El tema principal del estudio de la termodinámica de los sistemas de gas es el cambio en los estados termodinámicos. Como resultado de tales cambios, el gas puede realizar trabajo y almacenar energía interna. Estudiemos en el siguiente artículo diferentes transiciones termodinámicas en un gas ideal. Se prestará especial atención al estudio de la gráfica del proceso isotérmico.
Gases ideales
A juzgar por el mismo nombre, podemos decir que los gases 100% ideales no existen en la naturaleza. Sin embargo, muchas sustancias reales satisfacen este concepto con precisión práctica.
Un gas ideal es cualquier gas en el que se pueden despreciar las interacciones entre sus partículas y sus tamaños. Ambas condiciones se cumplen solo si la energía cinética de las moléculas es mucho mayor que la energía potencial de los enlaces entre ellas, y las distancias entre las moléculas son mucho mayores que el tamaño de las partículas.
Para determinar cuál esSi el gas en estudio es ideal, puede usar una regla general simple: si la temperatura en el sistema está por encima de la temperatura ambiente, la presión no es muy diferente de la presión atmosférica o menos que ella, y las moléculas que componen el sistema son químicamente inertes, entonces el gas será ideal.
Ley Principal
Estamos hablando de la ecuación de los gases ideales, también llamada ley de Clapeyron-Mendeleev. Esta ecuación fue escrita en los años 30 del siglo XIX por el ingeniero y físico francés Emile Clapeyron. Unas décadas más tarde, el químico ruso Mendeleev lo llevó a su forma moderna. Esta ecuación se ve así:
PV=norteRT.
En el lado izquierdo de la ecuación está el producto de la presión P y el volumen V, en el lado derecho de la ecuación está el producto de la temperatura T y la cantidad de sustancia n. R es la constante universal de los gases. Tenga en cuenta que T es la temperatura absoluta, que se mide en Kelvins.
La ley de Clapeyron-Mendeleev se obtuvo primero a partir de los resultados de las leyes de los gases anteriores, es decir, se basó únicamente en la base experimental. Con el desarrollo de la física moderna y la teoría cinética de los fluidos, la ecuación del gas ideal puede derivarse considerando el comportamiento microscópico de las partículas del sistema.
Proceso isotérmico
Independientemente de si este proceso ocurre en gases, líquidos o sólidos, tiene una definición muy clara. Una transición isotérmica es una transición entre dos estados en los que la temperatura del sistemapreservado, es decir, permanece sin cambios. Por lo tanto, la gráfica del proceso isotérmico en los ejes de tiempo (eje x) - temperatura (eje y) será una línea horizontal.
Con respecto a un gas ideal, notamos que la transición isotérmica para él se llama la ley de Boyle-Mariotte. Esta ley fue descubierta experimentalmente. Además, se convirtió en el primero en esta zona (segunda mitad del siglo XVII). Todo estudiante puede obtenerla si considera el comportamiento del gas en un sistema cerrado (n=const) a una temperatura constante (T=const). Usando la ecuación de estado, obtenemos:
nRT=constante=>
PV=const.
La última igualdad es la ley de Boyle-Mariotte. En los libros de texto de física, también puedes encontrar esta forma de escribirlo:
P1 V1=P2 V 2.
Durante la transición del estado isotérmico 1 al estado termodinámico 2, el producto del volumen y la presión permanece constante para un sistema de gas cerrado.
La ley estudiada habla de proporcionalidad inversa entre los valores de P y V:
P=constante / V.
Esto significa que la gráfica del proceso isotérmico en un gas ideal será una curva de hipérbola. En la siguiente figura se muestran tres hipérbolas.
Cada uno de ellos se llama isoterma. Cuanto mayor sea la temperatura en el sistema, más lejos de los ejes de coordenadas estará la isoterma. De la figura anterior, podemos concluir que el verde corresponde a la temperatura más alta en el sistema y el azul a la más baja, siempre que la cantidad de sustancia en los tressistemas es el mismo. Si todas las isotermas de la figura están construidas para la misma temperatura, esto significa que la curva verde corresponde al sistema más grande en términos de cantidad de sustancia.
Cambio en la energía interna durante un proceso isotérmico
En la física de los gases ideales, la energía interna se entiende como energía cinética asociada con el movimiento de rotación y traslación de las moléculas. De la teoría cinética es fácil obtener la siguiente fórmula para la energía interna U:
U=z / 2nRT.
Donde z es el número de grados de libre movimiento de las moléculas. Va de 3 (gas monoatómico) a 6 (moléculas poliatómicas).
En el caso de un proceso isotérmico, la temperatura permanece constante, lo que significa que la única razón del cambio en la energía interna es la salida o llegada de partículas de materia al sistema. Así, en sistemas cerrados, durante un cambio isotérmico en su estado, se conserva la energía interna.
Procesos isobáricos e isocóricos
Además de la ley de Boyle-Mariotte, hay otras dos leyes básicas de los gases que también se descubrieron experimentalmente. Llevan los nombres de los franceses Charles y Gay-Lussac. Matemáticamente, se escriben así:
V / T=const cuando P=const;
P / T=const cuando V=const.
La ley de Charles dice que durante un proceso isobárico (P=const) el volumen depende linealmente de la temperatura absoluta. La ley de Gay-Lussac indica una relación lineal entre la presión y la temperatura absoluta en condiciones isocóricas.transición (V=const).
De las igualdades dadas se deduce que las gráficas de transiciones isobáricas e isocóricas difieren significativamente del proceso isotérmico. Si la isoterma tiene la forma de una hipérbola, entonces la isobara y la isocora son líneas rectas.
Proceso isobárico-isotérmico
Al considerar las leyes de los gases, a veces se olvida que, además de los valores de T, P y V, el valor de n en la ley de Clapeyron-Mendeleev también puede cambiar. Si fijamos la presión y la temperatura, entonces obtenemos la ecuación de la transición isobárica-isotérmica:
n / V=const cuando T=const, P=const.
La relación lineal entre la cantidad de sustancia y el volumen sugiere que bajo las mismas condiciones, diferentes gases que contienen la misma cantidad de sustancia ocupan volúmenes iguales. Por ejemplo, en condiciones normales (0 oC, 1 atmósfera), el volumen molar de cualquier gas es de 22,4 litros. La ley considerada se llama principio de Avogadro. Es la base de la ley de mezclas de gases ideales de D alton.
