Rozważmy pewne zjawiska, które eksperymentalnie potwierdzają główne postanowienia i wnioski teorii kinetyki molekularnej.

1. Ruchy Browna. Szkocki botanik R. Brown (1773-1858), obserwując pod mikroskopem zawiesinę pyłku kwiatowego w wodzie, odkrył, że cząstki pyłku poruszają się ożywione i losowe, czasem obracając się, czasem przemieszczając się z miejsca na miejsce, niczym drobinki kurzu w promień słońca. Następnie okazało się, że tak złożony ruch zygzakowaty jest charakterystyczny dla wszelkich małych cząstek (1 µm) zawieszonych w gazie lub cieczy. Intensywność tego ruchu, tzw Browniana, wzrasta wraz ze wzrostem temperatury ośrodka, wraz ze spadkiem lepkości i wielkości cząstek (niezależnie od ich charakteru chemicznego). Przyczyna ruchów Browna przez długi czas pozostawała niejasna. Zaledwie 80 lat po odkryciu tego efektu podano wyjaśnienie: Ruch Browna zawieszone cząstki powstają w wyniku uderzeń cząsteczek ośrodka, w którym cząstki są zawieszone. Ponieważ cząsteczki poruszają się chaotycznie, cząstki Browna otrzymują wstrząsy z różnych kierunków, dlatego poruszają się w tak dziwaczny sposób. Tym samym ruchy Browna potwierdzają wnioski teorii kinetyki molekularnej dotyczące chaotycznego ruchu termicznego atomów i cząsteczek.

2. Eksperyment Sterna. Pierwszego eksperymentalnego określenia prędkości cząsteczek dokonał niemiecki fizyk O. Stern (1888-1970). Jego eksperymenty umożliwiły także oszacowanie rozkładu prędkości cząsteczek. Schemat instalacji Sterna pokazano na ryc. 70. Drut platynowy pokryty warstwą srebra jest rozciągnięty wzdłuż osi wewnętrznego cylindra ze szczeliną, która jest podgrzewana prądem podczas usuwania powietrza. Po podgrzaniu srebro odparowuje. Atomy srebra przelatując przez szczelinę opadają na wewnętrzną powierzchnię drugiego cylindra dając obraz szczeliny O.

Jeśli urządzenie obróci się wokół wspólnej osi cylindrów, wówczas atomy srebra nie osiądą na szczelinie, ale odsuną się od punktu O na pewną odległość s. Obraz szczeliny wydaje się niewyraźny. Badając grubość osadzonej warstwy, można oszacować rozkład prędkości cząsteczek, który odpowiada rozkładowi Maxwella.

Znając promienie cylindrów, ich prędkość kątową obrotu, a także mierząc s, można obliczyć prędkość ruchu atomów srebra w danej temperaturze drutu. Wyniki eksperymentów wykazały, że średnia prędkość atomów srebra jest zbliżona do tej, która wynika z Maxwellowskiego rozkładu prędkości cząsteczek.

3. Doświadczenie Lammerta. Eksperyment ten pozwala nam dokładniej określić prawo rozkładu prędkości molekularnej. Schemat instalacji próżniowej pokazano na ryc. 71. Wiązka molekularna utworzona przez źródło przechodząca przez szczelinę wchodzi do odbiornika. Pomiędzy źródłem a odbiornikiem umieszczono dwa dyski ze szczelinami, zamontowane na wspólnej osi. W przypadku dysków stacjonarnych cząsteczki docierają do odbiornika, przechodząc przez szczeliny w obu dyskach

dyski. Jeśli oś zostanie obrócona, wówczas do odbiornika dotrą tylko te cząsteczki, które przeszły przez szczelinę w pierwszym dysku i spędziły czas równy lub wielokrotność czasu obrotu dysku, aby podróżować między dyskami. Inne cząsteczki są zatrzymywane na drugim dysku. Zmieniając prędkość kątową obrotu dysków i mierząc liczbę cząsteczek wchodzących do odbiornika, można określić prawo rozkładu prędkości molekularnych. Eksperyment ten potwierdził również ważność Maxwellowskiego rozkładu prędkości cząsteczek.

4. Doświadczalne wyznaczanie stałej Avogadra. Korzystając z idei rozkładu cząsteczek według wysokości (patrz wzór (45.4)), francuski naukowiec J. Perrin (1870-1942) eksperymentalnie wyznaczył stałą Avogadro. Badając ruchy Browna pod mikroskopem, doszedł do przekonania, że ​​cząstki Browna mają taką samą wysokość jak cząsteczki gazu w polu grawitacyjnym. Stosując do nich rozkład Boltzmanna, możemy napisać

Gdzie M- masa cząstek, M 1 - masa wypartej przez nią cieczy: m= 4 / 3 r 3 , m 1 = 4 / 3 r 3  1 (R - promień cząstki,  - gęstość cząstki,  1 - gęstość cieczy).

Jeżeli n 1 i n 2 to stężenia cząstek na poziomach H 1 I H 2, za k=R/N A , To

Oznaczający N a otrzymana z prac J. Perrina odpowiadała wartościom uzyskanym w innych eksperymentach, co potwierdza możliwość zastosowania rozkładu (45,4) do cząstek Browna.

Teoria kinetyki molekularnej jest uzasadniona.Przedstawmy niektóre dowody losowego chaotycznego ruchu cząsteczek: i chęć zajęcia przez gaz całej dostarczonej mu objętości, rozprzestrzenianie się cuchnącego gazu w całym pomieszczeniu; b Ruchy Browna to przypadkowy ruch najmniejszych cząstek substancji widocznych pod mikroskopem, które są w niej zawieszone i nierozpuszczalne. Dyfuzja objawia się we wszystkich ciałach w gazach, cieczach i ciała stałe ale w różnym stopniu. Dyfuzję w gazach można zaobserwować, jeśli naczynie z zapachem...


Udostępnij swoją pracę w sieciach społecznościowych

Jeśli ta praca Ci nie odpowiada, na dole strony znajduje się lista podobnych prac. Możesz także skorzystać z przycisku wyszukiwania


EKSPERYMENTALNE UZASADNIENIE TEORII KINETYKI MOLEKULARNEJ

Zgodnie z teorią kinetyki molekularnej wszystkie substancje składają się z drobnych cząstek - cząsteczek. Cząsteczki są w ciągłym ruchu i oddziałują ze sobą. Cząsteczka to najmniejsza cząsteczka substancji, która ma swoją właściwości chemiczne. Cząsteczki składają się z większej liczby proste cząstki- atomy pierwiastków chemicznych. Cząsteczki różne substancje mają różny skład atomowy.

Cząsteczki mają energię kinetyczną Mój przyjaciel i jednocześnie energię potencjalną oddziaływania E pot . W stanie gazowym E kin > E pot . W stanie ciekłym i stałym energia kinetyczna cząstek jest porównywalna z energią ich oddziaływania.

