Physique moléculaire. Le cours de préparation à l'examen. Tâches de la première partie de l'examen en physique (physique moléculaire et thermodynamique)

Nous continuons à analyser les tâches de la première partie de l'examen en physique, consacrée au sujet "Physique moléculaire et thermodynamique". Comme d'habitude, toutes les solutions sont fournies avec des commentaires détaillés d'un tuteur de physique. Il y a aussi une analyse vidéo de toutes les tâches proposées. À la fin de l'article, vous trouverez des liens vers des analyses d'autres tâches de l'examen de physique.

L'équilibre thermodynamique est compris comme l'état d'un système dans lequel ses paramètres macroscopiques ne changent pas dans le temps. Cet état sera atteint lorsque les températures de l'azote et de l'oxygène dans le récipient s'égaliseront. Tous les autres paramètres dépendront de la masse de chacun des gaz et dans le cas général ne seront pas les mêmes, même lorsque l'équilibre thermodynamique est atteint. Bonne réponse : 1.

Dans un processus isobare, le volume V et température J

Alors la dépendance V depuis J doit être directement proportionnel, et si la température diminue, le volume doit également diminuer. Le graphique 4 correspond.

Le rendement d'un moteur thermique est déterminé par la formule :

Ici UN- travail effectué par cycle, Q 1 est la quantité de chaleur reçue par le fluide de travail par cycle du réchauffeur. Les calculs donnent le résultat suivant : kJ.

Le processus est isobare. Dans un processus isobare, le volume V et température J les gaz parfaits sont liés par la relation :

Alors la dépendance V depuis J directement proportionnel, c'est-à-dire que lorsque le volume augmente, la température augmente également.

La densité d'une substance est liée à la masse m et volumes V rapport:

Donc, à masse constante m dépendance ρ depuis V inversement proportionnel, c'est-à-dire que si le volume augmente, la densité diminue.

Bonne réponse : 12.

12. La figure montre un diagramme de quatre changements successifs de l'état de 2 moles d'un gaz parfait. Dans quel processus le travail du gaz est-il positif et d'amplitude minimale, et dans lequel le travail des forces externes est-il positif et d'amplitude minimale ? Faites correspondre ces processus avec les numéros de processus dans le diagramme. Pour chaque position de la première colonne, sélectionnez la position correspondante dans la deuxième colonne et notez les numéros sélectionnés dans le tableau sous les lettres correspondantes.

Le travail du gaz est numériquement égal à l'aire sous le graphique du processus de gaz en coordonnées. En signe, il est positif dans le processus qui se produit avec une augmentation de volume, et négatif dans le cas contraire. Le travail des forces externes, à son tour, est égal en valeur absolue et opposé en signe au travail du gaz dans le même processus.

Autrement dit, le travail du gaz est positif dans les processus 1 et 2. En même temps, dans le processus 2, il est inférieur à celui du processus 1, car la surface du trapèze jaune sur la figure est inférieure à la surface de le trapèze marron :

Au contraire, le travail du gaz est négatif dans les processus 3 et 4, ce qui signifie que dans ces processus le travail des forces extérieures est positif. De plus, dans le processus 4, il est inférieur à celui du processus 3, car l'aire du trapèze bleu sur la figure est inférieure à l'aire du trapèze rouge :

La bonne réponse est donc 42.

Il s'agissait du dernier devoir sur le thème "Physique moléculaire et thermodynamique" de la première partie de l'examen de physique. Cherchez une analyse des tâches en mécanique.

Matériel préparé par Sergey Valerievich

Objectif : répétition des concepts, lois et formules de base de la physique moléculaire conformément au codificateur USE

Dispositions fondamentales de l'AOI

Atome. Molécule.

Masse de molécules. La quantité de substance.

Modèles de la structure des solides, des liquides et des gaz

Modèles de la structure des solides, des liquides et des gaz

Mouvement thermique des molécules

10. Interaction des particules de matière

11. Modèle de gaz parfait

12. Équation de base des gaz MKT

13. Température absolue

14. Température absolue

15. Équation de Mendeleïev-Clapeyron

16. Isoprocessus

17. Isoprocessus

18. Isoprocessus

19. Transformations mutuelles des liquides et des gaz

20. Transformations mutuelles des liquides et des gaz Vapeurs saturées et insaturées

21. Transformations mutuelles des liquides et des gaz Ébullition

22. Humidité

23. Modification de l'état d'agrégation de la matière : fusion et cristallisation

24. Thermodynamique

25. Énergie interne

26. Transfert de chaleur

27. La quantité de chaleur

28. La quantité de chaleur

29. Travail en thermodynamique

30. Première loi de la thermodynamique

31. Application de la première loi de la thermodynamique à divers processus

32. La deuxième loi de la thermodynamique

33. Efficacité d'un moteur thermique

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3. lorsqu'il est défoncé, car cette sueur

