Comme on le sait, de nombreuses substances dans la nature peuvent se trouver dans trois états d'agrégation : solide, liquide Et gazeux.

La doctrine des propriétés de la matière dans divers états d'agrégation est basée sur des idées sur la structure atomique-moléculaire du monde matériel. La théorie cinétique moléculaire de la structure de la matière (MKT) repose sur trois grands principes :

• Toutes les substances sont constituées de minuscules particules (molécules, atomes, particules élémentaires), entre lesquels il existe des écarts ;
• les particules sont en mouvement thermique continu ;
• il existe des forces d'interaction entre les particules de matière (attraction et répulsion) ; la nature de ces forces est électromagnétique.

Cela signifie que l'état d'agrégation d'une substance dépend de position relative molécules, la distance qui les sépare, les forces d'interaction entre elles et la nature de leur mouvement.

L’interaction entre les particules d’une substance est plus prononcée à l’état solide. La distance entre les molécules est approximativement égale à leurs propres tailles. Cela conduit à une interaction assez forte, qui rend pratiquement impossible le mouvement des particules : elles oscillent autour d'une certaine position d'équilibre. Ils conservent leur forme et leur volume.

Les propriétés des liquides s’expliquent également par leur structure. Les particules de matière dans les liquides interagissent moins intensément que dans les solides et peuvent donc changer brusquement d'emplacement - les liquides ne conservent pas leur forme - ils sont fluides. Les liquides conservent du volume.

Un gaz est un ensemble de molécules se déplaçant de manière aléatoire dans toutes les directions, indépendamment les unes des autres. Les gaz n'ont pas de forme propre, occupent tout le volume qui leur est fourni et se compriment facilement.

Il existe un autre état de la matière : le plasma. Le plasma est un gaz partiellement ou totalement ionisé dans lequel les densités de charges positives et négatives sont presque égales. Lorsqu'elle est suffisamment chauffée, toute substance s'évapore et se transforme en gaz. Si vous augmentez encore la température, le processus d'ionisation thermique s'intensifiera fortement, c'est-à-dire que les molécules de gaz commenceront à se désintégrer en atomes qui les constituent, qui se transformeront ensuite en ions.

Modèle de gaz parfait. Relation entre la pression et l'énergie cinétique moyenne.

Clarifier les modèles qui régissent le comportement d'une substance dans état gazeux, un modèle idéalisé de gaz réels est considéré - un gaz parfait. C'est un gaz dont les molécules sont considérées comme points matériels, n'interagissant pas les uns avec les autres à distance, mais interagissant les uns avec les autres et avec les parois du navire lors des collisions.

Gaz parfait – C'est un gaz dans lequel l'interaction entre ses molécules est négligeable. (Ek>>Euh)

Un gaz parfait est un modèle inventé par les scientifiques pour comprendre les gaz que nous observons réellement dans la nature. Il ne peut décrire aucun gaz. Non applicable lorsque le gaz est fortement comprimé, lorsque le gaz passe à l'état liquide. Les gaz réels se comportent comme des gaz parfaits lorsque la distance moyenne entre les molécules est plusieurs fois supérieure à leurs tailles, c'est-à-dire à des vides suffisamment grands.

Propriétés d'un gaz parfait :

1. la distance entre les molécules est bien supérieure à la taille des molécules ;
2. les molécules de gaz sont très petites et sont des boules élastiques ;
3. les forces d'attraction tendent vers zéro ;
4. les interactions entre les molécules de gaz ne se produisent que lors de collisions, et les collisions sont considérées comme absolument élastiques ;
5. les molécules de ce gaz se déplacent de manière aléatoire ;
6. mouvement des molécules selon les lois de Newton.

L'état d'une certaine masse de substance gazeuse est caractérisé par des grandeurs physiques dépendantes les unes des autres, appelées paramètres d’état. Ceux-ci inclus volumeV, pressionpet la températureT.

Volume de gaz désigné par V. Volume le gaz coïncide toujours avec le volume du récipient qu'il occupe. Unité SI de volume m3.