Trzy główne punkty teoria kinetyki molekularnej:

1. Wszystkie substancje składają się z cząsteczek, tj. mają dyskretną strukturę, cząsteczki są oddzielone spacjami.

2. Cząsteczki znajdują się w ciągłym, losowym (chaotycznym) ruchu.

3. Pomiędzy cząsteczkami ciała zachodzą siły interakcji.

Teoria kinetyki molekularnej jest uzasadniona

Oto niektóre dowody losowego (chaotycznego) ruchu cząsteczek:

a) chęć zajęcia przez gaz całej dostarczonej mu objętości (rozprzestrzenianie się cuchnącego gazu w pomieszczeniu);

b) Ruchy Browna - przypadkowy ruch najmniejszych cząstek substancji widocznych pod mikroskopem, zawieszonych w niej i nierozpuszczalnych. Ruch ten następuje pod wpływem przypadkowych uderzeń cząsteczek otaczających ciecz, które znajdują się w ciągłym, chaotycznym ruchu;

c) dyfuzja - wzajemne przenikanie cząsteczek stykających się substancji. Podczas dyfuzji cząsteczki jednego ciała, będąc w ciągłym ruchu, wnikają w szczeliny pomiędzy stykającymi się z nim cząsteczkami drugiego ciała i rozprzestrzeniają się między nimi. Dyfuzja zachodzi we wszystkich ciałach – gazach, cieczach i ciałach stałych – ale w różnym stopniu.

1. Dyfuzja.

Dyfuzję w gazach można zaobserwować, jeśli w pomieszczeniu zamkniętym zostanie otwarty pojemnik z cuchnącym gazem. Po pewnym czasie gaz rozprzestrzeni się po całym pomieszczeniu.

Dyfuzja w cieczach zachodzi znacznie wolniej niż w gazach. Na przykład do szklanki wlej roztwór siarczanu miedzi, a następnie bardzo ostrożnie dodaj warstwę wody i pozostaw szklankę w pomieszczeniu o stałej temperaturze i tam, gdzie nie jest narażona na wstrząsy. Po pewnym czasie zaobserwujemy zanik ostrej granicy pomiędzy witriolem i wodą, a już po kilku dniach ciecze będą się mieszały, mimo że gęstość witriolu jest większa od gęstości wody. Rozprzestrzenia się również woda z alkoholem i innymi płynami.

Dyfuzja w ciałach stałych zachodzi jeszcze wolniej niż w cieczach (od kilku godzin do kilku lat). Można to zaobserwować tylko w dobrze wypolerowanych ciałach, gdy odległości między powierzchniami wypolerowanych ciał są bliskie odległości między cząsteczkami (10-8 cm). W tym przypadku szybkość dyfuzji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury i ciśnienia.

Dowody oddziaływania siłowego cząsteczek:

a) deformacja ciał pod wpływem siły;

b) utrwalanie kształtu przez ciała stałe;

c) napięcie powierzchniowe cieczy i w konsekwencji zjawisko zwilżania i kapilarności.

Pomiędzy cząsteczkami występują jednocześnie siły przyciągające i odpychające (ryc. 1). Przy małych odległościach między cząsteczkami przeważają siły odpychające. Wraz ze wzrostem odległości r między cząsteczkami zmniejszają się zarówno siły przyciągające, jak i odpychające, a siły odpychające zmniejszają się szybciej. Zatem dla pewnej wartości r 0 (odległość między cząsteczkami) siły przyciągające i odpychające są wzajemnie równoważone.

Ryż. 1. Siły przyciągające i odpychające.

Jeśli zgodzimy się przypisać siłom odpychającym znak dodatni, a siłom przyciągającym znak ujemny i wykonamy algebraiczne dodanie sił odpychających i przyciągających, otrzymamy wykres pokazany na rysunku 2.

Ryż. 2. Algebraiczne dodawanie sił odpychających i przyciągających.

Ryż. 3. Zależność energii potencjalnej oddziaływania cząsteczek od odległości między nimi.

Rysunek 3 przedstawia wykres energii potencjalnej oddziaływania między cząsteczkami w zależności od odległości między nimi. Odległość r 0 pomiędzy cząsteczkami odpowiada minimum ich energii potencjalnej (ryc. 3). Aby zmienić odległość między cząsteczkami w tym czy innym kierunku, należy włożyć pracę przeciwko przeważającym siłom przyciągania lub odpychania. Na krótszych dystansach (ryc. 2) krzywa gwałtownie wznosi się; obszar ten odpowiada silnemu odpychaniu cząsteczek (spowodowanemu głównie odpychaniem kulombowskim zbliżających się jąder). Na dużych odległościach cząsteczki przyciągają się.

Odległość r 0 odpowiada stabilnej równowadze wzajemnego położenia cząsteczek. Z ryciny 2 jasno wynika, że ​​gdy odległość między cząsteczkami wzrasta, przeważające siły przyciągania przywracają położenie równowagi, a gdy odległość między nimi maleje, równowagę przywracają przeważające siły odpychania.

Nowoczesne eksperymentalne metody fizyki (analiza dyfrakcji rentgenowskiej, obserwacje z wykorzystaniem mikroskop elektronowy i inne) umożliwiły obserwację mikrostruktury substancji.

2. Liczba Avogadra.

Liczba gramów substancji równa masie cząsteczkowej tej substancji nazywana jest cząsteczką grama lub molem. Na przykład 2 g wodoru stanowi gram cząsteczkę wodoru; Na gram cząsteczkę tlenu przypada 32 g tlenu. Masę jednego mola substancji nazywa się masą molową tej substancji.

Oznaczony przez M. Dla wodoru ; dla tlenu ; dla azotu itp.

Liczba cząsteczek zawartych w jednym molu różne substancje jest taka sama i nazywa się liczbą Avogadra (N A).

Liczba Avogadra jest niezwykle wysoka. Aby poczuć jego ogrom, wyobraźcie sobie, że do Morza Czarnego wrzucono liczbę główek szpilek (każda o średnicy około 1 mm) równą liczbie Avogadra. W tym przypadku okazałoby się, że w Morzu Czarnym nie ma już miejsca na wodę: byłoby ono nie tylko wypełnione po brzegi, ale też dużym nadmiarem tych łebków od szpilek. Przy tej samej liczbie główek szpilek możliwe byłoby pokrycie powierzchni równej np. terytorium Francji warstwą o grubości około 1 km. I tak ogromna liczba pojedynczych cząsteczek zawarta jest w zaledwie 18 g wody; w 2 g wodoru itp.

Ustalono, że w 1 cm 3 dowolny gaz w normalnych warunkach (tj. w temperaturze 0 0 C i ciśnienie 760 mm. rt. Art.) zawiera 2.710 19 cząsteczek.

