Coefficienti di Van der Waals per l'azoto. Gas reali
Come abbiamo già accennato, a basse temperature e alte pressioni l’equazione di stato di Mendeleev-Clapeyron per un gas ideale non è adatta.
Tenendo conto del volume intrinseco delle molecole e delle forze dell'interazione intermolecolare, il fisico olandese I. van der Waals(1837 – 1923) derivò l’equazione del “gas reale” utilizzando due correzioni per l’equazione di Mendeleev-Clapeyron.
Contabilità del volume intrinseco delle molecole. La presenza di forze repulsive che contrastano la penetrazione di altre molecole nel volume occupato da una molecola porta al fatto che l'effettivo volume libero in cui possono muoversi le molecole di un gas reale sarà pari a Vμ (come nell'equazione di Mendeleev-Clapeyron per una mole di gas), e V = (Vμ-b) , Dove B – correzione per il volume intrinseco delle molecole.
Si può dimostrare che l'emendamento B pari a quattro volte il volume delle molecole. Infatti, se, ad esempio, due molecole si avvicinano tra loro, allora il centro di nessuna di esse non può avvicinarsi al centro dell'altra molecola a una distanza inferiore al diametro D molecole (i gusci delle molecole sono considerati impenetrabili). Ciò significa che il volume sferico del raggio è inaccessibile ai centri di entrambe le molecole D, quelli. un volume pari a otto volte il volume di una molecola o quattro volte il volume di una molecola per molecola.
Contabilità dell'attrazione delle molecole. Poiché a certe distanze tra le molecole agiscono forze attrattive (e, come abbiamo già detto, compaiono prima delle forze repulsive), la loro azione porta alla comparsa di un'azione “aggiuntiva” sulle molecole di un gas “ideale”. Van der Waals chiamò questa pressione pressione “interna”. Utilizzando un modello di gas “reale”, i calcoli hanno mostrato che la pressione “interna” delle molecole è inversamente proporzionale al quadrato del volume molare, cioè:
, (17.6)
Dove UN – la seconda costante di van der Waals (correzione), che caratterizza l’azione delle forze attrattive intermolecolari, Vμ – volume molare del gas.
Introducendo questi emendamenti otteniamo il risultato finale Equazione di van der Waals per una mole di gas :
. (17.7)
Per una quantità arbitraria di sostanza in ν moli di gas (da ν = m/Mμ ) tenendo conto del fatto che V = νVμ , l'equazione di van der Waals assumerà la forma:
, (17.8)
dove sono gli emendamenti UN E B – costanti per ogni singolo gas quantità calcolate a partire da dati sperimentali (nel caso più semplice le equazioni di van der Waals vengono scritte per due stati gassosi noti per esperienza e risolte per le quantità UN E B ).
Poiché nel derivare l’equazione per il gas “reale”, Van der Waals ha apportato una serie di semplificazioni molto significative, quindi essa, come l’equazione di Mendeleev-Clapeyron, è abbastanza quelli vicini equazione che però con l'esperienza concorda meglio (soprattutto per gas poco compressi) dell'equazione di stato di un gas ideale.
Per descrivere in modo più accurato i dati sperimentali per i gas reali, vengono utilizzate equazioni di stato empiriche, molto spesso l'equazione di Kamerlingh-Onnes, che ha la forma:
, (17.9)
che è costruito in modo tale che sia sempre possibile mettere questa equazione in accordo con i dati sperimentali semplicemente introducendo termini aggiuntivi senza cambiare la forma dell'equazione. Probabilità B, C, F sono chiamati viriale coefficienti e sono rappresentati come polinomi disposti in potenze crescenti T-1 :
, (17.10)
e analogamente per i coefficienti C,D,E,F .
Ad alte temperature, l'ultimo termine della (5) può essere omesso, e quindi l'isoterma sarà un'iperbole, i cui asintoti sono isobare R= 0 e isocora V = b .
Studiare le isoterme a qualsiasi valore T moltiplicare l'equazione (4) per V 2 . Dopo aver aperto le parentesi, l'equazione dell'isoterma assumerà la forma (6)
Questa è un'equazione di terzo grado in V, a quale pressione Rè incluso come parametro. Poiché i suoi coefficienti sono reali, l'equazione ha una radice reale o tre radici. Ogni radice sul piano ( V, P) corrisponde al punto in cui l'isobare P = cost attraversa l'isoterma. Nel primo caso, quando c'è una radice e un punto di intersezione. Ciò avverrà, come abbiamo visto, a qualsiasi pressione, se la temperatura è sufficientemente elevata. L'isoterma appare come una curva monotonicamente discendente MN.