Pression– quantité physique, égal au rapport forceF, agissant sur un élément de surface perpendiculaire à lui, à l'aireScet élément.

p = F/ S Unité SI de pression pascal[Pennsylvanie]

Jusqu'à présent, des unités de pression non systémiques sont utilisées :

atmosphère technique 1 à = 9,81-104 Pa ;

atmosphère physique 1 guichet automatique = 1,013-105 Pa ;

millimètres de mercure 1 mmHg Art. = 133 Pa ;

1 guichet automatique = = 760 mm Hg. Art. = 1013 hPa.

Comment se produit la pression du gaz ? Chaque molécule de gaz, frappant la paroi du récipient dans lequel elle se trouve, agit sur la paroi avec une certaine force pendant une courte période de temps. À la suite d'impacts aléatoires sur le mur, la force exercée par toutes les molécules par unité de surface du mur change rapidement avec le temps par rapport à une certaine valeur (moyenne).

Pression du gazse produit à la suite d’impacts aléatoires de molécules sur les parois du récipient contenant le gaz.

En utilisant le modèle des gaz parfaits, nous pouvons calculer pression du gaz sur la paroi du récipient.

Lors de l’interaction d’une molécule avec la paroi d’un vaisseau, des forces apparaissent entre elles qui obéissent à la troisième loi de Newton. En conséquence, la projection υ X la vitesse moléculaire perpendiculaire à la paroi change de signe à l'opposé, et la projection υ oui la vitesse parallèle au mur reste inchangée.

Les appareils qui mesurent la pression sont appelés manomètres. Les manomètres enregistrent la force de pression moyenne dans le temps par unité de surface de son élément sensible (membrane) ou autre récepteur de pression.

Manomètres pour liquides :

1. ouvert – pour mesurer de petites pressions au-dessus de la pression atmosphérique
2. fermé - pour mesurer de petites pressions inférieures à la pression atmosphérique, c'est-à-dire petit aspirateur

Manomètre en métal– pour mesurer des pressions élevées.

Sa partie principale est un tube incurvé A dont l'extrémité ouverte est soudée au tube B, à travers lequel circule le gaz, et l'extrémité fermée est reliée à la flèche. Le gaz entre par le robinet et le tube B dans le tube A et le déplie. L'extrémité libre du tube, en mouvement, met en mouvement le mécanisme de transmission et l'aiguille. L'échelle est graduée en unités de pression.

Équation de base de la théorie cinétique moléculaire d'un gaz parfait.

Équation MKT de base: la pression d'un gaz parfait est proportionnelle au produit de la masse de la molécule, de la concentration des molécules et du carré moyen de la vitesse des molécules

p= 1/3m 0· n·v 2

m 0 - masse d'une molécule de gaz ;

n = N/V – nombre de molécules par unité de volume, ou concentration de molécules ;

v 2 - vitesse quadratique moyenne de mouvement des molécules.

Puisque l'énergie cinétique moyenne mouvement vers l'avant molécules E = m 0 *v 2 /2, puis en multipliant l'équation de base MKT par 2, nous obtenons p = 2/3 n (m 0 v 2)/2 = 2/3 E n

p = 2/3 E n

La pression du gaz est égale aux 2/3 de l'énergie cinétique moyenne de mouvement de translation des molécules contenues dans une unité de volume de gaz.

Puisque m 0 n = m 0 N/V = m/V = ρ, où ρ est la densité du gaz, nous avons p= 1/3· ρ·v 2

Loi unie sur le gaz.

Les grandeurs macroscopiques qui caractérisent sans ambiguïté l'état d'un gaz sont appeléesparamètres thermodynamiques du gaz.

Les paramètres thermodynamiques les plus importants d'un gaz sont savolumeV, pression p et température T.

Tout changement dans l'état d'un gaz est appeléprocessus thermodynamique.

Dans tout processus thermodynamique, les paramètres du gaz qui déterminent son état changent.

La relation entre les valeurs de certains paramètres au début et à la fin du processus est appeléeloi sur le gaz.

La loi des gaz exprimant la relation entre les trois paramètres du gaz est appeléeloi unifiée sur le gaz.

p = nkT

Rapport p = nkT reliant la pression d'un gaz à sa température et à sa concentration en molécules a été obtenue pour un modèle de gaz parfait, dont les molécules interagissent entre elles et avec les parois du récipient uniquement lors de collisions élastiques. Cette relation peut s'écrire sous une autre forme, établissant un lien entre les paramètres macroscopiques d'un gaz - volume V, pression p, température T et la quantité de substance ν. Pour ce faire, vous devez utiliser les égalités

où n est la concentration de molécules, N est nombre total molécules, V – volume de gaz

On obtient alors ou

Puisqu’à masse de gaz constante, N reste inchangé, alors Nk – nombre constant, Moyens

A masse constante de gaz, le produit du volume et de la pression divisé par la température absolue du gaz est la même valeur pour tous les états de cette masse de gaz.