Jeśli weźmiemy liczbę cegieł równą tej liczbie, to cegły te, ściśle upakowane, pokryłyby powierzchnię całego lądu Ziemi warstwą o wysokości 120 m. Kinetyczna teoria gazów pozwala nam obliczyć tylko swobodną droga cząsteczki gazu (tj. średnia odległość przebyta przez cząsteczkę od zderzenia do zderzenia z innymi cząsteczkami) i średnica cząsteczki.

Przedstawiamy niektóre wyniki tych obliczeń.

Substancja

Dowolna długość ścieżki

przy 760 mmHg.

Średnica cząsteczki

Wodór H2

1.12310 -5cm

2,310 -8 cm

Tlen O2

0,64710 -5 cm

2,910 -8 cm

Azot N2

0,59910 -5 cm

3,110 -8 cm

Średnice poszczególnych cząsteczek są małymi ilościami. Przy milionowym powiększeniu cząsteczki w tej książce miałyby wielkość kropki. Oznaczmy przez m masę gazu (dowolnej substancji). Następnie postawapodaje liczbę moli gazu.

Liczbę cząsteczek gazu n można wyrazić:

(1).

Liczba cząsteczek na jednostkę objętości n 0 będzie równe:

(2) , gdzie: V jest objętością gazu.

Masa jednej cząsteczki m 0 można określić ze wzoru:

(3) .

Względna masa cząsteczkowa m wzgl nazywa się ilością równy stosunkowi bezwzględna masa cząsteczkowa m 0 do 1/12 masy atomu węgla m ok.

(4), gdzie m oc = 210 -26 kg.

3. Równanie gazu doskonałego i izoprocesy.

Korzystając z równania stanu gazu doskonałego, można badać procesy, w których masa gazu i jeden z trzech parametrów - ciśnienie, objętość lub temperatura - pozostają niezmienione. Zależności ilościowe między dwoma parametrami gazu ze stałą wartością trzeciego parametru nazywane są prawami gazowymi.

Procesy zachodzące ze stałą wartością jednego z parametrów nazywane są izoprocesami (od greckiego „isos” - równy). To prawda, że ​​​​w rzeczywistości żaden proces nie może wystąpić ze ściśle ustaloną wartością dowolnego parametru. Zawsze istnieją pewne wpływy, które naruszają stałość temperatury, ciśnienia lub objętości. Tylko w warunkach laboratoryjnych możliwe jest utrzymanie stałości tego czy innego parametru z dobrą dokładnością, ale w istniejących urządzeniach technicznych i w przyrodzie jest to praktycznie niemożliwe.

Izoproces to wyidealizowany model rzeczywistego procesu, który jedynie w przybliżeniu odzwierciedla rzeczywistość.

Proces zmiany stanu układu termodynamicznego ciał makroskopowych w stałej temperaturze nazywa się izotermicznym.

Aby utrzymać stałą temperaturę gazu, konieczna jest wymiana ciepła z dużym systemem – termostatem. W przeciwnym razie podczas sprężania lub rozprężania temperatura gazu ulegnie zmianie. Może służyć jako termostat powietrze atmosferyczne, jeżeli w całym procesie jego temperatura nie zmienia się zauważalnie.

Zgodnie z równaniem stanu gazu doskonałego w dowolnym stanie z stała temperatura iloczyn ciśnienia gazu i jego objętości pozostaje stały: pV=const przy T=const. Dla gazu o danej masie iloczyn ciśnienia gazu i jego objętości jest stały, jeśli temperatura gazu się nie zmienia.

Prawo to odkrył eksperymentalnie angielski naukowiec R. Bouler (1627 - 1691), a nieco później francuski naukowiec E. Mariotte (1620 -1684). Dlatego nazywa się to prawem Boyle’a-Mariotte’a.

Prawo Boyle'a-Mariotte'a obowiązuje dla dowolnych gazów, a także ich mieszanin, na przykład dla powietrza. Dopiero przy ciśnieniach kilkaset razy większych od ciśnienia atmosferycznego odchylenie od tego prawa staje się znaczące.

Zależność ciśnienia gazu od objętości w stałej temperaturze obrazuje graficznie krzywa zwana izotermą. Izoterma gazu przedstawia odwrotną zależność pomiędzy ciśnieniem i objętością. W matematyce krzywa tego rodzaju nazywa się hiperbolą.

Różne stałe temperatury odpowiadają różnym izotermom. Wraz ze wzrostem temperatury ciśnienie zgodnie z równaniem stanu wzrasta, jeśli V=const. Zatem izoterma odpowiadająca wyższej temperaturze T 2 , leży powyżej izotermy odpowiadającej niższej temperaturze T 1 .

Proces izotermiczny można w przybliżeniu uznać za proces powolnego sprężania powietrza podczas rozprężania gazu pod tłokiem pompy podczas wypompowywania go ze zbiornika. To prawda, że ​​temperatura gazu się zmienia, lecz w pierwszym przybliżeniu zmianę tę można pominąć

Proces zmiany stanu układu termodynamicznego przy stałym ciśnieniu nazywa się izobarycznym (od greckiego „baros” - ciężar, ciężkość).

Zgodnie z równaniem w dowolnym stanie gazu przy stałym ciśnieniu stosunek objętości gazu do jego temperatury pozostaje stały: =const przy p=const.

Dla gazu o danej masie stosunek objętości do temperatury jest stały, jeśli ciśnienie gazu się nie zmienia.

Prawo to zostało ustalone eksperymentalnie w 1802 roku przez francuskiego naukowca J. Gay-Lussaca (1778 - 1850) i nazywane jest prawem Gay-Lussaca.

Zgodnie z równaniem objętość gazu zależy liniowo od temperatury przy stałym ciśnieniu: V=const T.

Zależność ta jest graficznie reprezentowana przez linię prostą zwaną izobarą. Różne ciśnienia odpowiadają różnym izobarom. Wraz ze wzrostem ciśnienia objętość gazu w stałej temperaturze maleje zgodnie z prawem Boyle'a-Mariotte'a. Dlatego izobar odpowiadający wyższemu ciśnieniu p 2 , leży poniżej izobary odpowiadającej dolnemu ciśnieniu p 1 .

W pobliżu niskie temperatury wszystkie izobary gazu doskonałego zbiegają się w punkcie T=0. Nie oznacza to jednak, że objętość prawdziwego gazu faktycznie zanika. Wszystkie gazy zamieniają się w ciecz po silnym ochłodzeniu, a równania stanu nie mają zastosowania do cieczy.

Proces zmiany stanu układu termodynamicznego przy stałej objętości nazywa się izochorycznym (od greckiego „horema” - pojemność).

Z równania stanu wynika, że ​​w dowolnym stanie gazu o stałej objętości stosunek ciśnienia gazu do jego temperatury pozostaje niezmienny: =const przy V=const.

Dla gazu o danej masie stosunek ciśnienia do temperatury jest stały, jeśli objętość się nie zmienia.

