Gaz

De la Wikipedia, enciclopedia liberă.
Salt la navigare Salt la căutare
Notă despre dezambiguizare.svg Dezambiguizare - Dacă sunteți în căutarea altor semnificații, consultați Gaz (dezambiguizare) .
Reprezentarea unui sistem de gaze conform teoriei cinetice a gazelor

Un gaz este un aeriform a cărui temperatură este mai mare decât temperatura critică ; în consecință, gazele nu pot fi lichefiate fără a fi mai întâi răcite, spre deosebire de vapori . Un gaz este un fluid care nu are un volum propriu (tinde să ocupe întregul volum la dispoziție) și care este ușor de comprimat. [1]

În utilizarea obișnuită, termenul de gaz indică adesea starea materiei gazoase . Cel mai imediat exemplu de gaz îl constituie aerul , în care gazele cele mai abundente sunt azotul și oxigenul . Multe gaze sunt incolore, chiar dacă ne amintim printre excepții clor (verde deschis paie), iod (violet) și dioxid de azot (acesta din urmă este un compus de culoare maro). [2]

Mai mult, gazele au o importanță economică fundamentală în industrie: ca exemple există oxigen, utilizat în industria siderurgică pentru oxidarea impurităților fierului în producția de oțel și azot pentru producerea de amoniac . [3]

Descriere

În mod formal, un gaz este un aeriform a cărui temperatură este mai mare decât temperatura critică ; se spune că gazele la o temperatură sub aceasta sunt în stare de vapori . Un gaz nu este condensabil, adică nu poate fi adus în stare lichidă prin comprimarea acestuia la o temperatură constantă. Invers, un vapor devine lichid atunci când este suficient comprimat la o temperatură constantă. Atât în ​​limbajul comun, cât și în cel tehnic, atunci când nu este necesar să se facă distincția între stările de gaz și vapori, gazul este folosit ca sinonim pentru aeriform . [4]

Gazele reprezintă starea materiei în care forțele interatomice și intermoleculare dintre particulele individuale ale unei substanțe sunt atât de mici încât nu mai există o coeziune eficientă între ele. Atomii sau moleculele gazului sunt libere să se miște, fiecare presupunând o anumită viteză: particulele atomice sau moleculare ale gazului interacționează, prin urmare, lovindu-se continuu unul de celălalt. Din acest motiv, un gaz nu are un volum definit, dar tinde să ocupe tot spațiul de care dispune și ia forma recipientului care îl conține, umplându-l. O altă constrângere care poate limita volumul unui gaz este câmpul gravitațional , ca în cazul atmosferei terestre .

În limbajul de zi cu zi se spune că o anumită substanță „este un gaz” atunci când temperatura sa de fierbere este cu mult sub temperatura ambiantă, adică atunci când este în mod normal în starea de gaz de pe Pământ . De exemplu, este normal să spunem că „ metanul este un gaz în timp ce fierul nu este ”, deși metanul poate fi foarte bine în stare lichidă (răcită sub −161 ° C , adică 112 K ) și fier în stare gazoasă (încălzit la peste 2 750 ° C sau 3 023 K). La temperatura camerei există 11 elemente chimice care se găsesc în starea gazului: pe lângă azotul și oxigenul menționat anterior, heliul , neonul , argonul (toate gazele nobile ) și radonul , de asemenea gazul nobil, sunt relevante și singurul element radioactiv natural pentru să fie într-o stare non-solidă. [5]

Un gaz poate fi apropiat de un gaz ideal atunci când este la o temperatură „mult mai mare” decât temperatura sa critică, care este aceea [6] și în mod convențional se înțelege că cei doi termeni trebuie să difere cu cel puțin un ordin de mărime . Aceasta echivalează cu a cere asta .

Temperatura critică este temperatura corespunzătoare punctului maxim al curbei (în formă de clopot) lichid-vapori. În interiorul clopotului, fluidul își schimbă faza, la exterior rămâne în stare gazoasă indiferent de presiunea sa. Impunând asta , curba lichid-vapori nu poate fi reprezentată în diagrama Andrews (diagrama presiune-volum), nu este vizibilă dacă se adoptă o scară normală.

Etimologia și istoria termenului de gaz

Termenul de gaz a fost inventat de chimistul belgian flamand Jean Baptiste van Helmont în 1630 . Se pare că derivă, așa cum a explicat Leo Meyer , din transcrierea pronunției sale a cuvântului grecesc χάος ( chàos ), pe care l-a făcut să devină geist ; dar Weigand și Scheler au urmărit originea etimologică până la gascht (fermentație) germană: prin urmare, potrivit lor, a fost inițial folosit de chimistul van Helmont pentru a indica fermentația vinului. Lăsând deoparte etimologia, știm cu siguranță că chimistul bruxelian van Helmont la vârsta de 63 de ani a fost primul care a postulat existența unor substanțe distincte în aer, pe care le-a numit în eseurile sale publicate de fiul său Mercury van Helmont . Câțiva ani mai târziu, chimistul irlandez Robert Boyle a declarat că aerul era format din atomi și vid și abia după 140 de ani pretențiile lui Boyle și van Helmont se vor dovedi adevărate.