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 § 2. Physique moléculaire. Thermodynamique

La quantité d'une substance en physique moléculaire est généralement mesurée en moles.
 Molem appelée la quantité d'une substance qui contient le même nombre d'atomes ou de molécules (unités structurelles) que celles contenues dans 12 g de carbone. Ce nombre d'atomes dans 12 g de carbone est appelé Numéro d'Avogadro:

 Masse molaire M = M r 10 −3 kg/mol est la masse d'une mole d'une substance. Le nombre de moles dans une substance peut être calculé à l'aide de la formule

 L'équation de base de la théorie de la cinétique moléculaire d'un gaz parfait est :

Où m0 est la masse de la molécule; n- concentration de molécules ; Ṽ est la vitesse quadratique moyenne des molécules.

 2.1. Lois sur les gaz

En coordonnées p - V l'isotherme est une hyperbole, et en coordonnées V − T Et p − T- droit (voir fig. 4)

 Processus isochore(loi de Charles):
Pour une masse de gaz donnée avec un volume constant, le rapport de la pression à la température en degrés Kelvin est une valeur constante (voir Fig. 5).

 processus isobare(loi de Gay-Lussac) :
Pour une masse de gaz donnée à pression constante, le rapport du volume de gaz à la température en degrés Kelvin est une valeur constante (voir Fig. 6).

 loi de Dalton:
Si un récipient contient un mélange de plusieurs gaz, la pression du mélange est égale à la somme des pressions partielles, c'est-à-dire les pressions que chaque gaz créerait en l'absence des autres.

 2.2. Éléments de thermodynamique

 Travail en thermodynamique :
le travail pendant la détente isobare d'un gaz est égal au produit de la pression du gaz et de la variation de son volume :

 La loi de conservation de l'énergie dans les processus thermiques (la première loi de la thermodynamique):
la variation de l'énergie interne du système lors de sa transition d'un état à un autre est égale à la somme du travail des forces externes et de la quantité de chaleur transférée au système :

Application de la première loi de la thermodynamique aux isoprocessus :
 UN) processus isotherme T = const ⇒ ∆T = 0.
Dans ce cas, la variation de l'énergie interne d'un gaz parfait

Ainsi: Q=A.
Toute la chaleur transférée au gaz est dépensée pour faire un travail contre les forces extérieures;

 b) processus isochore V = const ⇒ ∆V = 0.
Dans ce cas, le travail du gaz

Ainsi, ∆U = Q.
Toute la chaleur transférée au gaz sert à augmenter son énergie interne ;

 V) processus isobare p = const ⇒ ∆p = 0.
Dans ce cas:

 adiabatique est un processus qui se déroule sans échange de chaleur environnement:

Dans ce cas A = −∆U, c'est à dire. la modification de l'énergie interne du gaz se produit en raison du travail du gaz sur des corps externes.
Au fur et à mesure que le gaz se dilate, il fait un travail positif. Le travail A effectué par des corps extérieurs sur le gaz ne diffère du travail du gaz que par le signe :

 La quantité de chaleur nécessaire pour chauffer un corpsà l'état solide ou liquide dans un état d'agrégation, calculé par la formule

où c est la chaleur spécifique du corps, m est la masse du corps, t 1 est la température initiale, t 2 est la température finale.
 La quantité de chaleur nécessaire pour faire fondre le corps au point de fusion, calculé par la formule

où λ est la chaleur spécifique de fusion, m est la masse du corps.
 La quantité de chaleur nécessaire à l'évaporation, est calculé par la formule

où r est la chaleur spécifique de vaporisation, m est la masse du corps.

Afin de convertir une partie de cette énergie en énergie mécanique, les moteurs thermiques sont le plus souvent utilisés. Efficacité du moteur thermique Le rapport du travail A effectué par le moteur à la quantité de chaleur reçue du réchauffeur s'appelle :

L'ingénieur français S. Carnot a proposé un moteur thermique idéal avec un gaz parfait comme fluide de travail. L'efficacité d'une telle machine