To prawo gazowe zostało ustanowione w 1787 roku przez francuskiego fizyka J. Charlesa (1746 - 1823) i nazywane jest prawem Charlesa. Zgodnie z równaniem:

Stała przy V=stałe ciśnienie gazu zależy liniowo od temperatury przy stałej objętości: p=stała T.

Zależność tę obrazuje linia prosta zwana izochorą.

Różne izochory odpowiadają różnym objętościom. Wraz ze wzrostem objętości gazu w stałej temperaturze jego ciśnienie maleje zgodnie z prawem Boyle'a-Mariotte'a. Dlatego izochora odpowiadająca większej objętości V 2 , leży poniżej izochory odpowiadającej mniejszej objętości V 1 .

Zgodnie z równaniem wszystkie izochory zaczynają się w punkcie T=0.

Oznacza to, że ciśnienie gazu doskonałego w temperaturze zera absolutnego wynosi zero.

Wzrost ciśnienia gazu w dowolnym pojemniku lub żarówce po podgrzaniu jest procesem izochorycznym. Proces izochoryczny stosowany jest w termostatach gazowych o stałej objętości.

4. Temperatura.

Każde ciało makroskopowe lub grupa ciał makroskopowych nazywa się układem termodynamicznym.

Równowaga termiczna lub termodynamiczna to stan układu termodynamicznego, w którym wszystkie jego parametry makroskopowe pozostają niezmienione: objętość, ciśnienie nie zmieniają się, nie zachodzi wymiana ciepła, nie ma przejść z jednego stanu skupienia do drugiego itp. W stałych warunkach zewnętrznych każdy układ termodynamiczny samoistnie przechodzi w stan równowagi termicznej.

Temperatura - wielkość fizyczna, charakteryzujący stan równowagi termicznej układu ciał: wszystkie ciała układu będące ze sobą w równowadze termicznej mają tę samą temperaturę.

Temperatura zera absolutnego to temperatura graniczna, w której ciśnienie gazu doskonałego przy stałej objętości musi być równe zeru lub objętość gazu doskonałego przy stałym ciśnieniu musi być równa zeru.

Termometr to urządzenie służące do pomiaru temperatury. Zazwyczaj termometry kalibruje się w skali Celsjusza: temperatura krystalizacji wody (topnienia lodu) odpowiada 0°C, jej temperatura wrzenia – 100°C.

Kelvin wprowadził absolutną skalę temperatur, według której temperatura zerowa odpowiada zeru absolutnemu, jednostką temperatury w skali Kelvina jest stopień Celsjusza: [T] = 1 K (Kelvin).

Zależność pomiędzy temperaturą w jednostkach energii i temperaturą w Kelvinach:

gdzie k = 1,38*10 -23 J/K – stała Boltzmanna.

Zależność między skalą bezwzględną a skalą Celsjusza:

T = t + 273, gdzie t - temperatura w stopniach Celsjusza.

Średnia energia kinetyczna chaotycznego ruchu cząsteczek gazu jest proporcjonalna do temperatury bezwzględnej:

Uwzględniając równość (1), podstawowe równanie teorii kinetyki molekularnej można zapisać następująco: p = nkT.

Podstawowe równania molekularnej teorii kinetyki gazu doskonałego pod ciśnieniem.

Gaz nazywamy idealnym, jeśli:

1) wewnętrzna objętość cząsteczek gazu jest znikoma w porównaniu z objętością pojemnika;

2) nie ma sił oddziaływania pomiędzy cząsteczkami gazu;

3) zderzenia cząsteczek gazu ze ściankami naczynia są całkowicie sprężyste.

Gazy rzeczywiste (na przykład tlen i hel) w warunkach zbliżonych do normalnych, a także przy niskich ciśnieniach i wysokich temperaturach są zbliżone do gazów doskonałych. Cząsteczki gazu doskonałego poruszają się równomiernie i prostoliniowo w przerwach między zderzeniami. Ciśnienie gazu na ściankach pojemnika można rozpatrywać jako serię szybko następujących po sobie uderzeń cząsteczek gazu w ścianę. Przyjrzyjmy się, jak obliczyć ciśnienie wywołane pojedynczymi uderzeniami. Wyobraźmy sobie, że na określoną powierzchnię następuje seria oddzielnych i częstych uderzeń. Znajdźmy taką średnią stała siła , który działając w czasie t, w którym wystąpiły poszczególne uderzenia, wywoła taki sam efekt, jak wszystkie te uderzenia ogółem. W takim przypadku impuls tej średniej siły w czasie t powinien być równy sumie impulsów wszystkich uderzeń, jakie powierzchnia otrzymała w tym czasie, tj.

Gdzie t 1, t 2, t 3 ... t n - czas interakcji pierwszego, drugiego, ..., n-te cząsteczki ze ścianą (tj. czas oddziaływania); F 1, f 2, f 3 ... f n - siła uderzenia cząsteczek w ścianę. Z tego wzoru wynika:

(7).

Średnia siła nacisku wywołana serią pojedynczych uderzeń na określoną powierzchnię jest liczbowo równa sumie impulsów wszystkich uderzeń otrzymanych przez tę powierzchnię w jednostce czasu i nazywa się izochorą.

5. Prędkości cząsteczek gazu.

Wzór (12) można zapisać jako:

(15), gdzie (masa gazu).

Z wyrażenia (15) obliczamy średnią kwadratową prędkość cząsteczek gazu:


(16) .

Wiedząc to (R-uniwersalna stała gazowa; R=8,31), otrzymujemy nowe wyrażenia do wyznaczania .

(17) .

Eksperymentalne określenie prędkości ruchu cząsteczek par srebra po raz pierwszy przeprowadził w 1920 roku Stern.

Ryż. 5. Doświadczenia Sterna.

Powietrze zostało wypompowane ze szklanego cylindra E (rys. 5). Wewnątrz tego cylindra umieszczono drugi cylinder D, który miał z nim wspólną oś O. Wzdłuż tworzącej cylindra D znajdowała się szczelina w postaci wąskiej szczeliny C. Wzdłuż osi rozciągnięty został posrebrzany drut platynowy , przez który mógłby przepływać prąd. W tym samym czasie drut się nagrzał, a srebro z jego powierzchni zamieniło się w parę. Cząsteczki pary srebra rozsypały się w różnych kierunkach, część z nich przeszła przez szczelinę C cylindra D i na wewnętrznej powierzchni cylindra E uzyskano srebrną powłokę w postaci wąskiego paska. Na ryc. 5, położenie srebrnego paska oznaczono literą A.

Kiedy cały układ został wprawiony w bardzo szybki ruch w taki sposób, że osią obrotu był drut, wówczas listwa A na cylindrze E okazała się przesunięta w bok, tj. na przykład nie w punkcie A, ale w punkcie B. Stało się tak, ponieważ podczas gdy cząsteczki srebra leciały po drodze CA, punkt A walca E miał czas obrócić się o odległość AB i cząsteczki srebra nie znalazły się w punkcie A , ale w punkcie B.