L'équation établissant la relation entre la pression, le volume et la température d'un gaz a été obtenue au milieu du XIXe siècle par le physicien français B. Clapeyron et est souvent appelée Équation de Clayperon.

L'équation de Clayperon peut être écrite sous une autre forme.

p = nkT,

étant donné que

Ici N– nombre de molécules dans le récipient, ν – quantité de substance, N A est la constante d’Avogadro, m– masse de gaz dans la cuve, M – masse molaire gaz En conséquence nous obtenons :

Produit de la constante d'Avogadro N A parConstante de Boltzmannk s'appelle constante des gaz universelle (molaire) et est désigné par la lettre R..

Son valeur numérique en SI R.= 8,31 J/mol K

Rapport

appelé équation d'état des gaz parfaits.

Sous la forme que nous avons reçue, il a été écrit pour la première fois par D.I. Mendeleïev. L’équation d’état du gaz s’appelle donc Équation de Clapeyron – Mendeleïev.`

Pour une mole de gaz quelconque, cette relation prend la forme : pV=RT

Installons signification physique constante molaire des gaz. Supposons que dans un certain cylindre sous le piston à la température E, il y ait 1 mole de gaz dont le volume est V. Si le gaz est chauffé de manière isobare (à pression constante) de 1 K, alors le piston montera jusqu'à hauteur Δh, et le volume du gaz augmentera de ΔV.

Écrivons l'équation PV=RT pour gaz chauffé : p (V + ΔV) = R (T + 1)

et soustraire de cette égalité l'équation pV=RT, correspondant à l'état du gaz avant chauffage. On obtient pΔV = R

ΔV = SΔh, où S est l'aire de la base du cylindre. Remplaçons dans l'équation résultante :

pS = F – force de pression.

On obtient FΔh = R, et le produit de la force et du mouvement du piston FΔh = A est le travail de déplacement du piston effectué par cette force contre forces externes lorsque le gaz se dilate.

Ainsi, R. = UN.

La constante universelle (molaire) du gaz est numériquement égale au travail effectué par 1 mole de gaz lorsqu'elle est chauffée de manière isobare de 1 K.

• La forme et la structure des molécules sont assez complexes. Mais essayons de les imaginer sous forme de petites boules. Cela nous permettra d'appliquer les lois de la mécanique à la description du processus des molécules heurtant les parois d'un récipient, en particulier, Deuxième loi de Newton.
• Nous supposerons que les molécules de gaz sont suffisamment éloignées les unes des autres pour que les forces d’interaction entre elles soient négligeables. S’il n’y a pas de forces d’interaction entre les particules, l’énergie potentielle d’interaction est donc nulle.. Appelons un gaz qui répond à ces propriétés parfait .
• Il est connu que les molécules de gaz se déplacent à des vitesses différentes. Cependant, faisons la moyenne des vitesses de déplacement des molécules et considérons-les de la même manière.
• Supposons que les impacts des molécules sur les parois du récipient soient absolument élastiques (les molécules se comportent lors de l'impact comme des balles en caoutchouc, et non comme un morceau de pâte à modeler). Dans ce cas, les vitesses des molécules changent uniquement en direction, mais restent les mêmes en ampleur. Ensuite, le changement de vitesse de chaque molécule lors de l’impact est de –2υ.

Après avoir introduit de telles simplifications, nous calculons la pression du gaz sur les parois du récipient.

La force agit sur la paroi à partir de nombreuses molécules. Elle peut être calculée comme le produit de la force agissant sur une molécule par le nombre de molécules se déplaçant dans le récipient en direction de cette paroi. Puisque l'espace est tridimensionnel et que chaque dimension a deux directions : positive et négative, on peut supposer qu'un sixième de toutes les molécules (s'il y en a un grand nombre) se déplace dans la direction d'une paroi : N = N 0 / 6 .

