Die Zustandsgleichung eines idealen Gases hat die Form. Mendeleev-Clapeyron-Gleichung

Ein ideales Gas, die Zustandsgleichung eines idealen Gases, seine Temperatur und sein Druck, sein Volumen ... die Liste der Parameter und Definitionen, die im entsprechenden Teil der Physik verwendet werden, lässt sich noch lange fortsetzen. Heute werden wir genau über dieses Thema sprechen.

Was wird in der Molekularphysik berücksichtigt?

Das in diesem Abschnitt betrachtete Hauptobjekt ist ein ideales Gas. Das ideale Gas wurde unter Berücksichtigung normaler Umgebungsbedingungen erhalten, worüber wir etwas später sprechen werden. Gehen wir nun dieses „Problem“ aus der Ferne an.

Nehmen wir an, wir haben eine bestimmte Gasmasse. Ihr Zustand kann anhand von drei Zeichen bestimmt werden. Dies sind natürlich Druck, Volumen und Temperatur. Die Zustandsgleichung des Systems ist in diesem Fall die Formel für die Beziehung zwischen den entsprechenden Parametern. Es sieht so aus: F (p, V, T) = 0.

Hier nähern wir uns zum ersten Mal langsam der Entstehung eines solchen Konzepts als ideales Gas. Es ist ein Gas, in dem die Wechselwirkungen zwischen Molekülen vernachlässigbar sind. Im Allgemeinen kommt dies in der Natur nicht vor. Allerdings steht ihm jeder sehr nahe. Stickstoff, Sauerstoff und Luft weichen unter normalen Bedingungen kaum vom Ideal ab. Um die Zustandsgleichung eines idealen Gases aufzuschreiben, können wir die Kombination verwenden. Wir erhalten: pV/T = const.

Verwandtes Konzept Nr. 1: Avogadros Gesetz

Er kann uns sagen, dass die Gase dasselbe Volumen einnehmen, wenn wir die gleiche Anzahl Mol eines absolut beliebigen Gases nehmen und sie den gleichen Bedingungen, einschließlich Temperatur und Druck, aussetzen. Insbesondere wurde das Experiment unter normalen Bedingungen durchgeführt. Das bedeutet, dass die Temperatur 273,15 Kelvin betrug und der Druck eine Atmosphäre betrug (760 Millimeter Quecksilbersäule oder 101325 Pascal). Bei diesen Parametern nahm das Gas ein Volumen von 22,4 Litern ein. Folglich können wir sagen, dass für ein Mol eines beliebigen Gases das Verhältnis der numerischen Parameter ein konstanter Wert ist. Aus diesem Grund wurde beschlossen, diese Zahl mit dem Buchstaben R zu bezeichnen und sie als universelle Gaskonstante zu bezeichnen. Somit beträgt er 8,31. Dimension J/mol*K.

Ideales Gas. Zustandsgleichung eines idealen Gases und Manipulation damit

Versuchen wir, die Formel umzuschreiben. Dazu schreiben wir es in dieser Form: pV = RT. Als nächstes führen wir eine einfache Aktion aus: Multiplizieren Sie beide Seiten der Gleichung mit einer beliebigen Anzahl von Molen. Wir erhalten pVu = uRT. Berücksichtigen wir die Tatsache, dass das Produkt aus Molvolumen und Stoffmenge einfach Volumen ist. Die Molzahl ist aber gleichzeitig gleich dem Quotienten aus Masse und Molmasse. Genau so sieht es aus. Es gibt eine klare Vorstellung davon, was für ein System ein ideales Gas bildet. Die Zustandsgleichung eines idealen Gases hat die Form: pV = mRT/M.