Gazele perfecte

În fizică și termodinamică , se folosește în general așa-numita aproximare a gazelor perfecte : pentru a fi perfect sau ideal un gaz trebuie să fie supus așa-numitelor ipoteze mecanice ale teoriei cinetice moleculare : [7] [8]

  • dimensiunea moleculelor de gaz este considerată neglijabilă în comparație cu volumul recipientului; aceasta înseamnă că coliziunile moleculă-moleculă și coliziunile dintre moleculă și pereții vaselor sunt practic absente. Acest lucru poate fi rezumat spunând că gazul este rarefiat;
  • mișcarea moleculelor este dictată de legile mecanicii și este aleatorie: gazul nu tinde să se așeze într-un anumit punct al containerului (pe fund sau spre capac);
  • moleculele sunt considerate indistincte;
  • coliziunile moleculelor cu pereții containerului, atunci când apar, sunt elastice : singurul efect al coliziunii este inversarea vitezei moleculei.

Aceste aproximări conduc la formularea legii cunoscute sub numele de ecuația de stare a gazelor perfecte , care descrie, în condiții de echilibru termodinamic , relația dintre presiune, volum și temperatură a gazului:

unde p este presiunea , V volumul ocupat de gaz, n cantitatea de substanță din gaz, R constanta universală a gazelor perfecte și T este temperatura absolută (în kelvini). De exemplu, un mol de gaz perfect ocupă 22,4 litri la o temperatură de 0 ° C și o presiune de 1 atmosferă .

Din această lege derivă:

În plus față de legile menționate anterior, legea lui Avogadro se aplică și gazelor perfecte: în aceleași condiții de temperatură și presiune, dacă două gaze ocupă același volum, au aceeași cantitate de substanță.

Legea izotermă (sau legea lui Boyle)

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: Legea lui Boyle .

Legea izotermă își datorează numele compoziției cuvântului grecesc ἴσος, ìsos , „egal” cu cuvântul ϑερμός, termos , „fierbinte” (aici înseamnă „temperatură”). Luați în considerare un gaz în echilibru termodinamic cu temperatura, presiunea și volumul cunoscute. Dacă volumul și presiunea sunt variate, menținând temperatura constantă, se constată că primele două cantități nu variază întâmplător, dar fac acest lucru în așa fel încât produsul lor să rămână constant, adică: [1]

,

adică pentru o anumită masă de gaz la temperatură constantă, presiunile sunt invers proporționale cu volumele ocupate. Curba presiune-volum în plan cartezian care are ecuația de mai sus ca ecuație este o hiperbolă echilaterală . Legea lui Boyle este o lege a limitei, adică este valabilă cu o bună aproximare, nu absolut pentru toate gazele. Un gaz ideal sau un gaz ideal care respectă perfect legea lui Boyle nu există. Abaterile gazelor reale de la comportamentul gazului perfect sunt mici pentru un gaz care este la presiune scăzută și la o temperatură cu mult peste cea a lichefierii.

O modificare a volumului și a presiunii care lasă temperatura neschimbată se numește transformare izotermă .

Legea isobară (sau prima lege a lui Gay Lussac)

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: Prima lege a lui Gay Lussac .

Legea izobarică (comp. Din grecescul ἴσος, ìsos , „egal” și βάρος , bàros , „greutate”, aici „presiune”) prevede că un gaz ideal care la o temperatură de 0 ° C ocupă un volum și care se încălzește menținând constantă presiunea pe care o ocupă la temperatură un volum exprimat prin lege: [9]

in care este volumul ocupat de gaz la 0 ° C (adică 273,15 K ) e este egal cu 1 / 273,15 și se numește coeficient de expansiune termică . Temperatura este exprimată în grade Celsius . Transformarea izobară are loc la presiune constantă, în timp ce există o variație a volumului și a temperaturii. Această transformare în planul Clapeyron este reprezentată de un segment paralel cu axa volumului. Prin urmare, variația de volum pe care o suferă un gaz pentru variația temperaturii fiecărui grad Celsius se ridică la 1/273 din volumul pe care gazul îl ocupă la 0 ° C și poate fi exprimat ca:

,

care subliniază modul în care relația dintre volumul ocupat și presiune rămâne constantă în fiecare moment al transformării. [10]

Legea izocorică (sau a doua lege a lui Gay Lussac)

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: A doua lege a lui Gay Lussac .