Oznaczmy wartość przemieszczenia srebrnego paska AB = d; promień cylindra E do R, promień cylindra D do r i liczba obrotów całego układu na sekundę przez N.

Podczas jednego obrotu układu punkt A na powierzchni walca E przebędzie drogę równą obwodowi koła 2πR, a w ciągu 1 sekundy przebędzie drogę. Czas t, w którym punkt A przemieścił się na odległość AB = d, będzie równy:. W czasie t cząsteczki pary srebra przeleciały na dużą odległość CA = R - r . Szybkość ich ruchu v można obliczyć dzieląc przebytą drogę przez czas:lub zastępując t, otrzymujemy:.

Nalot srebra na ściance cylindra D okazał się rozmyty, co potwierdziło występowanie różnych prędkości ruchu molekularnego.Z doświadczenia udało się wyznaczyć najbardziej prawdopodobną prędkość v wer co odpowiadało największej grubości srebrnej płytki.

Najbardziej prawdopodobną prędkość można obliczyć korzystając ze wzoru podanego przez Maxwella:(18). Według obliczeń Maxwella średnia arytmetyczna prędkość ruchu cząsteczek jest równa: (19).

6. Równaniem stanu gazu doskonałego jest równanie Mendelejewa-Clapeyrona.

Z podstawowego równania teorii kinetyki molekularnej (wzór (14)) wynika prawo Avogadro: w równe objętości różne gazy w tych samych warunkach (ta sama temperatura i to samo ciśnienie) zawierają tę samą liczbę cząsteczek:(na jeden gaz),(dla innego gazu).

Jeśli V 1 = V 2 ; T1 = T2; r 1 = r 2, następnie n 01 = n 02.

Przypomnijmy, że jednostką ilości substancji w układzie SI jest masa molowa (gram-cząsteczka). M Jeden mol substancji nazywany jest masą molową tej substancji. Liczba cząsteczek zawartych w jednym molu różnych substancji jest taka sama i nazywa się liczbą Avogadra (N A = 6,0210 23 1/mol).

Zapiszmy równanie stanu gazu doskonałego dla jednego mola:, gdzie Vm - objętość jednego mola gazu;, gdzie Vm - objętość jednego mola gazu; (uniwersalna stała gazowa).

Wreszcie mamy: (26).

Równanie (26) nazywa się równaniem Clapeyrona (dla jednego mola gazu). W normalnych warunkach (p = 1,01310 5 Pa i T = 273,15 0 K) objętość molowa dowolnego gazu V m = 22,410 -3 . Ze wzoru (26) określamy; .

Z równania (26) na mol gazu można przejść do równania Mendelejewa-Clapeyrona dla dowolnej masy gazu m.

Postawa podaje liczbę moli gazu. Mnożymy lewą i prawą stronę nierówności (26) przez.

Mamy , gdzie jest objętość gazu.

Napiszmy wreszcie: (27 ) . Równanie (27) jest równaniem Mendelejewa-Clapeyrona. Do tego równania można wprowadzić gęstość gazu I .

We wzorze (27) zastępujemy V i otrzymujemy Lub .

7. Eksperymentalne prawa gazowe. Ciśnienie mieszaniny gazów doskonałych (prawo Daltona).

Eksperymentalnie, na długo przed pojawieniem się teorii kinetyki molekularnej, odkryto cały szereg praw opisujących izoprocesy równowagowe w gazie doskonałym. Izoproces to proces równowagowy, w którym jeden z parametrów stanu nie ulega zmianie (stały). Istnieją izoprocesy izotermiczne (T = const), izobaryczne (p = const), izochoryczne (V = const). Proces izotermiczny opisuje prawo Boyle'a-Marriotta: „jeśli w trakcie procesu masa i temperatura gazu doskonałego nie ulegają zmianie, to iloczyn ciśnienia gazu i jego objętości jest stały PV = stała (29). Obraz graficzny równania stanu nazywane są diagramami stanu. W przypadku izoprocesów diagramy fazowe są przedstawiane jako dwuwymiarowe (płaskie) krzywe i nazywane są odpowiednio izotermami, izobarami i izochorami.

Izotermy odpowiadające dwóm różnym temperaturom pokazano na ryc. 6.

Ryż. 6. Izotermy odpowiadające dwóm różnym temperaturom.

Proces izobaryczny opisuje prawo Gay-Lussaca: „jeśli podczas procesu ciśnienie i masa gazu doskonałego nie zmieniają się, to stosunek objętości gazu do jego temperatury bezwzględnej jest stały:(30).

Izobary odpowiadające dwóm różnym ciśnieniom pokazano na ryc. 7.

Ryż. 7. Izobary odpowiadające dwóm różnym ciśnieniom.

Równanie procesu izobarycznego można zapisać inaczej:31), gdzie V 0 - objętość gazu w temperaturze 0 0°C; Vt - objętość gazu w t 0 C; t to temperatura gazu w stopniach Celsjusza;α - współczynnik rozszerzalności objętościowej. Ze wzoru (31) wynika, że. Eksperymenty francuskiego fizyka Gay-Lussaca (1802) wykazały, że współczynniki rozszerzalności objętościowej wszystkich rodzajów gazów są takie same i, tj. po podgrzaniu o 1 0 Gaz C zwiększa swoją objętość o ułamek objętości zajmowanej w temperaturze 0 0 C. Na ryc. Rysunek 8 przedstawia wykres objętości gazu V T na temperaturę t 0 C.

Ryż. 8. Wykres objętości gazu V T na temperaturę t 0 C.

Proces izochoryczny opisuje prawo Charlesa: „jeśli podczas tego procesu objętość i masa gazu doskonałego nie zmieniają się, to stosunek ciśnienia gazu do jego temperatury bezwzględnej jest stały:

(32).

Izochory odpowiadające dwóm różnym objętościom pokazano na ryc. 9.

Ryż. 9. Izochory odpowiadające dwóm różnym tomom.

Równanie procesu izochorycznego można zapisać inaczej:(33), gdzie - ciśnienie gazu o godz Z; - ciśnienie gazu w t; t to temperatura gazu w stopniach Celsjusza;- współczynnik temperatury ciśnienie. Ze wzoru (33) wynika, że. Do wszystkich gazów i . Jeśli gaz zostanie podgrzany doC (przy V=const), wówczas ciśnienie gazu wzrośnie oczęść presji, jaką wywierałC. Rysunek 10 przedstawia wykres ciśnienia gazu w funkcji temperatury t.

Ryż. 10. Wykres ciśnienia gazu w funkcji temperatury t.

Jeśli będziemy kontynuować linię AB, aż przetnie ona oś x (punkt), wówczas wartość tej odciętej wyznacza się ze wzoru (33), jeżelirówny zeru.

;

Dlatego w tempciśnienie gazu powinno spaść do zera, jednak przy takim ochłodzeniu gaz nie zachowa stanu gazowego, ale zamieni się w ciecz, a nawet w ciało stałe. Temperaturanazywa się zerem absolutnym.