Lassen Sie uns die Formel für den Druck herleiten

Lassen Sie uns noch einige weitere Manipulationen an den resultierenden Ausdrücken vornehmen. Multiplizieren Sie dazu die rechte Seite der Mendeleev-Clapeyron-Gleichung und dividieren Sie sie durch die Avogadro-Zahl. Nun schauen wir uns das Produkt aus Stoffmenge und Menge genau an. Dies ist nichts anderes als die Gesamtzahl der Moleküle im Gas. Gleichzeitig ist aber das Verhältnis der universellen Gaskonstante zur Avogadro-Zahl gleich der Boltzmann-Konstante. Daher können die Formeln für den Druck wie folgt geschrieben werden: p = NkT/V oder p = nkT. Hier ist die Bezeichnung n die Konzentration der Partikel.

Ideale Gasprozesse

In der Molekularphysik gibt es so etwas wie Isoprozesse. Dies sind solche, die im System unter einem der konstanten Parameter ablaufen. In diesem Fall muss auch die Masse des Stoffes konstant bleiben. Schauen wir sie uns genauer an. Also die Gesetze des idealen Gases.

Der Druck bleibt konstant

Dies ist das Gesetz von Gay-Lussac. Es sieht so aus: V/T = const. Es kann auf andere Weise umgeschrieben werden: V = Vo (1+at). Hier ist a gleich 1/273,15 K^-1 und wird als „Volumenausdehnungskoeffizient“ bezeichnet. Wir können die Temperatur sowohl auf der Celsius- als auch auf der Kelvin-Skala ersetzen. Im letzteren Fall erhalten wir die Formel V = Voat.

Die Lautstärke bleibt konstant

Dies ist das zweite Gesetz von Gay-Lussac, besser bekannt als Charles-Gesetz. Es sieht so aus: p/T = const. Es gibt eine andere Formulierung: p = po (1 + at). Umrechnungen können entsprechend dem vorherigen Beispiel durchgeführt werden. Wie Sie sehen, sind die Gesetze eines idealen Gases manchmal recht ähnlich.

Die Temperatur bleibt konstant

Wenn die Temperatur eines idealen Gases konstant bleibt, können wir das Boyle-Mariotte-Gesetz erhalten. Man kann es so schreiben: pV = const.

Verwandtes Konzept Nr. 2: Partialdruck

Nehmen wir an, wir haben ein Gefäß mit Gasen. Es wird eine Mischung sein. Das System befindet sich in einem thermischen Gleichgewichtszustand und die Gase selbst reagieren nicht miteinander. Hier bezeichnet N die Gesamtzahl der Moleküle. N1, N2 usw. bzw. die Anzahl der Moleküle in jeder der Komponenten der vorhandenen Mischung. Nehmen wir die Druckformel p = nkT = NkT/V. Es kann für einen bestimmten Fall geöffnet werden. Für eine Zweikomponentenmischung hat die Formel die Form: p = (N1 + N2) kT/V. Dann stellt sich jedoch heraus, dass der Gesamtdruck aus den Partialdrücken jeder Mischung summiert wird. Das bedeutet, dass es wie p1 + p2 usw. aussieht. Dies werden die Partialdrücke sein.

Wofür ist das?

Die von uns erhaltene Formel gibt an, dass der Druck im System von jeder Molekülgruppe ausgeübt wird. Es hängt übrigens nicht von anderen ab. Dies machte sich Dalton zunutze, als er das später nach ihm benannte Gesetz formulierte: In einem Gemisch, in dem Gase nicht chemisch miteinander reagieren, ist der Gesamtdruck gleich der Summe der Partialdrücke.

Wie bereits angedeutet, wird der Zustand einer bestimmten Gasmasse durch drei thermodynamische Parameter bestimmt: den Druck R,Volumen V und Temperatur T. Zwischen diesen Parametern besteht eine bestimmte Beziehung, die sogenannte Zustandsgleichung, die im Allgemeinen durch den folgenden Ausdruck ausgedrückt wird: Abb. 7.4.

F(P,V, T)=0,

wobei jede Variable eine Funktion der anderen beiden ist.

Der französische Physiker und Ingenieur B. Clapeyron leitete die Zustandsgleichung eines idealen Gases durch Kombination der Boyle-Mariotte- und Gay-Lussac-Gesetze ab. Angenommen, eine bestimmte Gasmasse nimmt ein Volumen ein V 1 , hat Druck R 1 und hat die Temperatur T 1 . Die gleiche Gasmasse in einem anderen beliebigen Zustand wird durch die Parameter charakterisiert R 2 ,V 2 ,T 2 (Abb. 7.4).