La force agissant sur la paroi provenant d’une molécule est égale à la force agissant sur la molécule provenant de la paroi. La force agissant sur une molécule depuis la paroi est égale au produit de la masse d'une molécule par l'accélération qu'elle reçoit lorsqu'elle heurte la paroi :

F" = m 0 une.

L'accélération est une grandeur physique déterminée par le rapport du changement de vitesse au temps pendant lequel ce changement s'est produit : a = Δυ / t.

Le changement de vitesse est égal à deux fois la vitesse de la molécule avant impact : Δυ = –2υ.

Si la molécule se comporte comme une balle en caoutchouc, il n'est pas difficile d'imaginer le processus d'impact : la molécule, lors de l'impact, se déforme. Le processus de compression et de décompression prend du temps. Pendant que la molécule agit sur la paroi du vaisseau, un certain nombre de molécules, situées à des distances ne dépassant pas l = υt, parviennent à percuter cette dernière. (Par exemple, relativement parlant, que les molécules aient une vitesse de 100 m/s. L'impact dure 0,01 s. Puis pendant ce temps les molécules situées à des distances de 10, 50, 70 cm auront le temps d'atteindre la paroi. et contribuent à la pression, mais pas plus de 100 cm).

Nous considérerons le volume du récipient V = lS.

En remplaçant toutes les formules par celle d'origine, nous obtenons l'équation :

où : est la masse d'une molécule, est la valeur moyenne du carré de la vitesse des molécules, N est le nombre de molécules dans le volume V.

Faisons quelques explications sur l’une des quantités incluses dans l’équation résultante.

Puisque le mouvement des molécules est chaotique et qu'il n'y a pas de mouvement préférentiel des molécules dans le récipient, leur vitesse moyenne est nulle. Mais il est clair que cela ne s’applique pas à chaque molécule individuellement.

Pour calculer la pression d'un gaz parfait sur la paroi d'un récipient, on n'utilise pas la valeur moyenne de la composante x de la vitesse des molécules, mais la valeur moyenne du carré de la vitesse

Pour rendre plus compréhensible l’introduction de cette quantité, considérons un exemple numérique.

Supposons que quatre molécules aient des vitesses de 1, 2, 3, 4 arb. unités

Le carré de la vitesse moyenne des molécules est égal à :

La valeur moyenne du carré de la vitesse est :

Les valeurs moyennes des projections du carré de la vitesse sur les axes x, y, z sont liées à la valeur moyenne du carré de la vitesse par la relation.

question 1

Les principales dispositions des TIC et leur justification expérimentale.

1. Toutes les substances sont constituées de molécules, c'est-à-dire ont une structure discrète, les molécules sont séparées par des espaces.

2. Les molécules sont en mouvement aléatoire (chaotique) continu.

3. Il existe des forces d’interaction entre les molécules du corps.

mouvement brownien?.

Le mouvement brownien est le mouvement aléatoire continu de particules en suspension dans un gaz.

Forces d’interaction moléculaire ?

L’attraction et la répulsion agissent simultanément entre les molécules. La nature de l'interaction des molécules est électromagnétique.

Énergie cinétique et potentielle des molécules ?

Les atomes et les molécules interagissent et ont donc une énergie potentielle E p.

L’énergie potentielle est considérée comme positive lorsque les molécules se repoussent et négative lorsque les molécules s’attirent.

question 2

Dimensions et masses des molécules et des atomes

Toute substance est constituée de particules, donc la quantité de substance v(nu) est considérée comme proportionnelle au nombre de particules, c'est-à-dire éléments structurels contenu dans le corps.

L'unité de quantité d'une substance est la taupe. Une mole est la quantité d'une substance contenant le même nombre d'éléments structurels de n'importe quelle substance qu'il y a d'atomes dans 12 g de carbone C12. Le rapport entre le nombre de molécules d'une substance et la quantité de substance est appelé constante d'Avogadro :

N A = N/v (nu) ; N A =6,02*10 23 mol -1

La constante d'Avogadro montre combien d'atomes et de molécules sont contenus dans une mole d'une substance. La masse molaire est la masse d'une mole d'une substance, égale au rapport de la masse de la substance à la quantité de substance :

La masse molaire est exprimée en kg/mol. Connaissant la masse molaire, vous pouvez calculer la masse d'une molécule :

m 0 =m/N=m/v(nu)N A =M/N A

Poids moyen les molécules sont généralement déterminées méthodes chimiques, la constante d'Avogadro a été déterminée avec une grande précision par plusieurs par des méthodes physiques. Les masses des molécules et des atomes sont déterminées avec un degré de précision important à l'aide d'un spectrographe de masse.