L'air, qui est un mélange de gaz, contient de la vapeur d'eau avec d'autres gaz. Leur contenu est généralement caractérisé par le terme "humidité". Distinguez l'humidité absolue de l'humidité relative.
 humidité absolue appelée densité de vapeur d'eau dans l'air ρ ([ρ] = g/m 3). Vous pouvez caractériser l'humidité absolue par la pression partielle de vapeur d'eau - p([p] = mm Hg ; Pa).
 Humidité relative (ϕ)- le rapport de la densité de vapeur d'eau présente dans l'air à la densité de vapeur d'eau qui devrait être contenue dans l'air à cette température pour que la vapeur soit saturée. Vous pouvez mesurer l'humidité relative comme le rapport de la pression partielle de vapeur d'eau (p) à la pression partielle (p 0) que la vapeur saturée a à cette température :

Théorie cinétique moléculaire appelé la doctrine de la structure et des propriétés de la matière basée sur l'idée de l'existence d'atomes et de molécules en tant que plus petites particules d'une substance chimique. La théorie de la cinétique moléculaire repose sur trois dispositions principales :

• Toutes les substances - liquides, solides et gazeuses - sont formées des plus petites particules - molécules, eux-mêmes constitués de atomes("molécules élémentaires"). Les molécules d'une substance chimique peuvent être simples ou complexes et constituées d'un ou plusieurs atomes. Les molécules et les atomes sont des particules électriquement neutres. Dans certaines conditions, les molécules et les atomes peuvent acquérir une charge électrique supplémentaire et se transformer en ions positifs ou négatifs (respectivement anions et cations).
• Les atomes et les molécules sont en mouvement et en interaction chaotiques continus, dont la vitesse dépend de la température et dont la nature dépend de l'état d'agrégation de la matière.
• Les particules interagissent entre elles par des forces de nature électrique. L'interaction gravitationnelle entre les particules est négligeable.

Atome- la plus petite particule chimiquement indivisible d'un élément (atome de fer, d'hélium, d'oxygène). Molécule- la plus petite particule d'une substance qui conserve ses propriétés chimiques. Une molécule est constituée d'un ou plusieurs atomes (eau - H 2 O - 1 atome d'oxygène et 2 atomes d'hydrogène). Et il- un atome ou une molécule dans laquelle un ou plusieurs électrons sont en trop (ou il n'y a pas assez d'électrons).

Les molécules sont extrêmement petites. Les molécules monoatomiques simples ont une taille de l'ordre de 10 à 10 M. Les molécules polyatomiques complexes peuvent être des centaines et des milliers de fois plus grandes.

Le mouvement aléatoire aléatoire des molécules est appelé mouvement thermique. L'énergie cinétique du mouvement thermique augmente avec l'augmentation de la température. À basses températures les molécules se condensent en un liquide ou un solide. Lorsque la température augmente, l'énergie cinétique moyenne de la molécule augmente, les molécules s'envolent et une substance gazeuse se forme.

Dans les solides, les molécules effectuent des oscillations aléatoires autour de centres fixes (positions d'équilibre). Ces centres peuvent être localisés dans l'espace de manière irrégulière (corps amorphes) ou former des structures massives ordonnées (corps cristallins).

Dans les liquides, les molécules ont une plus grande liberté de mouvement thermique. Ils ne sont pas liés à des centres spécifiques et peuvent se déplacer dans tout le volume du liquide. Ceci explique la fluidité des liquides.

Dans les gaz, les distances entre les molécules sont généralement beaucoup plus grandes que leurs tailles. Les forces d'interaction entre les molécules à de si grandes distances sont faibles et chaque molécule se déplace le long d'une ligne droite jusqu'à la prochaine collision avec une autre molécule ou avec la paroi du vaisseau. La distance moyenne entre les molécules d'air dans des conditions normales est d'environ 10 à 8 m, c'est-à-dire des centaines de fois supérieure à la taille des molécules. La faible interaction entre les molécules explique la capacité des gaz à se dilater et à remplir tout le volume de la cuve. A la limite, lorsque l'interaction tend vers zéro, on arrive au concept de gaz parfait.

Gaz parfait est un gaz dont les molécules n'interagissent pas entre elles, sauf pour les processus de collision élastique et sont considérées comme des points matériels.

Dans la théorie de la cinétique moléculaire, la quantité d'une substance est considérée comme étant proportionnelle au nombre de particules. L'unité de quantité d'une substance s'appelle une mole (mole). taupe- c'est la quantité d'une substance contenant le même nombre de particules (molécules) qu'il y a d'atomes dans 0,012 kg de carbone 12 C. Une molécule de carbone est constituée d'un atome. Ainsi, une mole de n'importe quelle substance contient le même nombre de particules (molécules). Ce numéro s'appelle Avogadro constant : N Un \u003d 6,022 10 23 mol -1.

