Plyny
Plyny
- nemají stálý objem ani tvar- molekuly se pohybují velkou rychlostí a narážejí do sebe
- zabývá se tím kinetická teorie plynů
- chování různých plynů je podobné- vytvoření ideálního plynu
Ideální plyn – IP
- dokonale stlačitelný až na nulový objem
- nepůsobí na sebe žádnými silami, bez vnitřního tření
- částice jsou dokonale pružné
- nedá se zkapalnit
- molekuly jsou hmotné body zanedbatelných rozměrů
Reálné plyny se ideálním plynům mohou pouze blížit za nízkých tlaků a vysokých teplot, je tím zabráněno působením přitažlivých sil.
Stavová rovnice IP
- obecná stavová rovnice: p.V = n.R.T
- stavová rovnice IP pro 1 mol: p.Vm = R.T
- p - tlak v Pa
- V - objem v m3
- Vm – objem 1 molu ( molární objem)
- n – látkové množství v molech
- T – termodynamická teplota v K
- R – molární plynová konstanta v J.K-1.mol-1 R = 8,314 J.K-1.mol-1
- R se vypočte dosazením do stavové rovnice normálního tlaku, teploty a molárního objemu: p = 101325Pa, T = 273,15K, Vm =22,41 .10-3 m3 .mol-1,
n = 1mol
Jednoduché děje s IP ( stavové děje)
- při dějích s plynem nemusí docházet součastně ke změnám všech veličin, pokud jedna stavová veličina zůstává konstantní, tak se jedná o jednoduché stavové změny
a) izotermický děj T = konstantní
p.V = n.R.T
p.V = konst.
p1.V1 = p2.V2 Boyleův zákon
b) izobarický děj p = konstantní
c) izochorický děj V = konstantní
- pokud se mění všechny 3 stavové veličiny, stavová rovnice IP přejde na tvar:
Vlastnosti reálného plynu
- se IP více či méně podobají záleží na podmínkách
- nejmenší odchylky: vysoká teplota, nízký tlak
- největší odchylky: v blízkosti teplot varu, v oblasti zkapalňování
- dají se zkapalnit
- molekuly mají určité rozměry - nedají se stlačit na nulový objem
- mezi molekulami působí přitažlivé a odpudivé síly
- chování RP popisuje Van der Waalsova rovnice :
1. Kohezní tlak – je korekcí na přitažlivé mezimolekulové síly
- molekuly u stěn nádoby jsou přitahovány směrem dovnitř - pozorovaný tlak je menší - musíme počítat tzv. kohezní tlak
2. Korekce na vlastní objem molekul – je korekcí na odpudivé síly, proto odečítáme
a,b – jsou Van der Waalsovy konstanty, jsou závislé na druhu plynu
Zkapalňování plynů
- reálné plyny je možno převést do kapalného stavu zvyšováním tlaku a snižováním teploty- kritická teplota – nad touto teplotou nelze plyny zkapalnit, ani sebevětším tlakem
- je charakteristická pro každý plyn, najdeme ji v tabulkách
- pro orientační výpočet se používá Gulbergovo pravidlo:
TK = 1,67.TV
- kritický stav látky – je to stav, při kterém má látka pK, TK, VK
- podmínka zkapalňování plynu – ochlazení plynu pod kritickou teplotu
- čím je teplota plynu nižší tím ke zkapalnění potřebujeme nižší tlak
- Zkapalňování vody (g) tK =374°C t = 100°C - 101,3kPa
t = 0°C - 0,611kPa
- při stlačování plynu ( teplota je konstantní), snižujeme objem, zvětšuje se tlak
- po dosažení určitého tlaku – kondenzačního tlaku,zůstává tlak konstantní a vzniká průběžně kapalina
- po skončení přeměny plynu na kapalinu dochází k prudkému nárůstu tlaku, protože kapaliny jsou nestlačitelné
Jouleův – Thomsonův efekt
- expanze plynu z prostoru o vyšším tlaku do prostoru o nižším tlaku- při expanzi dochází ke změně teploty expandujícího plynu
- provedení: plyn proudí z prostoru o vyšším tlaku do prostoru o nižším tlaku přes škrtící ventil, např.: hasící přístroj naplněný CO2
- uvolněním ventilu dochází k ochlazení až na pevný CO2
- to, zda při expanzi dojde k ochlazení nebo ohřátí plynu závisí na výchozí teplotě plynu T1 < Ti - T1 > T2 T1 = Ti - T1 = T2 T1 > Ti - T1 < T2
- u běžných plynů je inverzní teplota Ti poměrně vysoká - po expanzi dojde k ochlazení plynu
- vyjímku tvoří H a He,mají velmi nízké inverzní teploty Ti(H)=-80°C;Ti(He)=-223
- chceme-li využít Jouleova – Thomsnova efektu k ochlazení plynu (H;He), musíme je nejdříve ochladit pod inverzní teplotu jiným způsobem
- inverzní teplota se dá vypočítat: Ti = 2a/R.b
- a,b – Van der Waalsovy konstanty
- Jouleova - Thomsnova efektu se využívá při zkapalňování plynu
Joul – Thomsnovým efektem ochladíme plyn a pak nastane komprese (zkapalnění)
Zones.sk – Najväčší študentský portál