A temperature più basse e pressioni adeguate R l'equazione (6) ha tre radici V 1 , V 2 , V 3. In questi casi l'isobara P = cost interseca l'isoterma in tre punti L, C, G(Fig. 1). L'isoterma contiene una sezione ondulata LBCAG. Dapprima scende in modo monotono (sezione D.B.), poi sul sito BA sale monotono e oltre il punto UN cade di nuovo monotono. Ad una temperatura intermedia tre radici V 1 , V 2 , V 3 diventano uguali. Questa temperatura e la corrispondente isoterma vengono chiamate critico. Isoterma critica FKH scende monotonicamente ovunque, tranne che in un punto K, che è il punto di flesso dell'isoterma. In esso la tangente all'isoterma è orizzontale. Punto K chiamato punto critico. Pressione corrispondente Pk, volume Vk e temperatura Grazie chiamato anche critico. Si dice che la sostanza sia presente condizione critica, se il suo volume e la sua pressione (e quindi la temperatura) sono pari al critico.
Per trovare parametri critici Pk, Vk, Grazie Teniamo conto che nel punto critico l'equazione (6) si trasforma nell'equazione (7).
Poiché in questo caso tutte e tre le radici coincidono e sono uguali Vk, l'equazione dovrebbe essere ridotta alla forma (8).
Facendo il cubo e confrontando i coefficienti delle equazioni (7) e (8), otteniamo tre equazioni.
Risolvendoli, troviamo le espressioni per i parametri dello stato critico della materia: (9).
Gli stessi risultati si possono raggiungere rilevando il punto critico Aè il punto di flesso dell'isoterma, la cui tangente è orizzontale, e quindi nel punto Aè necessario rispettare i rapporti.
Risolvendo queste equazioni insieme all'equazione dell'isoterma (4) arriviamo alle formule (9).
Non tutti gli stati della materia compatibili con l'equazione di van der Waals possono essere realizzati nella realtà. Per fare ciò è necessario anche che siano termodinamicamente stabili. Una delle condizioni necessarie per la stabilità termodinamica di una sostanza fisicamente omogenea è l'adempimento della disuguaglianza. Fisicamente significa che con un aumento isotermico della pressione, il volume del corpo deve diminuire. In altre parole, con l'aumento V tutte le isoterme devono scendere monotonicamente. Nel frattempo, al di sotto della temperatura critica sulle isoterme di van der Waals ci sono tratti in aumento del tipo B.C.A.(Fig. 1). I punti che si trovano in tali aree corrispondono a stati della materia instabili, che praticamente non possono essere realizzati. Quando si passa alle isoterme pratiche, queste sezioni devono essere scartate.
Pertanto, l'isoterma reale si divide in due rami E.G.A. E BLD, separati gli uni dagli altri. È naturale supporre che questi due rami corrispondano a diversi stati della materia. Ramo E.A. caratterizzato da valori di volume relativamente grandi o valori di densità bassi, corrisponde a stato gassoso della materia. Al contrario, ramo B.D caratterizzato da volumi relativamente piccoli e, quindi, densità elevate, a cui corrisponde stato liquido della materia. Estendiamo quindi l'equazione di van der Waals alla regione dello stato liquido. In questo modo è possibile ottenere una descrizione qualitativa soddisfacente del fenomeno della transizione del gas in liquido e viceversa.
Prendiamo un gas abbastanza rarefatto a una temperatura inferiore a quella critica. Il suo stato iniziale sul diagramma PV rappresentato da un punto E(Fig. 1). Comprimeremo il gas quasi staticamente, mantenendo la temperatura T costante. Quindi il punto che rappresenta lo stato del gas si sposterà verso l'alto lungo l'isoterma. Si potrebbe pensare che stia raggiungendo una posizione estrema UN, dove l'isoterma si interrompe. In realtà, però, si parte da un certo punto G, la pressione nel sistema smette di aumentare e si divide in due parti fisicamente omogenee, O fasi: gassoso e liquido.
Il processo di compressione isotermica di un tale sistema a due fasi è illustrato dalla sezione G.L. linea orizzontale. Inoltre, durante la compressione, le densità del liquido e del gas rimangono invariate e uguali ai loro valori nei punti l E G rispettivamente. Man mano che la compressione avanza, la quantità di sostanza nella fase gassosa diminuisce continuamente e nella fase liquida aumenta fino a raggiungere il punto L, in cui tutta la materia si trasforma in uno stato liquido.