La constante d'Avogadro est l'une des constantes les plus importantes de la théorie de la cinétique moléculaire. Une quantité de substance défini comme le rapport d'un nombre N particules (molécules) de matière à la constante d'Avogadro N A, ou comme le rapport de la masse à la masse molaire :

La masse d'une mole d'une substance s'appelle la masse molaire M. La masse molaire est égale au produit de la masse m 0 d'une molécule d'une substance donnée par constante d'Avogadro (c'est-à-dire le nombre de particules dans une mole). La masse molaire est exprimée en kilogrammes par mole (kg/mol). Pour les substances dont les molécules sont constituées d'un atome, le terme est souvent utilisé masse atomique. Dans le tableau périodique, la masse molaire est donnée en grammes par mole. Ainsi, nous avons une autre formule :

Où: M- masse molaire, N A est le numéro d'Avogadro, m 0 est la masse d'une particule de matière, N- le nombre de particules de la substance contenues dans la masse de la substance m. De plus, nous avons besoin du concept concentration(nombre de particules par unité de volume):

Rappelons également que la densité, le volume et la masse d'un corps sont liés par la formule suivante :

Si le problème concerne un mélange de substances, ils parlent alors de la masse molaire moyenne et de la densité moyenne de la substance. Comme dans le calcul de la vitesse moyenne de mouvement non uniforme, ces quantités sont déterminées par les masses totales du mélange :

N'oubliez pas que la quantité totale d'une substance est toujours égale à la somme des quantités des substances incluses dans le mélange, et vous devez faire attention au volume. Volume de mélange gazeux Pas est égal à la somme des volumes de gaz dans le mélange. Ainsi, 1 mètre cube d'air contient 1 mètre cube d'oxygène, 1 mètre cube d'azote, 1 mètre cube de dioxyde de carbone, etc. Pour les solides et les liquides (sauf indication contraire dans la condition), on peut supposer que le volume du mélange est égal à la somme des volumes de ses parties.

L'équation de base du MKT d'un gaz parfait

Au cours de leur mouvement, les molécules de gaz entrent constamment en collision les unes avec les autres. De ce fait, les caractéristiques de leur mouvement changent, donc, en parlant d'impulsions, de vitesses, d'énergies cinétiques de molécules, elles désignent toujours les valeurs moyennes de ces quantités.

Le nombre de collisions de molécules de gaz dans des conditions normales avec d'autres molécules est mesuré des millions de fois par seconde. Si nous négligeons la taille et l'interaction des molécules (comme dans le modèle des gaz parfaits), alors nous pouvons supposer qu'entre les collisions successives, les molécules se déplacent de manière uniforme et rectiligne. Naturellement, en volant jusqu'à la paroi du récipient dans lequel se trouve le gaz, la molécule subit également une collision avec la paroi. Toutes les collisions de molécules entre elles et avec les parois du vaisseau sont considérées comme des collisions de billes absolument élastiques. Lorsqu'une molécule entre en collision avec un mur, la quantité de mouvement de la molécule change, ce qui signifie qu'une force agit sur la molécule du côté du mur (rappelez-vous la deuxième loi de Newton). Mais selon la troisième loi de Newton, avec exactement la même force dirigée dans la direction opposée, la molécule agit sur le mur en exerçant une pression dessus. La totalité de tous les impacts de toutes les molécules sur la paroi du vaisseau conduit à l'apparition d'une pression de gaz. La pression du gaz est le résultat de collisions de molécules avec les parois du récipient. S'il n'y a pas de mur ou tout autre obstacle pour les molécules, alors le concept même de pression perd son sens. Par exemple, il est totalement antiscientifique de parler de pression au centre de la pièce, car là, les molécules n'appuient pas sur le mur. Pourquoi, alors, quand nous plaçons là un baromètre, nous sommes surpris de constater qu'il montre une sorte de pression ? Droite! Parce que le baromètre lui-même est le mur même sur lequel les molécules s'appuient.

Étant donné que la pression est une conséquence des molécules frappant la paroi du vaisseau, il est évident que sa valeur doit dépendre des caractéristiques des molécules individuelles (sur les caractéristiques moyennes, bien sûr, vous vous souvenez que les vitesses de toutes les molécules sont différentes). Cette dépendance s'exprime l'équation de base de la théorie cinétique moléculaire d'un gaz parfait:

Où: p- Pression du gaz, n est la concentration de ses molécules, m 0 - masse d'une molécule, v kv - vitesse efficace (notez que l'équation elle-même est le carré de la vitesse efficace). La signification physique de cette équation est qu'elle établit une relation entre les caractéristiques de l'ensemble du gaz dans son ensemble (pression) et les paramètres du mouvement des molécules individuelles, c'est-à-dire la relation entre le macro et le micromonde.