Der Übergang von Zustand 1 zu Zustand 2 erfolgt in Form von zwei Prozessen: 1) isotherm (Isotherme 1 – 1 /), 2) isochor (Isochore 1 / – 2).

In Übereinstimmung mit den Gesetzen von Boyle-Mariotte (7.1) und Gay-Lussac (7.5) schreiben wir:

R 1 V 1 =p / 1 V 2 , (7.6)

. (7.7)

Eliminieren aus den Gleichungen (7.6) und (7.7) P/ 1 wir bekommen:

.

Da die Zustände 1 und 2 willkürlich gewählt wurden, gilt für eine gegebene Gasmasse der Wert pV/T bleibt konstant, d.h.

pV/T= IN= konst. (7.8)

Ausdruck (7.8) ist Clapeyron-Gleichung, indem IN- Gaskonstante, unterschiedlich für verschiedene Gase.

D. I. Mendeleev kombinierte die Clapeyron-Gleichung mit dem Avogadro-Gesetz und setzte Gleichung (7.8) unter Verwendung des Molvolumens auf ein Mol in Beziehung Vm. Nach dem Gesetz von Avogadro für gleich P Und Τ Mol aller Gase nehmen das gleiche Molvolumen ein V m,so konstant IN wird für alle Gase gleich sein . Diese allen Gasen gemeinsame Konstante wird bezeichnet R und heißt molare Gaskonstante. Gleichung

pV m = RT(7.9)

erfüllt nur ein ideales Gas, und das ist es auch ideale Gaszustandsgleichung, auch genannt Clapeyron-Mendelejew-Gleichung.

Wir ermitteln den Zahlenwert der molaren Gaskonstante aus Formel (7.9) unter der Annahme, dass ein Mol Gas unter normalen Bedingungen ( R 0 = 1,013×10 5 Pa, T 0 =273,15 K, V m=22,41×10 -3 m 3 /mol): R=8,31 ​​J/(mol K).

Aus Gleichung (7.9) für ein Mol Gas kann man auf die Clapeyron-Mendeleev-Gleichung für eine beliebige Gasmasse übergehen. Wenn für einige gegeben P Und T Ein Mol Gas nimmt ein Molvolumen ein Vm, dann die Masse T Gas nimmt Volumen ein V=(m/M)V m,Wo Μ – Molmasse(Masse eines Mols Substanz). Die Einheit der Molmasse ist Kilogramm pro Mol (kg/mol). Clapeyron-Mendeleev-Gleichung für Masse T Gas

pV= RT= vRT,(7.10)

Wo: v=m/M- Menge der Substanz.

Eine etwas andere Form der idealen Gaszustandsgleichung wird häufig verwendet, nämlich Einführung Boltzmann-Konstante

k=R/N A= 1,38∙10 -23 J/K.

Darauf aufbauend schreiben wir die Zustandsgleichung (2.4) in die Form

p= RT/V m= kN A T/V m= nkT,

Wo N A /V m =n- molekulare Konzentration(Anzahl der Moleküle pro Volumeneinheit). Somit ergibt sich aus Gl.

p=nkT(7.11)

Daraus folgt, dass der Druck eines idealen Gases bei einer bestimmten Temperatur direkt proportional zur Konzentration seiner Moleküle (oder Gasdichte) ist. Bei gleicher Temperatur und gleichem Druck enthalten alle Gase die gleiche Anzahl an Molekülen pro Volumeneinheit. Die Anzahl der Moleküle, die unter normalen Bedingungen in 1 m 3 Gas enthalten sind , angerufen Loschmidt-Zahl:

N l = p 0 / (kT 0)= 2,68∙10 25 m -3 .