W przypadku mechanicznej mieszaniny gazów, które nie przedostają się do środka reakcje chemiczne, ciśnienie mieszaniny jest również określone wzorem, Gdzie (stężenie mieszaninyrówna sumie stężeń składników mieszaniny składającej się tylko z n - składników).

Prawo Daltona stanowi: Ciśnienie mieszaninyrówna sumie ciśnień cząstkowych gazów tworzących mieszaninę.. Ciśnienie zwany częściowym. Ciśnienie cząstkowe to ciśnienie, jakie wytworzyłby dany gaz, gdyby sam zajmował naczynie, w którym znajduje się mieszanina (w takiej ilości, w jakiej jest zawarty w mieszaninie).

BIBLIOGRAFIA

1. Brychkov Yu.A., Marichev O.I., Prudnikov A.P. Stoły Całki nieoznaczone: Katalog. - M.: Nauka, 1986.

2. Kogan M.N. Dynamika gazu rozrzedzonego. M., Fizmatlit, 1999.

3. Kikoin A.K., Fizyka molekularna. M., Fizmatlit, 1976.

4. Sivukhin D.V. Kurs ogólny fizyka, t. 2. Termodynamika i Fizyka molekularna. M., Fizmatlit, 1989.

5. Kiryanov A.P., Korshunov S.M. Termodynamika i fizyka molekularna. Podręcznik dla studentów. wyd. prof. PIEKŁO. Gladuna. - M., „Oświecenie”, 1977.

STRONA \* ŁĄCZENIE FORMATU 3

Inny podobne prace to może Cię zainteresować.vshm>
13389. Podstawy teorii kinetyki molekularnej (MKT) 98,58 kB
Wszystkie substancje składają się z cząstek cząsteczek atomów oddzielonych spacjami. Dowody: zdjęcia atomów i cząsteczek wykonane za pomocą mikroskopu elektronowego; możliwość mechanicznego kruszenia substancji, rozpuszczanie substancji w wodzie, dyfuzja, sprężanie i rozszerzanie gazów. Ruchy Browna małych cząstek obcych zawieszonych w cieczy pod wpływem nieskompensowanych uderzeń cząsteczek.
8473. Teoria kinetyki molekularnej (MKT) 170,1 kB
Energia średnia jednej cząsteczki Ciśnienie gazu z punktu widzenia MCT Równanie stanu gazu doskonałego Temperatura techniczna i termodynamiczna Przyciąganie i odpychanie cząsteczek gazu doskonałego Według MCT każde stałe, ciekłe ciało gazowe składa się z maleńkich izolowanych cząstek zwanych cząsteczkami. Przy niewielkiej zmianie wzajemnej odległości między cząsteczkami z r na rΔr siły oddziaływania wykonują pracę Energia potencjalna...
2278. ELEMENTARNA MOLEKULARNO-KINETYCZNA TEORIA GAZÓW 35,23 kB
można wyjaśnić, jeśli przyjmiemy następujące założenia molekularnej teorii kinetyki budowy materii: 1. Wszystkie ciała składają się z cząsteczek atomów lub jonów. Cząsteczki i atomy tworzące ciała znajdują się w ciągłym, chaotycznym ruchu, który nazywa się ruchem termicznym.
2649. Molekularna teoria kinetyczna (MKT) gazu doskonałego 572,41 kB
Molekularna teoria kinetyczna MKT gazu doskonałego. Plan Pojęcie gazu doskonałego. Energia wewnętrzna gazu doskonałego. Ciśnienie gazu z punktu widzenia molekularnej teorii kinetyki gazu doskonałego jest głównym równaniem teorii kinetyki molekularnej. Równanie stanu gazu doskonałego to równanie Clapeyrona-Mendelejewa.
21064. IDENTYFIKACJA POBIERANIA KULTUR BAKTERII Z WYKORZYSTANIEM NOWOCZESNYCH METOD SPEKTROMETRYCZNYCH I GENETYKI MOLEKULARNEJ 917,68 kB
Wyizolowano czyste kultury mikroorganizmów, określono cechy morfologiczne i kulturowe. Identyfikację przeprowadzono metodami MALDI-MS i PCR, a następnie sekwencjonowano sekwencje nukleotydowe fragmentów genu 16S rRNA.
12050. Zestaw odczynników do molekularnej diagnostyki genetycznej monoklonalnych i poliklonalnych populacji limfocytów B metodą łańcuchowej reakcji polimerazy (LYMPHOCLON) 17,25 kB
Stworzono zestaw odczynników do molekularnej diagnostyki genetycznej monoklonalnych i poliklonalnych populacji limfocytów B z wykorzystaniem reakcji łańcuchowej polimerazy LYMPHOCLON. Zestaw odczynników LYMPHOCLON przeznaczony jest do diagnostyki różnicowej monoklonalnych i poliklonalnych populacji limfocytów B w materiale biopsyjnym skrawków tkankowych metodą reakcji łańcuchowej polimerazy z detekcją produktów amplifikacji za pomocą pionowej elektroforezy w żelu akrylamidowym. Zestaw jest przeznaczony wyłącznie do użytku w diagnostyce in vitro.
21333. Biochemiczne podstawy badmintona 36,73 kB
Wprowadzenie Potraktujmy badmintona jako sport wymagający od sportowca wydatków duża ilość siłę i energię, potrafią błyskawicznie zmobilizować organizm do wykonywania skoków, ruchów silnych ciosów, a w krótkim czasie potrafią się zrelaksować, rozładować napięcie i od razu przygotować do dalszej gry. Dla trenerów i sportowców konieczna jest znajomość i uwzględnienie procesów chemicznych zachodzących w organizmie sportowca podczas treningów, meczów i zawodów przy określaniu wyników sportowców w ich optymalnym trybie...
21845. Uzasadnienie ceny produktów firmy 131,66 kB
Charakterystyka przedsiębiorstwa Przedsiębiorstwo prywatne Elegy Rodzaj działalności produkcja płytek metalowych. Ten rowek chroni dach przed wyciekami wody z zewnątrz i oszczędza nabywcy blachodachówki konieczności zakupu hydrobariery.Hydrobariera to folia polimerowa układana pod blachodachówkę. Wszystko to obniża koszty produkcji płytek metalowych. blachodachówki na wyposażeniu stanu nadzwyczajnego Elegia...
13812. Uzasadnienie schematu technologicznego dezynfekcji ścieków 291,22 kB
Głównymi zanieczyszczeniami ścieków są wydzieliny fizjologiczne ludzi i zwierząt, odpady i odpady powstałe w wyniku mycia żywności, przyborów kuchennych, prania odzieży, mycia pomieszczeń i podlewania ulic, a także straty technologiczne, odpady i odpady z przedsiębiorstw przemysłowych. Gospodarstwa domowe i wiele przemysłowych ścieki zawierają znaczne ilości substancji organicznych
12917. Uzasadnienie szacunków wymaganych parametrów i ich błędów 160,34 kB
Podkreślamy, że ustalanie błędów systematycznych nie jest zadaniem statystyki. Zakładamy, że estymacja odpowiednich parametrów jest dobra, jeżeli spełnia poniższe warunki. Jest skuteczny w tym sensie, że nieobciążony estymator miałby najmniejszą wariancję. Jedyne co wiemy to to.