Conséquences de l'équation de base MKT

Comme indiqué dans le paragraphe précédent, la vitesse de mouvement thermique des molécules est déterminée par la température de la substance. Pour un gaz parfait, cette dépendance est exprimée par des formules simples pour vitesse quadratique moyenne mouvement des molécules de gaz :

Où: k= 1,38∙10 –23 J/K – Constante de Boltzmann, J est la température absolue. Faisons tout de suite une réservation que plus loin dans toutes les tâches, vous devriez, sans hésitation, convertir la température en kelvins à partir de degrés Celsius (sauf pour les tâches sur l'équation du bilan thermique). Loi des trois constantes:

Où: R\u003d 8,31 J / (mole ∙ K) - Constante du gaz universel. La formule suivante importante est la formule pour énergie cinétique moyenne du mouvement de translation des molécules de gaz:

Il s'avère que l'énergie cinétique moyenne du mouvement de translation des molécules ne dépend que de la température et est la même à une température donnée pour toutes les molécules. Et enfin, les conséquences les plus importantes et les plus fréquemment utilisées de l'équation MKT de base sont les formules suivantes :

Mesure de température

Le concept de température est étroitement lié au concept d'équilibre thermique. Les corps en contact les uns avec les autres peuvent échanger de l'énergie. L'énergie transférée d'un corps à un autre lors d'un contact thermique s'appelle la quantité de chaleur.

Équilibre thermique- c'est un tel état d'un système de corps en contact thermique, dans lequel il n'y a pas de transfert de chaleur d'un corps à un autre, et tous les paramètres macroscopiques des corps restent inchangés. Température est un paramètre physique qui est le même pour tous les corps en équilibre thermique.

Pour la mesure de la température sont utilisés appareils physiques- thermomètres, dans lesquels la valeur de la température est jugée par un changement de certains paramètres physiques. Pour créer un thermomètre, il faut choisir une substance thermométrique (par exemple, le mercure, l'alcool) et une grandeur thermométrique qui caractérise la propriété de la substance (par exemple, la longueur d'une colonne de mercure ou d'alcool). Diverses conceptions de thermomètres utilisent diverses propriétés physiques d'une substance (par exemple, une modification des dimensions linéaires des solides ou une modification de la résistance électrique des conducteurs lorsqu'ils sont chauffés).

Les thermomètres doivent être calibrés. Pour ce faire, ils sont mis en contact thermique avec des corps dont les températures sont considérées comme données. Le plus souvent, des systèmes naturels simples sont utilisés dans lesquels la température reste inchangée, malgré l'échange de chaleur avec l'environnement - il s'agit d'un mélange de glace et d'eau et d'un mélange d'eau et de vapeur lors de l'ébullition à la pression atmosphérique normale. Sur l'échelle de température Celsius, le point de fusion de la glace se voit attribuer une température de 0°C, et le point d'ébullition de l'eau : 100°C. La variation de la longueur de la colonne de liquide dans les capillaires du thermomètre d'un centième de la longueur entre les repères 0°C et 100°C est supposée être de 1°C.

Le physicien anglais W. Kelvin (Thomson) a suggéré en 1848 d'utiliser le point de pression de gaz zéro pour construire une nouvelle échelle de température (l'échelle Kelvin). Dans cette échelle, l'unité de température est la même que dans l'échelle Celsius, mais le point zéro est décalé :

Dans ce cas, un changement de température de 1ºС correspond à un changement de température de 1 K. Les changements de température sur les échelles Celsius et Kelvin sont égaux. Dans le système SI, l'unité de mesure de la température sur l'échelle Kelvin est appelée kelvin et désignée par la lettre K. Par exemple, la température ambiante J C \u003d 20 ° C sur l'échelle Kelvin est égal à J K = 293 K. L'échelle de température Kelvin est appelée échelle de température absolue. Il s'avère être le plus pratique dans la construction de théories physiques.

L'équation d'état des gaz parfaits ou l'équation de Clapeyron-Mendeleïev

Équation d'état pour un gaz parfait est une autre conséquence de l'équation MKT de base et s'écrit :

Cette équation établit une relation entre les principaux paramètres de l'état d'un gaz parfait : pression, volume, quantité de matière et température. Il est très important que ces paramètres soient interconnectés, une modification de l'un d'entre eux entraînera inévitablement une modification d'au moins un autre. C'est pourquoi cette équation s'appelle l'équation d'état d'un gaz parfait. Il a d'abord été découvert pour une mole de gaz par Clapeyron, puis généralisé au cas plus Moley Mendeleïev.

