Les gaz, du point de vue de la thermodynamique, sont décrits par un ensemble de caractéristiques macroscopiques, dont les principales sont la température, la pression et le volume. La constance de l'un de ces paramètres et la variation des deux autres indiquent que l'un ou l'autre isoprocessus se produit dans le gaz. Nous consacrerons cet article à une réponse détaillée aux questions selon lesquelles il s'agit d'un processus isochore, en quoi il diffère des changements isothermes et isobares dans les états d'un système de gaz.
Gaz parfait en physique
Avant de répondre à la question qu'il s'agit d'un processus isochore, vous devriez mieux connaître le concept de gaz parfait. En physique, il est compris comme tout gaz dans lequel l'énergie cinétique moyenne de ses particules constituantes dépasse de loin l'énergie potentielle de leur interaction, et les distances entre ces particules sont plusieurs ordres de grandeur plus grandes que leurs dimensions linéaires. Dans les conditions indiquées, il est possible, lors de la réalisationles calculs ne tiennent pas compte de l'énergie d'interaction entre les particules (elle est égale à zéro), et on peut également supposer que les particules sont des points matériels ayant une certaine masse m.
Le seul processus qui se déroule dans un gaz parfait est la collision de particules avec les parois du récipient contenant la substance. Ces collisions se manifestent en pratique par l'existence d'une certaine pression dans le gaz P.
En règle générale, toute substance gazeuse constituée de molécules relativement inertes chimiquement et à basse pression et à haute température peut être considérée comme un gaz parfait avec une précision suffisante pour des calculs pratiques.
Équation décrivant un gaz parfait
Bien sûr, nous parlons de la loi universelle de Clapeyron-Mendeleïev, qu'il faut bien comprendre pour comprendre qu'il s'agit d'un processus isochore. Ainsi, l'équation d'état universelle a la forme suivante:
PV=nRT.
C'est-à-dire que le produit de la pression P et du volume de gaz V est égal au produit de la température absolue T et de la quantité de substance en moles n, où R est le facteur de proportionnalité. L'équation elle-même a été écrite pour la première fois par Emile Clapeyron en 1834, et dans les années 70 du 19ème siècle, D. Mendeleev y a remplacé un ensemble de valeurs constantes d'une seule constante de gaz universelle R (8,314 J/(molK)).
Conformément à l'équation de Clapeyron-Mendeleïev, dans un système fermé le nombre de particules de gaz reste constant, il n'y a donc que trois paramètres macroscopiques qui peuvent changer (T, Pet V). Ce dernier fait sous-tend la compréhension des différents isoprocessus qui seront discutés ci-dessous.
Qu'est-ce qu'un processus isochore ?
Ce processus est compris comme absolument tout changement dans l'état du système, dans lequel son volume est préservé.
Si nous nous tournons vers l'équation d'état universelle, nous pouvons dire que dans un processus isochore, seules la pression et la température absolue changent dans un gaz. Pour comprendre exactement comment les paramètres thermodynamiques changent, nous écrivons l'expression mathématique correspondante:
P / T=const.
Parfois cette égalité est donnée sous une forme légèrement différente:
P1 / T1=P2 / T 2.
Les deux égalités sont appelées loi de Charles d'après le nom d'un scientifique français qui, à la fin du XVIIIe siècle, obtint expérimentalement la dépendance notée.
Si nous construisons un graphe de la fonction P(T), alors nous obtenons une dépendance linéaire, appelée isochore. Tout isochore (pour toutes les valeurs de n et V) est une ligne droite.
Description énergétique du procédé
Comme indiqué, un processus isochore est un changement d'état d'un système qui se produit dans un système fermé mais non isolé. Nous parlons de la possibilité d'échange de chaleur entre le gaz et l'environnement. En général, tout apport de chaleur Q au système conduit à deux résultats:
- change l'énergie interne U;
- gazfait le travail A, en expansion ou en contraction.
La dernière inférence s'écrit mathématiquement comme suit:
Q=U + A.
Le processus isochore d'un gaz parfait, par sa définition, n'implique pas de travail effectué par le gaz, puisque son volume reste inchangé. Cela signifie que toute la chaleur fournie au système augmente son énergie interne:
Q=U.
Si nous remplaçons la formule explicite de l'énergie interne dans cette expression, alors la chaleur du processus isochore peut être représentée comme:
Q=z / 2nRT.
Ici z est le nombre de degrés de liberté, qui est déterminé par la nature polyatomique des molécules qui composent le gaz. Pour un gaz monoatomique, z=3, pour un gaz diatomique - 5, et pour un gaz triatomique et plus - 6. Ici, sous les degrés de liberté, nous entendons les degrés de translation et de rotation.
Si nous comparons l'efficacité du chauffage d'un système à gaz dans des processus isochoriques et isobares, alors dans le premier cas, nous obtiendrons l'efficacité maximale, car lors du changement isobare de l'état du système, le gaz se dilate et une partie de l'apport de chaleur est consacrée au travail.
Processus isobare
Ci-dessus, nous avons décrit en détail qu'il s'agit d'un processus isochore. Disons maintenant quelques mots sur les autres isoprocessus. Commençons par l'isobare. D'après son nom, il est compris comme la transition du système entre des états à pression constante. Ce processus est décrit par la loi Gay-Lussac comme suit:
V / T=const.
Comme pour l'isochore, l'isobare V(T) représente également une ligne droite sur le graphique.
Pourde tout processus isobare, il est commode de calculer le travail effectué par le gaz, puisqu'il est égal au produit de la pression constante et de la variation de volume.
Procédé isotherme
Il s'agit d'un processus dans lequel la température du système reste constante. Il est décrit par la loi de Boyle-Mariotte pour un gaz parfait. Il est curieux de noter qu'il s'agit de la première loi des gaz découverte expérimentalement (seconde moitié du XVIIe siècle). Sa notation mathématique ressemble à ceci:
PV=const.
Les processus isochoriques et isothermes diffèrent en termes de représentation graphique, puisque la fonction P(V) est une relation hyperbolique et non linéaire.
Exemple de résolution de problème
Consolidons les informations théoriques fournies dans l'article par leur application pour résoudre un problème pratique. On sait que de l'azote gazeux pur se trouvait dans une bouteille à une pression de 1 atmosphère et à une température de 25 °C. Une fois la bouteille de gaz chauffée et la pression mesurée, elle s'est avérée être de 1,5 atmosphère. Quelle est la température du gaz dans la bouteille après chauffage ? De quelle quantité l'énergie interne du gaz a-t-elle changé s'il y avait 4 moles d'azote dans le ballon.
Pour répondre à la première question, nous utilisons l'expression suivante:
P1 / T1=P2 / T 2.
D'où nous obtenons:
T2=P2 / P1 T 1.
Dans cette expression, la pression peut être substituée en unités arbitrairesmesures, car elles diminuent et la température n'est qu'en kelvins. Cela dit, nous obtenons:
T2=1,5 /1298,15=447,224 K.
La température calculée en degrés Celsius est de 174 °C.
Étant donné que la molécule d'azote est diatomique, la variation de son énergie interne pendant le chauffage peut être déterminée comme suit:
ΔU=5 / 2nRΔT.
En substituant les valeurs connues dans cette expression, nous obtiendrons la réponse à la deuxième question du problème: ΔU=+12,4 kJ.