Andrews studiò sistematicamente l'andamento delle isoterme dell'anidride carbonica (CO 2) a varie temperature e, sulla base di questi studi, introdusse il concetto di temperatura critica. Ha scelto deliberatamente l'anidride carbonica, poiché ha una temperatura critica (31 0 C), solo leggermente superiore alla temperatura ambiente, e una pressione critica relativamente bassa (72,9 atm). Si è scoperto che a temperature superiori a 31 0 C, le isoterme del biossido di carbonio scendono monotonicamente, cioè hanno una forma iperbolica. Al di sotto di questa temperatura compaiono sezioni orizzontali sulle isoterme dell'anidride carbonica, in cui la compressione isotermica del gas porta alla sua condensazione, ma non ad un aumento della pressione. In questo modo è stato stabilito che Per compressione, un gas può essere convertito in un liquido solo quando la sua temperatura è inferiore a una temperatura critica.
In condizioni speciali è possibile realizzare stati rappresentati da sezioni isoterme GA E BL. Questi stati sono chiamati metastabile. Complotto GA raffigura il cosiddetto vapore sovrasaturo, complotto B.L. - liquido surriscaldato. Entrambe le fasi hanno stabilità limitata. Ciascuno di essi può esistere purché non confina con un'altra fase più stabile. Ad esempio, il vapore sovrasaturo diventa saturo se vi vengono introdotte gocce di liquido. Un liquido surriscaldato bolle se entrano bolle d'aria o di vapore.
Equazione di Van der Waals:
dove sono le correzioni costanti UN E B dipendono dalla natura del gas.
Emendamento B tiene conto del volume inaccessibile al movimento delle molecole a causa del volume finito delle molecole stesse e della presenza di interazioni tra di loro. Il valore di b è circa quattro volte il volume delle molecole stesse.
Emendamento UN tiene conto delle forze di reciproca attrazione. Assumendo che la pressione interna di un gas vari proporzionalmente al quadrato della densità o inversamente proporzionale al quadrato del volume specifico del gas, van der Waals la pose pari ad a/J 2, dove a è il coefficiente di proporzionalità.
Espansione delle parentesi sul lato sinistro:
Moltiplicando l'uguaglianza per J 2 e dividendo per R:
L'equazione risultante ha tre radici, cioè per dati parametri p e T, ci sono tre valori della variabile J, che trasformano l'equazione in un'identità.
Consideriamo le isoterme costruite utilizzando l'equazione di van der Waals nel sistema di coordinate р–J.
Primo caso avviene ad alte temperature, quando le isoterme hanno la forma di curve iperboliche (linea 1-2). Ogni pressione corrisponde ad un certo volume specifico (la pressione p a corrisponde al volume specifico J a). In questo caso, il corpo è allo stato gassoso a qualsiasi pressione.
Secondo caso avviene a temperature relativamente basse, quando le isoterme presentano due curve (linea 3-4).
In questo caso tra i punti e ed f esiste una regione in cui ad ogni pressione corrispondono tre valori del volume specifico (la pressione p a corrisponde ai volumi specifici J b, J c e J d), che sono tre valori reali e diverse radici dell'equazione di Van der Vaals.
La sezione 3-b corrisponde alla compressione isotermica del corpo, situato allo stato gassoso e nel punto B sta già cominciando a trasformarsi in uno stato liquido.
Punto D corrisponde allo stato del corpo quando è già completamente liquido, secondo la quale la sezione d-4 rappresenta la compressione isotermica del liquido.
Punto Con corrisponde ad uno stato bifasico intermedio del corpo. La sezione b-f della curva corrisponde allo stato instabile del vapore e la sezione d-e corrisponde allo stato instabile del liquido.
Per quanto riguarda la sezione e-f, non ha alcun significato fisico, poiché in realtà, durante la compressione isotermica, il corpo passa dallo stato gassoso a quello liquido a pressione costante, cioè lungo la linea orizzontale b-d.
Terzo caso avviene ad una certa temperatura per ciascun corpo, quando i punti b e d, avvicinandosi con l'aumento della temperatura, si fondono in un punto k, in cui l'isoterma corrispondente è flessa, e la tangente ad essa in questo punto ha una direzione orizzontale.