Les masses des molécules sont très petites. Par exemple, la masse d'une molécule d'eau : m=29,9*10 -27

La masse molaire est liée à la masse moléculaire relative du magnésium. Relatif masse moléculaire- il s'agit d'une valeur égale au rapport de la masse d'une molécule d'une substance donnée à 1/12 de la masse d'un atome de carbone C12. Si connu formule chimique substance, puis à l'aide du tableau périodique, sa masse relative peut être déterminée, qui, exprimée en kilogrammes, indique la masse molaire de cette substance.

Le numéro d'Avogadro

Nombre d'Avogadro, la constante d'Avogadro est une constante physique, numériquement égale au nombre de spécifiés unités structurelles(atomes, molécules, ions, électrons ou toute autre particule) dans 1 mole d'une substance. Défini comme le nombre d’atomes dans 12 grammes (exactement) d’isotope pur carbone-12. Habituellement désigné par N A, moins souvent par L

N A = 6,022 140 78(18)×10 23 mol −1.

Nombre de taupes

La taupe (symbole : mol, international : mol) est une unité de mesure de la quantité d'une substance. Correspond à la quantité d'une substance qui contient des particules N A (molécules, atomes, ions ou toute autre particule structurale identique). N A est la constante d'Avogadro, égale au nombre d'atomes dans 12 grammes de nucléide de carbone 12C. Ainsi, le nombre de particules dans une mole d’une substance est constant et égal au nombre d’Avogadro N A.

Vitesse des molécules

État de la matière

L'état d'agrégation est un état de la matière caractérisé par certains propriétés de qualité: la capacité ou l'incapacité de conserver le volume et la forme, la présence ou l'absence d'ordre à longue et à courte portée, et autres. Un changement dans l'état d'agrégation peut s'accompagner d'un changement brusque de l'énergie libre, de l'entropie, de la densité et d'autres propriétés physiques de base.

Il existe trois principaux états d'agrégation : solide, liquide et gazeux. Parfois, il n'est pas tout à fait correct de classer le plasma comme un état d'agrégation. Il existe d'autres états d'agrégation, par exemple les cristaux liquides ou le condensat de Bose-Einstein.

question 3

Gaz parfait, pression du gaz

Un gaz parfait est un gaz dans lequel il n’existe aucune force d’interaction entre les molécules.

La pression du gaz est causée par des collisions entre molécules. La force de pression par seconde sur une seule surface est appelée pression du gaz.

P – pression du gaz [pa]

1 mmHg Art. =133 Pa

P0 (ro)=101325 Pa

P= 1/3*m0 *n*V2-équation de base du MKT

n – concentration de molécules [m -3 ]

n=N/V- concentration de molécules

V 2 – vitesse quadratique moyenne

P = 2/3*n*E Kéquations de base

P = n*k*T MKT

E K – énergie cinétique

EK = 3/2kT(kT-kotE)

Comment change la pression d’un gaz parfait ?

Un gaz parfait est un modèle physique d'un gaz. Ce modèle ne prend pratiquement pas en compte l'interaction des molécules entre elles. Il est utilisé pour décrire le comportement des gaz d’un point de vue mathématique. Ce modèle suppose les propriétés de gaz suivantes :

• la taille des molécules est supérieure à la distance entre les molécules ;
• les molécules sont des boules rondes ;
• Les molécules se repoussent les unes des autres et des parois du vaisseau seulement après une collision. Les collisions sont parfaitement élastiques ;
• les molécules se déplacent conformément aux lois de Newton.

Il existe plusieurs types de gaz parfaits :

• classique;
• quantique (considère un gaz parfait dans des conditions de température décroissante et de distance croissante entre les molécules) ;
• dans un champ gravitationnel (considère les changements dans les propriétés d'un gaz parfait dans un champ gravitationnel).

Ci-dessous, nous considérerons le gaz parfait classique.

Comment déterminer la pression d'un gaz parfait ?