Es ist bekannt, dass verdünnte Gase den Gesetzen von Boyle und Guey-Lussac unterliegen. Das Gesetz von Boyle besagt, dass sich bei der isothermen Kompression eines Gases der Druck umgekehrt proportional zum Volumen ändert. Deshalb wann

Nach dem Gay-Lussac-Gesetz führt das Erhitzen eines Gases bei konstantem Druck zu seiner Ausdehnung um das Volumen, das es bei demselben konstanten Druck einnimmt.

Wenn also bei 0 °C ein von einem Gas eingenommenes Volumen vorhanden ist und bei Druck ein von diesem Gas eingenommenes Volumen vorhanden ist

und dann bei gleichem Druck

Wir werden den Zustand des Gases als Punkt im Diagramm darstellen (die Koordinaten eines beliebigen Punktes in diesem Diagramm geben die numerischen Werte von Druck und Volumen oder 1 Mol Gas an; Abb. 184 zeigt Linien, für die jeweils diese sind Gasisothermen).

Stellen wir uns vor, das Gas befände sich in einem willkürlich gewählten Zustand C, in dem seine Temperatur dem Druck p und dem von ihm eingenommenen Volumen entspricht

Reis. 184 Gasisothermen nach dem Gesetz von Boyle.

Reis. 185 Diagramm zur Erläuterung der Ableitung der Clapeyron-Gleichung aus den Gesetzen von Boyle und Guey-Lussac.

Lassen Sie es abkühlen, ohne den Druck zu ändern (Abb. 185). Basierend auf dem Guey-Lussac-Gesetz können wir das schreiben

Unter Beibehaltung der Temperatur komprimieren wir nun das Gas oder geben ihm gegebenenfalls die Möglichkeit, sich auszudehnen, bis sein Druck einer physikalischen Atmosphäre entspricht. Wir bezeichnen diesen Druck als das Volumen, das letztendlich von Gas eingenommen wird (am Durchgang (Punkt in Abb. 185). Basierend auf dem Boyle-Gesetz

Wenn wir den ersten Gleichheitsterm mit dem Term multiplizieren und um reduzieren, erhalten wir:

Diese Gleichung wurde erstmals von B. P. Clapeyron abgeleitet, einem herausragenden französischen Ingenieur, der von 1820 bis 1830 als Professor am Eisenbahninstitut in Russland arbeitete. Der konstante Wert 27516 wird als Gaskonstante bezeichnet.

Nach dem 1811 vom italienischen Wissenschaftler Avogadro entdeckten Gesetz nehmen alle Gase, unabhängig von ihrer chemischen Natur, bei gleichem Druck das gleiche Volumen ein, wenn sie in Mengen proportional zu ihrem Molekulargewicht aufgenommen werden. Mit dem Mol (oder, was dasselbe ist, einem Gramm-Molekül, Gramm-Mol) als Masseneinheit kann das Avogadro-Gesetz wie folgt formuliert werden: Bei einer bestimmten Temperatur und einem bestimmten Druck wird ein Mol eines beliebigen Gases verwendet das gleiche Volumen einnehmen. So nimmt beispielsweise bei und unter Druck ein Mol eines beliebigen Gases ein

Die experimentell gefundenen Gesetze von Boyle, Guey-Lussac und Avogadro wurden später theoretisch aus molekularkinetischen Konzepten abgeleitet (von Kroenig im Jahr 1856, Clausius im Jahr 1857 und Maxwell im Jahr 1860). Aus molekularkinetischer Sicht bedeutet das Gesetz von Avogadro (das wie andere Gasgesetze für ideale Gase exakt und für reale Gase näherungsweise gilt), dass gleiche Volumina zweier Gase die gleiche Anzahl von Molekülen enthalten, wenn diese Gase die gleiche Temperatur haben und der gleiche Druck.

Es sei die Masse (in Gramm) eines Sauerstoffatoms, die Masse eines Moleküls einer Substanz, das Molekulargewicht dieser Substanz: Offensichtlich ist die Anzahl der in einem Mol einer Substanz enthaltenen Moleküle gleich:

das heißt, ein Mol einer beliebigen Substanz enthält die gleiche Anzahl an Molekülen. Diese Zahl ist gleich der Avogadro-Zahl und wird auch Avogadro-Zahl genannt.