Punto Kè detto punto critico, al di sopra del quale è impossibile realizzare la transizione di un gas allo stato liquido mediante compressione isotermica, e i parametri corrispondenti p cr, J cr e T cr sono detti parametri critici.
Analiticamente, le condizioni per lo stato critico di un corpo sono espresse dalle equazioni
Il primo mostra che l'isoterma critica nel punto k ha una tangente orizzontale, il secondo mostra che l'isoterma ha un flesso nel punto k.
Utilizzando queste equazioni insieme all'equazione di stato è possibile determinare i valori dei parametri critici dello stato gassoso.
I parametri critici sono definiti come segue.
Trasformiamo l'equazione di van der Waals:
Distinguiamo:
Definiamo la derivata seconda:
Dividendo la prima equazione per la seconda
e quindi 
, 
Dove 
L'equazione di van der Waals può essere rappresentata in forma adimensionale con sostituzione.
DEFINIZIONE
Collega i parametri termodinamici di base per il gas reale.
A basse pressioni e alte temperature, anche la legge di Mendeleev-Clapeyron descrive in modo abbastanza accurato il comportamento dei gas reali, ma in altre condizioni i gas reali si discostano significativamente dall'ideale. L'equazione di van der Waals tiene conto di queste deviazioni.
Formula dell'equazione di Van der Waals
L'equazione di van der Waals ha la forma:
In questa equazione, n è il numero di moli di gas, p è il suo volume, V è il volume occupato dal gas, T è la temperatura assoluta del gas. La costante universale dei gas ha un valore di 8,31441 J/(mol K), uguale per tutti i gas.
La variabile a è una correzione per la forza di attrazione tra le molecole di gas. Sotto l'influenza di questa forza, le molecole si attraggono tra loro, all'interno del gas, riducendo la pressione sulla parete. La variabile b è una correzione che tiene conto del volume intrinseco occupato dalle molecole di gas. Queste correzioni dipendono dal tipo di gas e possono essere ricavate da tabelle o calcolate utilizzando le seguenti formule:
Qui e sono la pressione e la temperatura assoluta del gas nel punto critico, cioè nel punto di transizione della fase gassosa in quella liquida.
In un gas reale le distanze tra le molecole sono minori rispetto a quelle di un gas ideale e sono paragonabili alle dimensioni delle molecole stesse. Pertanto, le forze di interazione tra le molecole diventano piuttosto grandi. In un volume di gas, una molecola è circondata su tutti i lati da altre molecole e le loro forze attrattive sono bilanciate. Tuttavia, quando la molecola si avvicina alla parete, non è più in equilibrio e viene “tirata” verso l’interno. Pertanto la molecola si muove verso la parete più lentamente, facendo diminuire la pressione sulla parete. Questo è ciò di cui tiene conto l'emendamento A.
Inoltre, a causa delle forze dell'interazione intermolecolare, i gas reali sono in grado di passare allo stato liquido e l'equazione di van der Waals descrive in modo abbastanza accurato il comportamento dei gas vicino a questa transizione.
Poiché in un gas reale la distanza tra le molecole è relativamente piccola, una molecola deve percorrere una distanza più breve per colpire la parete. Pertanto, a pressioni molto elevate, la pressione sulla parete aumenta e la correzione b ne tiene conto.
L'equazione di van der Waals viene utilizzata, in particolare, per determinare i parametri del vapore nell'ingegneria termica e nell'ingegneria del riscaldamento e nello studio della liquefazione del gas.
Esempi di risoluzione dei problemi
ESEMPIO 1
| Esercizio | Che temperatura hanno 2 grammi di azoto che occupano un volume di 800 cm3 ad una pressione di 0,2 MPa, se considerati come un gas reale? |
| Soluzione | Per comodità trasformiamo i valori delle quantità nel sistema SI: 800 cm3 = 0,0008 m3; 0,2 MPa = 2 10 5 Pa. Valori della tabella delle correzioni a e b per l'azoto: a = 0,136 Pam6/mol2; b = 3,85 10 -5 m 3 /mol. Determiniamo quante moli sono contenute in 4 g. Teniamo presente che l'idrogeno è un gas biatomico, quindi la sua massa molecolare M è la somma di due masse atomiche dell'idrogeno A. 0,071 moli. Esprimiamo la temperatura dall'equazione di van der Waals: |
| Risposta |
ESEMPIO 2
| Esercizio | Calcolare le correzioni a e b nell'equazione di van der Waals per l'azoto se sono note la temperatura critica T cr = 126 K e la pressione critica p cr = 3,39 MPa. |
| Soluzione | Moltiplicando l'equazione di van der Waals per e dividendo per p, otteniamo un'equazione cubica per il volume: Questa equazione ha tre radici. Nel punto di flesso mostrato in figura, tutte queste radici sono reali e uguali tra loro. Il punto di flesso è il punto critico in cui la fase gassosa passa alla fase liquida. Per trovare i parametri critici utilizziamo le proprietà del punto di flesso: il primo e le equazioni vanno a zero.
