherme
Lorsque l'on considère les lois des gaz, on oublie parfois qu'en plus des valeurs de T, P et V, la valeur de n dans la loi de Clapeyron-Mendeleev peut également changer. Si on fixe la pression et la température, alors on obtient l'équation de la transition isobare-isotherme:
n / V=const quand T=const, P=const.
La relation linéaire entre la quantité de substance et le volume suggère que dans les mêmes conditions, différents gaz contenant la même quantité de substance occupent des volumes égaux. Par exemple, dans des conditions normales (0 oC, 1 atmosphère), le volume molaire de tout gaz est de 22,4 litres. La loi considérée est appelée principe d'Avogadro. Il sous-tend la loi de D alton sur les mélanges de gaz parfaits.