Si la température du gaz est J n \u003d 273 K (0 ° C) et pression p n \u003d 1 atm \u003d 1 10 5 Pa, alors ils disent que le gaz est à conditions normales.

Lois sur les gaz

La résolution des problèmes de calcul des paramètres des gaz est grandement simplifiée si l'on sait quelle loi et quelle formule appliquer. Considérons donc les lois de base des gaz.

1. Loi d'Avogadro. Une mole de n'importe quelle substance contient le même nombre d'éléments structurels, égal au nombre d'Avogadro.

2. Loi de Dalton. La pression d'un mélange de gaz est égale à la somme des pressions partielles des gaz compris dans ce mélange :

La pression partielle d'un gaz est la pression qu'il produirait si tous les autres gaz disparaissaient soudainement du mélange. Par exemple, la pression atmosphérique est égale à la somme des pressions partielles d'azote, d'oxygène, de dioxyde de carbone et d'autres impuretés. Dans ce cas, chacun des gaz du mélange occupe tout le volume qui lui est fourni, c'est-à-dire que le volume de chacun des gaz est égal au volume du mélange.

3. Loi de Boyle-Mariotte. Si la masse et la température du gaz restent constantes, alors le produit de la pression du gaz et de son volume ne change pas, donc :

Un processus qui se produit à une température constante est appelé isotherme. Notez que cette forme simple de la loi de Boyle-Mariotte n'est valable que si la masse du gaz reste constante.

4. Loi de Gay-Lussac. La loi Gay-Lussac elle-même n'a pas une valeur particulière dans la préparation aux examens, nous n'en donnerons donc qu'une conséquence. Si la masse et la pression du gaz restent constantes, alors le rapport du volume du gaz à sa température absolue ne change pas, donc :

Un processus qui se produit à pression constante est appelé isobare ou isobare. Notez que cette forme simple de la loi de Gay-Lussac n'est valable que si la masse du gaz reste constante. N'oubliez pas de convertir la température des degrés Celsius en kelvins.

5. Loi de Charles. Comme la loi de Gay-Lussac, la loi de Charles dans sa formulation exacte n'a pas d'importance pour nous, nous n'en donnerons donc qu'une conséquence. Si la masse et le volume d'un gaz restent constants, alors le rapport de la pression du gaz à sa température absolue ne change pas, donc :

Un processus qui se produit à volume constant est appelé isochore ou isochore. Notez que cette forme simple de la loi de Charles n'est valable que si la masse du gaz reste la même. N'oubliez pas de convertir la température des degrés Celsius en kelvins.

6. Loi universelle des gaz (Clapeyron). A masse constante d'un gaz, le rapport du produit de sa pression et de son volume à la température ne change pas, donc:

Notez que la masse doit rester la même, et n'oubliez pas les kelvins.

Il existe donc plusieurs lois sur les gaz. Nous listons les signes que vous devez utiliser l'un d'eux lors de la résolution d'un problème:

1. La loi d'Avogadro s'applique à tous les problèmes où l'on parle du nombre de molécules.
2. La loi de Dalton s'applique à tous les problèmes impliquant un mélange de gaz.
3. La loi de Charles est utilisée dans les problèmes où le volume de gaz reste inchangé. Habituellement, cela est soit indiqué explicitement, soit le problème contient les mots "gaz dans un récipient fermé sans piston".
4. La loi de Gay-Lussac s'applique si la pression du gaz reste inchangée. Recherchez les mots "gaz dans un récipient fermé par un piston mobile" ou "gaz dans un récipient ouvert" dans les problèmes. Parfois rien n'est dit sur le vaisseau, mais par l'état il est clair qu'il communique avec l'atmosphère. Ensuite, on suppose que la pression atmosphérique reste toujours inchangée (sauf indication contraire dans la condition).
5. Loi Boyle-Mariotte. C'est là que c'est le plus dur. Eh bien, si le problème indique que la température du gaz est inchangée. C'est un peu pire si la condition contient le mot "lentement". Par exemple, un gaz est lentement comprimé ou lentement détendu. C'est encore pire si l'on dit que le gaz est fermé par un piston conducteur de chaleur. Enfin, c'est très mauvais si rien n'est dit sur la température, mais à partir de l'état, on peut supposer qu'elle ne change pas. Habituellement, dans ce cas, les étudiants appliquent la loi Boyle-Mariotte à partir du désespoir.
6. Loi universelle sur les gaz. Il est utilisé si la masse du gaz est constante (par exemple, le gaz est dans un récipient fermé), mais par la condition, il est clair que tous les autres paramètres (pression, volume, température) changent. En général, au lieu de la loi universelle, vous pouvez souvent utiliser l'équation de Clapeyron-Mendeleev, vous obtiendrez la bonne réponse, seulement dans chaque formule, vous écrivez deux lettres supplémentaires.