Otaczają nas różne przedmioty. Widzimy, że są to ciała stałe, ciecze lub gazy. Pojawia się wiele pytań dotyczących wszystkiego, co nas otacza. Daje odpowiedzi na wiele pytań teoria kinetyki molekularnej.

Teoria kinetyki molekularnej to zespół poglądów służących do opisu obserwowalnych i mierzalnych właściwości substancji w oparciu o badanie właściwości atomów i cząsteczek danej substancji, ich interakcji i ruchu.

Podstawowe zasady teorii kinetyki molekularnej

  • Wszystkie ciała składają się z cząstek - atomów, cząsteczek, jonów.
  • Wszystkie cząstki znajdują się w ciągłym, chaotycznym ruchu termicznym.
  • Pomiędzy cząsteczkami dowolnego ciała istnieją siły oddziaływania - przyciąganie i odpychanie.

Zatem w teorii kinetyki molekularnej przedmiotem badań jest układ składający się z dużej liczby cząstek - makrosystem. Prawa mechaniki nie mają zastosowania do wyjaśniania zachowania takiego układu. Dlatego główną metodą badawczą jest metoda statystyczna badanie właściwości materii.

Aby wyjaśnić i przewidzieć zjawiska, ważna jest wiedza główne cechy cząsteczek:

  1. Wymiary

Rozmiar cząsteczki można oszacować jako rozmiar sześcianu zawierającego jedną cząsteczkę, w oparciu o gęstość ciał stałych lub substancje płynne i masa jednej cząsteczki:

  1. Masa cząsteczek

Stosunek masy substancji M do liczby cząsteczek N w tej substancji:

  1. Względna masa cząsteczkowa

Stosunek masy cząsteczki (lub atomu) danej substancji do 1/12 masy atomu węgla:

  1. Ilość substancji

Ilość substancji jest równa stosunkowi liczby cząstek N w ciele (atomy - w substancji atomowej, cząsteczki - w substancji molekularnej) do liczby cząsteczek w jednym molu substancji NA:

  1. Stała Avogadro

Liczba cząsteczek zawarta w 1 molu substancji.

  1. Masa cząsteczkowa

Masa molowa substancji to masa substancji wzięta w ilości 1 mola.

W System międzynarodowy jednostki, w których wyraża się masę molową substancji kg/mol.

  1. Interakcja (ilościowo na podstawie eksperymentów)

Oddziaływanie cząsteczek charakteryzuje się zarówno przyciąganiem, jak i odpychaniem: na odległość R 0 dominuje odpychanie, na odległość r>r 0 – atrakcyjność, która szybko maleje. Na odległość R 0 układ dwóch cząsteczek ma minimalną energię potencjalną (siła oddziaływania wynosi zero) - jest to stan stabilnej równowagi

Teoria kinetyki molekularnej pozwala zrozumieć, dlaczego substancja może istnieć w stanie gazowym, ciekłym i stałym. Z punktu widzenia MKT stany skupienia różnią się względem wartość średniej odległości między cząsteczkami i charakter ruchu cząsteczek względem siebie.

Podstawowe założenia teorii kinetyki molekularnej zostały wielokrotnie potwierdzone różnymi eksperymentami fizycznymi. Na przykład badania:

A) Dyfuzja

B) Ruchy Browna

Krótkie podsumowanie

Teoria kinetyki molekularnej wyjaśnia strukturę i właściwości ciał w oparciu o ruch i interakcję atomów, cząsteczek i jonów. Na czym opiera się MCT trzy pozycje, które są w pełni potwierdzone eksperymentalnie i teoretycznie:

1) wszystkie ciała składają się z cząstek - cząsteczek, atomów, jonów;

2) cząstki znajdują się w ciągłym, chaotycznym ruchu termicznym;

3) pomiędzy cząstkami dowolnego ciała istnieją siły oddziaływania - przyciąganie i odpychanie.

Strukturę molekularną substancji potwierdza bezpośrednia obserwacja cząsteczek w mikroskopach elektronowych, a także rozpuszczanie ciał stałych w cieczach, ściśliwość i przepuszczalność substancji. Ruch termiczny – ruchy Browna i dyfuzja. Obecność oddziaływań międzycząsteczkowych wpływających na wytrzymałość i elastyczność ciał stałych, napięcie powierzchniowe płyny.

Podstawowe notatki do lekcji:

Pytania do samokontroli w bloku „Podstawowe zasady teorii kinetyki molekularnej i ich uzasadnienie eksperymentalne”

  1. Sformułuj główne założenia teorii kinetyki molekularnej.
  2. Jakie obserwacje i eksperymenty potwierdzają główne założenia teorii kinetyki molekularnej?
  3. Co to jest cząsteczka? atom?
  4. Jak nazywa się względna masa cząsteczkowa? Jaka formuła wyraża tę koncepcję?
  5. Jak nazywa się ilość substancji? Jaka formuła wyraża tę koncepcję? Jaka jest jednostka ilości substancji?
  6. Jak nazywa się stała Avogadro?
  7. Jaka jest masa molowa substancji? Jaka formuła wyraża znaczenie tego pojęcia? Jaka jest jednostka masa cząsteczkowa?
  8. Jaka jest natura sił międzycząsteczkowych?
  9. Jakie właściwości mają siły oddziaływania molekularnego?
  10. Jak siły oddziaływania zależą od odległości między nimi?
  11. Opisz naturę ruchu cząsteczek w gazach, cieczach i ciałach stałych.
  12. Jaka jest natura upakowania cząstek w gazach, cieczach i ciałach stałych?
  13. Jaka jest średnia odległość między cząsteczkami gazów, cieczy i ciał stałych?
  14. Wymień podstawowe właściwości gazów, cieczy i ciał stałych.
  15. Co nazywa się ruchami Browna?
  16. O czym świadczą ruchy Browna?
  17. Jak nazywa się dyfuzja? Podaj przykłady dyfuzji w gazach, cieczach i ciałach stałych.
  18. 18. Jak szybkość dyfuzji zależy od temperatury ciał?