Risolviamo queste equazioni per volume e temperatura e otteniamo i parametri critici: Esprimendo la pressione dall'equazione di van der Waals e scrivendo questa equazione per i parametri critici, otteniamo:
Sostituiamo in questa equazione e dopo aver risolto otteniamo: |
Le leggi dei gas discusse nelle sezioni precedenti sono rigorosamente soddisfatte solo per i gas ideali, che non condensano quando vengono raffreddati alla temperatura dello zero assoluto.
Le proprietà della maggior parte dei gas sono vicine a quelle di un gas ideale quando si trovano a temperature sufficientemente lontane dal punto di condensazione, cioè quando non c'è interazione tra le molecole e quando il volume intrinseco delle molecole del gas è piccolo rispetto al volume del gas.
In prossimità del punto di condensazione (ad alta pressione e bassa temperatura), le proprietà dei gas differiscono notevolmente dalle proprietà di un gas ideale. In questi casi si parla di gas veri e propri.
Equazione di stato per 1 mole di gas ideale ( Vm- volume molare) cambia nel caso dei gas reali.
Per i gas reali è necessario tenere conto del volume intrinseco delle molecole. La presenza di forze repulsive che contrastano la penetrazione di altre molecole nel volume occupato da una molecola fa sì che l'effettivo volume libero in cui possono muoversi le molecole di un gas reale non Vm, UN Vm - B, B- il volume occupato dalle molecole stesse. Volume B pari a quattro volte il volume intrinseco delle molecole.
L'azione delle forze attrattive del gas porta alla comparsa di una pressione aggiuntiva sul gas, chiamata pressione interna. Secondo i calcoli di van der Waals, la pressione interna è inversamente proporzionale al quadrato del volume molare, cioè
Dove UN- costante di van der Waals, che caratterizza le forze di attrazione intermolecolare.
Introducendo correzioni nell'equazione del gas ideale, otteniamo l'equazione di van der Waals per 1 mole di gas
Considerando ciò, otteniamo l'equazione per una quantità arbitraria di sostanza:
Emendamenti di Van der Waals ( UN E B) sono quantità costanti per ciascun gas. Per determinarli, vengono scritte equazioni per due stati del gas noti per esperienza e risolti UN E B.
L’equazione (9.45) può essere scritta come:
Per scontato P E Tè un'equazione di terzo grado rispetto a Vm, quindi, può avere tre radici reali, oppure una radice reale e due immaginarie, e solo le radici reali positive hanno un significato fisico.
Le isoterme di Van der Waals sono curve della dipendenza di p da V m a una data T, determinate dall'equazione di van der Waals per una mole di gas.
Ad una certa temperatura Grazie - temperatura critica- sull'isoterma (Fig. 9.11) esiste un solo punto di flesso (in questo punto la tangente ad essa è parallela all'asse delle ascisse). Punto K - punto critico, corrispondente a questo punto il volume Vk e pressione pk chiamato anche critico. Isoterma a Grazie chiamato isoterma critica.
Ad alta temperatura ( T > T k) l'isoterma di un gas reale differisce dall'isoterma di un gas ideale solo per qualche distorsione della sua forma, rimanendo una curva monotonicamente decrescente. A bassa temperatura ( T
Isoterme a bassa temperatura ( T< T k ) ad un valore di pressione, ad esempio, pag 1 corrisponde a tre valori di volume V 1 , V 2 e V 3, e a T > T k— un valore di volume. Nel punto critico, tutti e tre i volumi (tre radici) coincidono e sono uguali Vk.
Considera l'isoterma a T< T k nella fig. 9.12.