Legea izocorică (comp. Din grecescul ἴσος, ìsos , „egal” și χώρα, còra , „spațiu”, aici „volum”) prevede că un gaz ideal care la o temperatură de 0 ° C are o presiune și care se încălzește menținând volumul constant la temperatură , la o împingere exprimat prin lege:

Transformarea izocorică este o variație a presiunii și temperaturii la un volum constant; este reprezentat în planul Clapeyron de un segment paralel cu axa presiunii și poate fi exprimat prin relația:

,

care în acest caz exprimă modul în care în timpul transformării raportul dintre presiunea gazului și temperatura acestuia rămâne constant. [11]

Gazele reale

O încercare de a produce o ecuație care descrie comportamentul gazelor într-un mod mai realist este reprezentată de ecuația reală a gazelor. Există două corecții făcute ecuației gazelor perfecte: luăm în considerare volumul specific al moleculelor, care, prin urmare, nu mai sunt considerate punctiforme și luăm în considerare interacțiunile dintre molecule care au fost neglijate în cazul gazelor perfecte.

Prima corecție are efectul de a face gazul comprimabil pe termen nelimitat; confirmarea sa empirică este lichefierea pe care o suferă gazele reale dacă sunt comprimate (și răcite) suficient.

Cealaltă corecție înseamnă că gazele reale nu se extind la infinit, ci ajung la un punct în care nu pot ocupa mai mult volum (acest lucru se datorează faptului că o forță foarte mică este stabilită între atomi, datorită variației aleatorii a sarcinilor electrostatice din moleculele individuale, numită forță van der Waals ).

Din acest motiv, legea gazelor ideale nu oferă rezultate exacte în cazul gazelor reale, în special în condiții de temperatură scăzută și / sau presiune ridicată, în timp ce devine mai precisă în cazul gazelor rarefiate, la temperaturi ridicate și scăzute presiunea, adică atunci când forțele intermoleculare și volumul molecular devin neglijabile.

Ecuația gazelor reale poate fi deci reconstituită luând în considerare faptul că volumul disponibil pentru gaz va fi (V - nb), unde b este volumul ocupat de molecule pe cantitatea de substanță și n este cantitatea de gaz considerată , iar presiunea va fi în schimb corectată de un factor a / V 2 care ia în considerare forțele de atracție dintre atomi. Prin urmare, ecuația, numită și ecuația Van der Waals , este: [12] :

.

Această ecuație nu este valabilă în toate cazurile, ci doar în anumite condiții, dar este foarte importantă deoarece un sens fizic poate fi identificat în cadrul acesteia. O ecuație care, în schimb, ne oferă o imagine exactă a stării gazului real este ecuația virială (care este discutată mai specific în cadrul ecuației de stat ).

Notă

  1. ^ a b Paolo Mazzoldi, Massimo Nigro, Cesare Voci, Physics (Volume I) , EdiSES Editore, 2019, p. 393, ISBN 88-7959-137-1 .
  2. ^ Peter W. Atkins , General Chemistry p.115; ISBN 88-08-15276-6
  3. ^ Peter W. Atkins , General Chemistry p.115; ISBN 88-08-15276-6
  4. ^ Paolo Mazzoldi, Massimo Nigro, Cesare Voci, Physics (Volume I) , EdiSES Editore, 2019, ISBN 88-7959-137-1 . p.426
  5. ^ Peter W. Atkins , Chimie generală p.5; ISBN 88-08-15276-6
  6. ^ semnul „≫” citește „mult mai mare”.
  7. ^ Gianpaolo Parodi, Marco Ostili, Guglielmo Mochi Onori, The Evolution of Physics (Volumul 2) , Paravia, 2006, ISBN 88-395-1610-7 . p.316
  8. ^ Paolo Mazzoldi, Massimo Nigro, Cesare Voci, Physics (Volume I) , EdiSES Editore, 2019, ISBN 88-7959-137-1 . p.432
  9. ^ Paolo Mazzoldi, Massimo Nigro, Cesare Voci, Physics (Volume I) , EdiSES Editore, 2019, ISBN 88-7959-137-1 . p.395
  10. ^ Gianpaolo Parodi, Marco Ostili, Guglielmo Mochi Onori, The Evolution of Physics (Volumul 2) , Paravia, 2006, ISBN 88-395-1610-7 . p.295
  11. ^ Gianpaolo Parodi, Marco Ostili, Guglielmo Mochi Onori, The Evolution of Physics (Volumul 2) , Paravia, 2006, ISBN 88-395-1610-7 . p. 297
  12. ^ Gianpaolo Parodi, Marco Ostili, Guglielmo Mochi Onori, The Evolution of Physics (Volumul 2) , Paravia, 2006, ISBN 88-395-1610-7 . p.322

Bibliografie

Elemente conexe

Alte proiecte

linkuri externe

Controlul autorității Tezaur BNCF 5922 · LCCN (EN) sh85053380 · GND (DE) 4019320-2 · BNF (FR) cb11936389b (dată) · NDL (EN, JA) 00.566.025