La dépendance fondamentale de tous les gaz parfaits est exprimée à l'aide de l'équation de Mendeleev-Clapeyron.

PV=(m/M).RT [Formule 1]

• P-pression. Unité de mesure : Pa (Pascal)
• R=8,314 est la constante universelle des gaz. Unité de mesure - (J/mol.K)
• T - température
• V-volume
• m—masse de gaz
• M est la masse molaire du gaz. Unité de mesure - (g/mol).

P = nkT [Formule 2]

La formule 2 montre que la pression d'un gaz parfait dépend de la concentration des molécules et de la température. Si l'on prend en compte les caractéristiques d'un gaz parfait, alors n sera déterminé par la formule :

n = mNа/MV [Formule 3]

• N est le nombre de molécules dans le récipient
• N a - Constante d'Avogadro

En remplaçant la formule 3 par la formule 2, on obtient :

• PV = (m/M)Nа kT [Formule 4]
• k*N a = R [Formule 5]

La constante R est une constante pour une mole de gaz dans l'égalité de Mendeleev-Clapeyron (rappelez-vous : à pression et température constantes, 1 mole de gaz différents occupe le même volume).

Dérivons maintenant l'équation de pression pour un gaz parfait

m/M = ν [Formule 6]

• où ν est la quantité de substance. Unité de mesure : taupe

On obtient l'équation de pression des gaz parfaits, la formule est donnée ci-dessous :

P = νRT/V [Formule 7]

• où P est la pression. Unité de mesure : Pa (Pascal)
• R= 8,314 - constante universelle des gaz. Unité de mesure - (J/mol.K)
• T - température
• V-volume.

Comment la pression d’un gaz parfait va-t-elle changer ?

Après avoir analysé l'égalité 7, nous pouvons voir que la pression d'un gaz parfait est proportionnelle au changement de température et de concentration.

A l'état de gaz parfait, des modifications de tous les paramètres dont il dépend sont possibles, et des modifications de certains d'entre eux sont également possibles. Considérons les situations les plus probables :

• Processus isotherme. Ce processus se caractérise par le fait que la température y sera constante (T = const). Si l’on substitue une température constante dans l’équation 1, nous verrons que la valeur du produit P*V sera également constante.
  • PV = const [Formule 8]

L'égalité 8 montre la relation entre le volume d'un gaz et sa pression à température constante. Cette équation a été découverte expérimentalement au XVIIe siècle par les physiciens Robert Boyle et Edme Mariotte. L'équation a été nommée loi de Boyle-Mariotte en leur honneur.

• Processus isochore. Dans ce processus, le volume, la masse du gaz et sa masse molaire restent constants. V = const, m = const, M = const. Ainsi, nous obtenons la pression d'un gaz parfait. La formule est présentée ci-dessous :
  • P= P 0 AT [Formule 9]
  • Où : P est la pression du gaz à température absolue,
  • P 0 - pression du gaz à une température de 273° K (0° C),
  • A est le coefficient de température de pression. A = (1/273,15) K-1

Cette dépendance a été découverte expérimentalement au XIXème siècle par le physicien Charles. L'équation porte donc le nom de son créateur - la loi de Charles.

Un processus isochore peut être observé si un gaz est chauffé à volume constant.

• Processus isobare. Pour ce procédé, la pression, la masse du gaz et sa masse molaire seront constantes. P = const, m = const, M = const. L'équation du processus isobare a la forme :
  • V/T = const ou V = V 0 AT [Formule 10]
  • où : V 0 est le volume de gaz à une température de 273° K (0° C) ;
  • A = (1/273,15) K-1.

Dans cette formule, le coefficient A agit comme un coefficient de température pour la dilatation volumétrique du gaz.

Cette relation a été découverte au XIXe siècle par le physicien Joseph Gay-Lussac. C'est pourquoi cette égalité porte son nom : la loi de Guy-Lussac.

Si vous prenez un flacon en verre relié à un tube dont le trou est fermé par un liquide et que vous chauffez la structure, vous pourrez observer un processus isobare.

Il convient de noter que l’air à température ambiante possède des propriétés similaires à celles d’un gaz parfait.

Instructions

Trouver pression idéal gaz s'il y a des valeurs vitesse moyenne, la masse d'une molécule et la concentration selon la formule P=⅓nm0v2, où n est la concentration (en grammes ou moles par litre), m0 est la masse d'une molécule.