Riso. 9.12Fig. 9.13
Nelle sezioni 1-3 e 5-7 con diminuzione del volume Vm pressione P aumenta. Nella sezione 3-5, la compressione della sostanza porta ad una diminuzione della pressione; la pratica dimostra che tali stati non si verificano in natura. La presenza della sezione 3-5 significa che con un graduale cambiamento di volume, la sostanza non può rimanere sempre sotto forma di mezzo omogeneo; Ad un certo punto deve verificarsi un brusco cambiamento di stato e la decomposizione della sostanza in due fasi. Pertanto, la vera isoterma appare come una linea spezzata 7-6-2-1. La parte 7-6 corrisponde allo stato gassoso e la parte 2-1 corrisponde allo stato liquido. Negli stati corrispondenti alla sezione orizzontale dell'isoterma 6-2, si osserva l'equilibrio tra le fasi liquida e gassosa della sostanza.
Se tracciamo una linea che passa attraverso i punti estremi delle sezioni orizzontali della famiglia delle isoterme, otterremo una curva a campana (Fig. 9.13), che limita la regione degli stati della materia a due fasi. Questa curva e l'isoterma critica dividono il diagramma P,Vm sotto l'isoterma in tre regioni: sotto la curva a campana c'è una regione di stati bifasici (liquido e vapore saturo), a sinistra c'è la regione dello stato liquido e a destra c'è la regione paio. Vapore- una sostanza allo stato gassoso a una temperatura inferiore a quella critica. Vapore saturo- vapore in equilibrio con il suo liquido.
Problemi per i capitoli 8, 9
1. Consideriamo il modello di un gas ideale racchiuso in un recipiente. Sopravvalutato o sottostimato rispetto al gas reale (per dato V E T) valori: a) energia interna; b) pressione del gas sulla parete del recipiente?
2. L'energia interna di un certo gas è 55 MJ, di cui l'energia del movimento rotatorio rappresenta 22 MJ. Quanti atomi ci sono in una molecola di questo gas?
3. Le molecole di quale dei gas elencati che compongono l'aria in uno stato di equilibrio hanno la velocità aritmetica media più alta? 1)N2; 2) 02; 3) H2; 4) CO2.
4. Un gas con una massa costante viene trasferito da uno stato di equilibrio a un altro. La distribuzione delle molecole in base alla velocità cambia: a) la posizione del massimo della curva di Maxwell; b) area sotto questa curva?
5. Il volume del gas aumenta e la temperatura diminuisce. Come cambia la pressione? La massa è costante.
6. Durante l'espansione adiabatica di un gas, il suo volume cambia da V 1 a V 2. Confronta i rapporti di pressione ( P 1 /p2), se il gas è: a) monoatomico; b) biatomico.
7. Un pallone con un guscio ermetico elastico si solleva nell'atmosfera. La temperatura e la pressione atmosferica diminuiscono con l'altitudine. La forza di sollevamento di un pallone dipende da: a) pressione dell'aria; b) sulla temperatura?
8. La figura mostra gli adiabati per due gas H 2 e Ar. Indicare quali grafici corrispondono a H 2. 1)I,III; 2)I,IV; 3)II,III; 4)II,IV.
9. Confronta il lavoro di espansione del gas durante una variazione isotermica di volume da 1 a 2 m 3 e da 2 a 4 m 3.
10. Un gas, espandendosi, passa dallo stesso stato del volume V 1 a volume V 2: a) isobarico; b) adiabaticamente; c) isotermico. In quali processi il gas svolge meno e più lavoro?
11. Quale dei seguenti gas a temperatura ambiente ha il calore specifico più elevato?
1) O2; 2) H2; 3) Lui; 4) Ne; 5) Io 2.
12. Come cambia l'energia interna di un gas durante i processi di espansione: a) isobarico; b) in adiabatico?
13. Viene fornito un gas sconosciuto. È possibile scoprire di che tipo di gas si tratta se viene fornito:
UN) P, V, T, M; B) P, T, R; c) g, CV? La teoria classica delle capacità termiche è applicabile al gas.
14. Determinare i segni della capacità termica molare del gas ( M=const, le molecole di gas sono rigide) in un processo per il quale T2V= cost, se il gas è: a) monoatomico; b) biatomico.
15. Passiamo dal modello dei gas ideali a un modello che tiene conto delle forze di attrazione tra le molecole. Come cambiano le capacità termiche molari? CV E C pag per dato V E T?
16. Contiene gas ideale N le molecole si espandono a temperatura costante. Secondo quale legge aumenta il numero dei microstati gassosi? w? 1) w~V; 2) w~V N; 3) w~ln V; 4) non è indicato il rapporto corretto.