Représentation graphique des isoprocessus

Dans de nombreuses branches de la physique, la dépendance des quantités les unes par rapport aux autres est commodément représentée graphiquement. Cela simplifie la compréhension de la relation entre les paramètres se produisant dans le système de processus. Cette approche est très souvent utilisée en physique moléculaire. Les principaux paramètres décrivant l'état d'un gaz parfait sont la pression, le volume et la température. La méthode graphique de résolution des problèmes consiste à représenter la relation de ces paramètres dans différentes coordonnées de gaz. Il existe trois principaux types de coordonnées de gaz : ( p; V), (p; J) Et ( V; J). Notez que ce ne sont que les coordonnées de base (les types de coordonnées les plus courants). L'imagination des rédacteurs de problèmes et de tests n'est pas limitée, vous pouvez donc rencontrer toutes les autres coordonnées. Alors, décrivons les principaux processus de gaz dans les principales coordonnées de gaz.

Processus isobare (p = const)

Un processus isobare est un processus qui se produit à pression et masse de gaz constantes. Comme il ressort de l'équation d'état d'un gaz parfait, dans ce cas, le volume change en proportion directe avec la température. Graphiques du processus isobare en coordonnées R–V; V–J Et R–J avoir la forme suivante :

V–J les coordonnées sont dirigées exactement vers l'origine, cependant, ce graphique ne peut jamais partir directement de l'origine, car à très basse température, le gaz se transforme en liquide et la dépendance du volume aux changements de température.

Processus isochore (V = const)

Un processus isochore est un processus de chauffage ou de refroidissement d'un gaz à volume constant et à condition que la quantité de substance dans le récipient reste inchangée. Comme il ressort de l'équation d'état d'un gaz parfait, dans ces conditions, la pression d'un gaz change en proportion directe avec sa température absolue. Graphiques du processus isochore en coordonnées R–V; R–J Et V–J avoir la forme suivante :

Notez que la suite du graphique dans p–J coordonnées est dirigée exactement vers l'origine, cependant, ce graphique ne peut jamais partir directement de l'origine, car le gaz à très basse température se transforme en liquide.

Processus isotherme (T = const)

Un processus isotherme est un processus qui se déroule à une température constante. De l'équation d'état d'un gaz parfait, il s'ensuit qu'à une température constante et une quantité constante de substance dans le récipient, le produit de la pression du gaz et de son volume doit rester constant. Graphiques du processus isotherme en coordonnées R–V; R–J Et V–J avoir la forme suivante :

Notez que lors de l'exécution de tâches sur des graphiques en physique moléculaire Pas une précision particulière est requise dans la pose des coordonnées le long des axes correspondants (par exemple, pour que les coordonnées p 1 et p 2 système de gaz à deux états p(V) coïncidait avec les coordonnées p 1 et p 2 de ces états dans le système p(J). Premièrement, ce sont différents systèmes de coordonnées dans lesquels différentes échelles peuvent être choisies, et deuxièmement, il s'agit d'une formalité mathématique inutile qui détourne l'attention de l'essentiel - de l'analyse de la situation physique. La principale exigence est que l'aspect qualitatif des graphiques soit correct.

Non-isoprocessus

Dans les problèmes de ce type, les trois principaux paramètres du gaz sont modifiés : la pression, le volume et la température. Seule la masse du gaz reste constante. Le cas le plus simple est celui où le problème est résolu "de front" à l'aide de la loi universelle des gaz. C'est un peu plus difficile si vous avez besoin de trouver l'équation de processus qui décrit le changement d'état du gaz, ou d'analyser le comportement des paramètres du gaz à l'aide de cette équation. Ensuite, vous devez agir comme ça. Notez cette équation de processus et la loi universelle des gaz (ou l'équation de Clapeyron-Mendeleev, selon ce qui vous convient le mieux) et excluez-en systématiquement les quantités inutiles.

Modification de la quantité ou de la masse d'une substance

En fait, il n'y a rien de compliqué dans de telles tâches. Il suffit de se rappeler que les lois des gaz ne sont pas remplies, car dans les formulations de l'une d'entre elles, il est écrit "à masse constante". Par conséquent, nous agissons simplement. Nous écrivons l'équation de Clapeyron-Mendeleev pour les états initial et final du gaz et résolvons le problème.