D. I. Mendeleev wies 1874 darauf hin, dass die Clapeyron-Gleichung, die die Gesetze von Boyle und Guey-Lussac zusammenfasst, dank des Avogadro-Gesetzes die größte Allgemeingültigkeit erlangt, wenn sie nicht auf die übliche Gewichtseinheit (Gramm oder Kilogramm), sondern auf das Mol bezogen wird von Gasen. Da ein Mol eines beliebigen Gases ein Volumen einnimmt, das dem numerischen Wert der Gaskonstante für alle Gase in der Menge von 1 Gramm Molekül entspricht, muss es unabhängig von ihrer chemischen Natur gleich sein.

Die Gaskonstante für 1 Mol Gas wird üblicherweise mit einem Buchstaben bezeichnet und wird als universelle Gaskonstante bezeichnet:

Wenn Volumen y (und enthält daher nicht 1 Mol Gas, sondern Mol), dann ist offensichtlich

Der numerische Wert der universellen Gaskonstante hängt von den Einheiten ab, in denen die Größen auf der linken Seite der Clapeyron-Gleichung gemessen werden. Wenn beispielsweise der Druck in gemessen wird und das Volumen in, dann von hier aus

In der Tabelle 3 (S. 316) gibt die Werte der Gaskonstante an, ausgedrückt in verschiedenen häufig verwendeten Einheiten.

Wenn die Gaskonstante in eine Formel einbezogen wird, deren Terme alle in Kalorienenergieeinheiten ausgedrückt werden, muss die Gaskonstante auch in Kalorien ausgedrückt werden; ungefähr, genauer gesagt

Die Berechnung der universellen Gaskonstante basiert, wie wir gesehen haben, auf dem Avogadro-Gesetz, nach dem alle Gase, unabhängig von ihrer chemischen Natur, ein Volumen von einnehmen

Tatsächlich ist das von 1 Mol Gas unter normalen Bedingungen eingenommene Volumen für die meisten Gase nicht genau gleich (z. B. ist es für Sauerstoff und Stickstoff etwas geringer, für Wasserstoff etwas größer). Wenn wir dies bei der Berechnung berücksichtigen, werden wir bei Gasen unterschiedlicher chemischer Natur eine gewisse Diskrepanz im Zahlenwert feststellen. Bei Sauerstoff handelt es sich also um Stickstoff. Diese Diskrepanz ist auf die Tatsache zurückzuführen, dass alle Gase bei gewöhnlicher Dichte nicht ganz genau den Gesetzen von Boyle und Guey-Lussac folgen.

In technischen Berechnungen wird die Masse eines Gases normalerweise nicht in Mol, sondern in Kilogramm gemessen. Das Volumen soll Gas enthalten. Der Koeffizient in der Clapeyron-Gleichung bedeutet in diesem Fall die Anzahl der im Volumen enthaltenen Mol

Um die Eigenschaften von Materie im gasförmigen Zustand zu erklären, wird das ideale Gasmodell verwendet.

Ideales Gas bezeichnet ein Gas, bei dem die Größe der Moleküle und die Kräfte der molekularen Wechselwirkung vernachlässigt werden können; Kollisionen von Molekülen in einem solchen Gas erfolgen nach dem Kollisionsgesetz elastischer Kugeln.

Echte Gase verhalten sich ähnlich wie ideale Bedingungen, wenn der durchschnittliche Abstand zwischen Molekülen um ein Vielfaches größer ist als ihre Größe, d. h. bei ausreichend großer Verdünnung.

Der Zustand eines Gases wird durch drei Parameter V, P, T beschrieben, zwischen denen eine einzigartige Beziehung besteht, die Mendeleev-Clapeyron-Gleichung genannt wird.

R ist die molare Gaskonstante; sie bestimmt die Arbeit, die 1 Mol Gas verrichtet, wenn es isobar um 1 K erhitzt wird.