Calculer pression si tu connais la température gaz et sa concentration en utilisant la formule P=nkT, où k – Constante de Boltzmann(k=1,38·10-23 mol·K-1), T - température sur l'échelle Kelvin absolue.

Trouver pressionà partir de deux versions équivalentes de l'équation de Mendeleïev-Clayperon selon les valeurs connues : P=mRT/MV ou P=νRT/V, où R est la constante universelle des gaz (R=8,31 ​​​​J/mol K), ν - in taupes, V – volume gaz en m3.

Si l'énoncé du problème spécifie la molécule moyenne gaz et sa concentration, trouvez pression en utilisant la formule P=⅔nEк, où Eк est l'énergie cinétique en J.

Trouver pressionà partir des lois des gaz - isochore (V=const) et isotherme (T=const), si donné pression dans l'un des États. À processus isochore le rapport de pression dans deux états est égal au rapport : P1/P2=T1/T2. Dans le deuxième cas, si la température reste valeur constante, produit de la pression gaz par son volume dans le premier état est égal au même produit dans le deuxième état : P1·V1=P2·V2. Exprimez la quantité inconnue.

Lors du calcul de la pression partielle de vapeur, si la température et l'air sont donnés dans l'état, exprimer pression de la formule φ/100=Р1/Р2, où φ/100 est l'humidité relative, Р1 est partielle pression vapeur d'eau, P2 - la valeur maximale de vapeur d'eau à une température donnée. Lors du calcul, utilisez des tableaux de dépendance de la pression de vapeur maximale (pression partielle maximale) sur la température en degrés Celsius.

Conseil utile

Utilisez un baromètre anéroïde ou un baromètre à mercure pour des lectures plus précises si vous devez calculer la pression du gaz au cours d'une expérience ou travail de laboratoire. Pour mesurer la pression du gaz dans un récipient ou une bouteille, utilisez un manomètre conventionnel ou électronique.

Sources:

• Pression et densité de vapeur d'eau saturée en fonction de la température - tableau
• formule de pression du gaz

Le seau tiendra-t-il le coup si vous y versez de l'eau ? Et si vous y versiez un liquide plus lourd ? Pour répondre à cette question, il faut calculer pression, que le liquide exerce sur les parois d'un récipient particulier. Cela est très souvent nécessaire dans la production, par exemple dans la fabrication de réservoirs ou de réservoirs. Il est particulièrement important de calculer la résistance des conteneurs si nous parlons de sur les liquides dangereux.

Tu auras besoin de

• Navire
• Liquide de densité connue
• Connaissance de la loi de Pascal
• Hydromètre ou pycnomètre
• Bécher doseur
• Tableau de correction pour pesée d'air
• Règle

Instructions

Sources:

• Calcul de la pression du liquide sur le fond et les parois d'un récipient

Même avec un petit effort, vous pouvez créer des pression. Il suffit pour cela de concentrer cet effort sur un petit territoire. À l’inverse, si une force importante est répartie uniformément sur une grande surface, pression se révélera relativement faible. Pour savoir exactement lequel, il faudra faire un calcul.

Instructions

Si le problème ne montre pas la force, mais la masse de la charge, calculez la force à l'aide de la formule suivante : F = mg, où F est la force (N), m est la masse (kg), g est l'accélération. chute libre, égal à 9,80665 m/s².

Si les conditions, au lieu de la zone, indiquent les paramètres géométriques de la zone sur laquelle il s'avère pression, calculez d'abord l'aire de cette zone. Par exemple, pour un rectangle : S=ab, où S est l'aire (m²), a est la longueur (m), b est la largeur (m). Pour un cercle : S=πR², où S est l'aire (m²), π est le nombre " pi", 3,1415926535 (valeur sans dimension), R - rayon (m).

Découvrir pression, divisez la force par l'aire : P=F/S, où P - pression(Pa), F - force (n), S - surface (m²).

Lors de la préparation des documents d'accompagnement pour les marchandises destinées à l'exportation, il peut être nécessaire d'exprimer pression en livres par pouce carré (PSI). Dans ce cas, laissez-vous guider par le rapport suivant : 1 PSI = 6894,75729 Pa.