Chicanes ou pistons

Dans les problèmes de ce type, les lois des gaz sont à nouveau appliquées, tandis que les remarques suivantes doivent être prises en compte :

• Premièrement, le gaz ne traverse pas la cloison, c'est-à-dire que la masse de gaz dans chaque partie du récipient reste inchangée, et ainsi, les lois des gaz sont remplies pour chaque partie du récipient.
• Deuxièmement, si la cloison est non conductrice, alors lorsque le gaz dans une partie du récipient est chauffé ou refroidi, la température du gaz dans la seconde partie restera inchangée.
• Troisièmement, si la cloison est mobile, alors les pressions des deux côtés de celle-ci sont égales à chaque instant particulier (mais cette pression égale des deux côtés peut changer avec le temps).
• Et puis nous écrivons les lois des gaz pour chaque gaz séparément et résolvons le problème.

Lois des gaz et hydrostatique

La spécificité des tâches est que dans la pression il faudra prendre en compte les « makeweights » associés à la pression de la colonne de liquide. Quelles sont les options ici :

• Un récipient à gaz est immergé sous l'eau. La pression dans la cuve sera de : p = p guichet automatique + ρgh, Où: h- profondeur d'immersion.
• Horizontal le tube est fermé de l'atmosphère par une colonne de mercure (ou autre liquide). La pression du gaz dans le tube est exactement égale à : p = p atm atmosphérique, puisque la colonne horizontale de mercure n'exerce pas de pression sur le gaz.
• vertical le tube à gaz est fermé sur le dessus avec une colonne de mercure (ou autre liquide). Pression de gaz dans le tube : p = p guichet automatique + ρgh, Où: h est la hauteur de la colonne de mercure.
• Un tube étroit vertical contenant du gaz est tourné avec son extrémité ouverte vers le bas et verrouillé avec une colonne de mercure (ou un autre liquide). Pression de gaz dans le tube : p = p au m - ρgh, Où: h est la hauteur de la colonne de mercure. Le signe "-" est placé, car le mercure ne comprime pas, mais étire le gaz. Souvent, les élèves demandent pourquoi le mercure ne s'écoule pas du tube. En effet, si le tube était large, le mercure glisserait le long des parois. Et donc, puisque le tube est très étroit, la tension superficielle ne permet pas au mercure de se briser au milieu et de laisser entrer l'air, et la pression du gaz à l'intérieur (inférieure à la pression atmosphérique) empêche le mercure de s'écouler.

Une fois que vous avez réussi à enregistrer correctement la pression du gaz dans le tube, appliquez l'une des lois des gaz (généralement Boyle-Mariotte, car la plupart de ces processus sont isothermes, ou la loi universelle des gaz). Appliquez la loi choisie pour le gaz (en aucun cas pour le liquide) et résolvez le problème.

Dilatation thermique des corps

Lorsque la température augmente, l'intensité du mouvement thermique des particules de la substance augmente. Cela conduit au fait que les molécules se repoussent plus "activement". Pour cette raison, la plupart des corps augmentent de taille lorsqu'ils sont chauffés. Ne faites pas l'erreur typique, les atomes et les molécules eux-mêmes ne se dilatent pas lorsqu'ils sont chauffés. Seuls les espaces vides entre les molécules augmentent. La dilatation thermique des gaz est décrite par la loi de Gay-Lussac. La dilatation thermique des liquides obéit à la loi suivante :

Où: V 0 est le volume de liquide à 0°С, V- à une température t, γ est le coefficient de dilatation volumétrique du liquide. Veuillez noter que toutes les températures dans ce fil doivent être prises en degrés Celsius. Le coefficient de dilatation volumétrique dépend du type de liquide (et de la température, qui n'est pas prise en compte dans la plupart des problèmes). A noter que la valeur numérique du coefficient, exprimée en 1/°C ou en 1/K, est la même, puisque chauffer le corps de 1°C équivaut à le chauffer de 1 K (et non 274 K).

Pour extensions de corps solides trois formules sont utilisées qui décrivent le changement des dimensions linéaires, de la surface et du volume du corps :

Où: je 0 , S 0 , V 0 - respectivement, la longueur, la surface et le volume du corps à 0 ° C, α est le coefficient de dilatation linéaire du corps. Le coefficient de dilatation linéaire dépend du type de corps (et de la température, qui n'est pas prise en compte dans la plupart des problèmes) et se mesure en 1/°C ou 1/K.

Une mise en œuvre réussie, diligente et responsable de ces trois points vous permettra de montrer un excellent résultat au CT, le maximum de ce dont vous êtes capable.

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