Dieser Name dieser Gleichung ist auf die Tatsache zurückzuführen, dass sie erstmals von D.I. erhalten wurde. Mendeleev (1874) basiert auf einer Verallgemeinerung der zuvor vom französischen Wissenschaftler B.P. erzielten Ergebnisse. Clapeyron.

Aus der Zustandsgleichung eines idealen Gases ergeben sich eine Reihe wichtiger Konsequenzen:

Bei gleichen Temperaturen und Drücken enthalten gleiche Volumina aller idealen Gase die gleiche Anzahl an Molekülen(Avagadros Gesetz).

Der Druck einer Mischung chemisch nicht wechselwirkender idealer Gase ist gleich der Summe der Partialdrücke dieser Gase(Daltons Gesetz ).

Das Verhältnis des Produkts aus Druck und Volumen eines idealen Gases zu seiner absoluten Temperatur ist für eine gegebene Masse eines gegebenen Gases ein konstanter Wert(Vereinigtes Gasgesetz)

Jede Zustandsänderung eines Gases wird als thermodynamischer Prozess bezeichnet.

Wenn eine bestimmte Gasmasse von einem Zustand in einen anderen übergeht, können sich im Allgemeinen alle Parameter des Gases ändern: Volumen, Druck und Temperatur. Manchmal ändern sich jedoch zwei dieser Parameter, der dritte bleibt jedoch unverändert. Als Prozesse werden Prozesse bezeichnet, bei denen einer der Gaszustandsparameter konstant bleibt, während sich die anderen beiden ändern Isoprozesse .

§ 9.2.1Isothermer Prozess (T=const). Boyle-Mariotte-Gesetz.

P nennt man einen Prozess, der in einem Gas abläuft, bei dem die Temperatur konstant bleibt isotherm („izos“ – „gleich“; „terme“ – „Wärme“).

In der Praxis kann dieser Prozess durch langsames Verringern oder Erhöhen des Gasvolumens realisiert werden. Durch langsame Kompression und Expansion werden Bedingungen geschaffen, um durch den Wärmeaustausch mit der Umgebung eine konstante Gastemperatur aufrechtzuerhalten.

Wenn bei konstanter Temperatur das Volumen V vergrößert wird, nimmt der Druck P ab; wenn das Volumen V kleiner wird, steigt der Druck P, und das Produkt von P mit V bleibt gleich.

ðV = const (9.11)

Dieses Gesetz heißt Boyle-Mariotte-Gesetz, da es fast gleichzeitig im 17. Jahrhundert entdeckt wurde. Der französische Wissenschaftler E. Mariotte und der englische Wissenschaftler R. Boyle.

Boyle-Mariotte-Gesetz ist wie folgt formuliert: Das Produkt aus Gasdruck und -volumen für eine gegebene Gasmasse ist eine Konstante:

Die grafische Abhängigkeit des Gasdrucks P vom Volumen V wird in Form einer Kurve (Hyperbel) dargestellt, die man nennt Isothermen(Abb.9.8). Unterschiedliche Isothermen entsprechen unterschiedlichen Temperaturen. Die Isotherme, die einer höheren Temperatur entspricht, liegt über der Isotherme, die einer niedrigeren Temperatur entspricht. Und in den Koordinaten VT (Volumen – Temperatur) und PT (Druck – Temperatur) sind Isothermen Geraden senkrecht zur Temperaturachse (Abb.).

§ 9.2.2Isobarer Prozess (P= const). Gay-Lussacs Gesetz

Ein Prozess, der in einem Gas abläuft, bei dem der Druck konstant bleibt, wird genannt isobar („Baros“ – „Schwere“). Das einfachste Beispiel für einen isobaren Prozess ist die Expansion eines erhitzten Gases in einem Zylinder mit Freikolben. Die dabei beobachtete Gasausdehnung wird aufgerufen Wärmeausdehnung.

Experimente des französischen Physikers und Chemikers Gay-Lussac aus dem Jahr 1802 zeigten Gasvolumen einer gegebenen Masse bei konstantem Druck leisigsteigt mit der Temperatur(Gay-Lussacs Gesetz) :

V = V 0 (1 + αt) (9.12)

Die Größe α heißt Temperaturkoeffizient der Volumenausdehnung(für alle Gase
)

Wenn wir die auf der Celsius-Skala gemessene Temperatur durch die thermodynamische Temperatur ersetzen, erhalten wir das Gay-Lussac-Gesetz in der folgenden Formulierung: Bei konstantem Druck ist das Verhältnis des Volumens bei gegebener Masse eines idealen Gases zu seiner absoluten Temperatur ein konstanter Wert. diese.

Grafisch wird diese Abhängigkeit in Vt-Koordinaten als gerade Linie dargestellt, die vom Punkt t=-273°C ausgeht. Diese Zeile heißt Isobare(Abb. 9.9). Unterschiedliche Drücke entsprechen unterschiedlichen Isobaren. Da bei konstanter Temperatur das Volumen eines Gases mit zunehmendem Druck abnimmt, liegt die Isobare, die einem höheren Druck entspricht, unter der Isobare, die einem niedrigeren Druck entspricht. In PV- und PT-Koordinaten sind Isobaren gerade Linien senkrecht zur Druckachse. Im Bereich niedriger Temperaturen nahe der Verflüssigungstemperatur (Kondensation) von Gasen ist das Gay-Lussac-Gesetz nicht erfüllt, daher wird die rote Linie im Diagramm durch eine weiße ersetzt.

§ 9. 2. 3Isochorischer Prozess (V= const). Charles' Gesetz

Ein in einem Gas ablaufender Prozess, bei dem das Volumen konstant bleibt, wird isochor („horema“ – Kapazität) genannt. Um einen isochoren Prozess durchzuführen, wird das Gas in einen verschlossenen Behälter gegeben, der sein Volumen nicht verändert

F Der französische Physiker J. Charles stellte fest: Der Druck eines Gases einer bestimmten Masse bei konstantem Volumen steigt linear mit zunehmendem VolumenTemperatur(Charles' Gesetz):

Р = Р 0 (1 + γt) (9.14)

(p - Gasdruck bei Temperatur t, ° C; p 0 - sein Druck bei 0 ° C].

Die Größe γ heißt Temperaturkoeffizient des Drucks. Sein Wert hängt nicht von der Art des Gases ab: für alle Gase
.

Wenn wir die auf der Celsius-Skala gemessene Temperatur durch die thermodynamische Temperatur ersetzen, erhalten wir das Gesetz von Charles in der folgenden Formulierung: Bei einem konstanten Volumen ist das Verhältnis des Drucks einer gegebenen Masse eines idealen Gases zu seiner absoluten Temperatur ein konstanter Wert. diese.

Grafisch wird diese Abhängigkeit in den Рt-Koordinaten als gerade Linie dargestellt, die vom Punkt t=-273°С ausgeht. Diese Zeile heißt Isochore(Abb. 9.10). Unterschiedliche Isochoren entsprechen unterschiedlichen Volumina. Da das Volumen eines Gases bei konstanter Temperatur zunimmt und sein Druck abnimmt, liegt die Isochore, die dem größeren Volumen entspricht, unter der Isochore, die dem kleineren Volumen entspricht. In PV- und VT-Koordinaten sind Isochoren gerade Linien, die senkrecht zur Volumenachse stehen. Im Bereich niedriger Temperaturen nahe der Temperatur der Verflüssigung (Kondensation) von Gasen ist das Charles-Gesetz sowie das Gay-Lussac-Gesetz nicht erfüllt.

Die Temperatureinheit auf der thermodynamischen Skala ist Kelvin (K); entspricht 1°C.

Die auf der thermodynamischen Temperaturskala gemessene Temperatur wird aufgerufen thermodynamische Temperatur. Da der Schmelzpunkt von Eis bei normalem Atmosphärendruck, angenommen als 0 °C, 273,16 K -1 beträgt, dann