Teoria kinetyki molekularnej (MKT) to doktryna, która wyjaśnia zjawiska termiczne w ciałach makroskopowych i wewnętrznych właściwościach tych ciał poprzez ruch i oddziaływanie atomów, cząsteczek i jonów, z których składają się ciała. Struktura materii MCT opiera się na trzech zasadach:

  1. Materia składa się z cząstek - cząsteczek, atomów i jonów. W skład tych cząstek wchodzą mniejsze cząstki elementarne. Cząsteczka to najmniejsza stabilna cząsteczka danej substancji. Cząsteczka ma podstawowe właściwości chemiczne substancji. Cząsteczka to granica podziału substancji, czyli najmniejsza część substancji, która jest w stanie zachować właściwości tej substancji. Atom to najmniejsza cząsteczka danego pierwiastka chemicznego.
  2. Cząsteczki tworzące materię znajdują się w ciągłym, chaotycznym (nieuporządkowanym) ruchu.
  3. Cząsteczki materii oddziałują ze sobą - przyciągają się i odpychają.

Te podstawowe założenia zostały potwierdzone eksperymentalnie i teoretycznie.

Skład substancji

Nowoczesne przyrządy umożliwiają obserwację obrazów poszczególnych atomów i cząsteczek. Za pomocą mikroskopu elektronowego lub projektora jonowego (mikroskopu) można zobrazować poszczególne atomy i oszacować ich rozmiary. Średnica dowolnego atomu jest rzędu d = 10–8 cm (10–10 m). Cząsteczki są większe niż atomy. Ponieważ cząsteczki składają się z kilku atomów, im większa liczba atomów w cząsteczce, tym większy jest jej rozmiar. Rozmiary cząsteczek wahają się od 10 -8 cm (10 -10 m) do 10 -5 cm (10 -7 m).

Chaotyczny ruch cząstek

Ciągły chaotyczny ruch cząstek potwierdza ruch Browna i dyfuzja. Losowy ruch oznacza, że ​​cząsteczki nie mają żadnych preferowanych ścieżek, a ich ruchy mają losowe kierunki. Oznacza to, że wszystkie kierunki są jednakowo prawdopodobne.

Dyfuzja(z łac. dyfuzja - rozprzestrzenianie się, rozprzestrzenianie się) - zjawisko, gdy w wyniku ruchu termicznego substancji następuje samoistne przenikanie jednej substancji do drugiej (jeśli te substancje zetkną się).

Wzajemne mieszanie substancji następuje w wyniku ciągłego i losowego ruchu atomów lub cząsteczek (lub innych cząstek) substancji. Z biegiem czasu wzrasta głębokość penetracji cząsteczek jednej substancji w drugą. Głębokość penetracji zależy od temperatury: im wyższa temperatura, tym większa prędkość ruchu cząstek substancji i tym szybsza jest dyfuzja.

Dyfuzję obserwuje się we wszystkich stanach skupienia – w gazach, cieczach i ciałach stałych. Przykładem dyfuzji w gazach jest rozprzestrzenianie się zapachów w powietrzu przy braku bezpośredniego mieszania. Dyfuzja w ciałach stałych zapewnia łączenie metali podczas spawania, lutowania, chromowania itp. Dyfuzja zachodzi znacznie szybciej w gazach i cieczach niż w ciałach stałych.

Istnienie stabilnych ciał ciekłych i stałych tłumaczy się obecnością sił oddziaływań międzycząsteczkowych (sił wzajemnego przyciągania i odpychania). Z tych samych powodów wynika niska ściśliwość cieczy i odporność ciał stałych na odkształcenia ściskające i rozciągające.

Siły oddziaływań międzycząsteczkowych mają charakter elektromagnetyczny – są to siły pochodzenia elektrycznego. Powodem tego jest to, że cząsteczki i atomy składają się z naładowanych cząstek o przeciwnych znakach ładunków - elektronów i naładowanych dodatnio jądra atomowe. Ogólnie cząsteczki są elektrycznie obojętne. Przez właściwości elektryczne cząsteczkę można w przybliżeniu uznać za dipol elektryczny.

Siła oddziaływania między cząsteczkami jest w pewnym stopniu zależna od odległości między cząsteczkami. Zależność tę pokazano na ryc. 1.1. Pokazano tutaj rzuty sił interakcji na linię prostą przechodzącą przez środki cząsteczek.

Ryż. 1.1. Zależność sił międzycząsteczkowych od odległości między oddziałującymi atomami.

Jak widzimy, gdy odległość między cząsteczkami r maleje, siła przyciągania F r pr wzrasta (czerwona linia na rysunku). Jak już wspomniano, siły przyciągania uważa się za ujemne, dlatego wraz ze zmniejszaniem się odległości krzywa schodzi w dół, czyli do ujemnej strefy wykresu.

Siły przyciągania działają, gdy dwa atomy lub cząsteczki zbliżają się do siebie, o ile odległość r między środkami cząsteczek wynosi około 10 -9 m (2-3 średnice cząsteczek). Wraz ze wzrostem tej odległości siły przyciągające słabną. Siły przyciągania to siły krótkiego zasięgu.

Gdzie A– współczynnik zależny od rodzaju sił przyciągania i struktury oddziałujących cząsteczek.

Przy dalszym zbliżaniu się atomów lub cząsteczek w odległościach między środkami cząsteczek rzędu 10-10 m (odległość ta jest porównywalna z wymiarami liniowymi cząsteczek nieorganicznych), siły odpychające F r z (niebieska linia na ryc. 1.1) pojawić się. Siły te powstają na skutek wzajemnego odpychania się dodatnio naładowanych atomów w cząsteczce i maleją wraz ze wzrostem odległości r nawet szybciej niż siły przyciągania (co widać na wykresie - niebieska linia ma tendencję do zerowania bardziej „stromo” niż czerwona ).

Gdzie B– współczynnik zależny od rodzaju sił odpychania i struktury oddziałujących cząsteczek.

W odległości r = r 0 (odległość ta jest w przybliżeniu równa sumie promieni cząsteczek) siły przyciągające równoważą siły odpychające i rzut wypadkowej siły F r = 0. Stan ten odpowiada najbardziej stabilny układ oddziałujących cząsteczek.

Ogólnie rzecz biorąc, wynikowa siła wynosi:

Dla r > r 0 przyciąganie cząsteczek przewyższa odpychanie, dla r< r 0 – отталкивание молекул превосходит их притяжение.

Zależność sił oddziaływania między cząsteczkami od odległości między nimi wyjaśnia jakościowo molekularny mechanizm pojawiania się sił sprężystości w ciałach stałych.

Podczas rozciągania ciała stałego cząstki oddalają się od siebie na odległości przekraczające r 0 . W tym przypadku pojawiają się siły przyciągania cząsteczek, które przywracają cząstki do ich pierwotnego położenia.

Kiedy ciało stałe jest ściskane, cząstki zbliżają się do siebie na odległości mniejsze niż odległość r 0 . Prowadzi to do wzrostu sił odpychania, które przywracają cząstki do ich pierwotnego położenia i zapobiegają dalszemu ściskaniu.

Jeżeli przemieszczenie cząsteczek z położeń równowagi jest małe, wówczas siły oddziaływania rosną liniowo wraz ze wzrostem przemieszczenia. Na wykresie segment ten jest pokazany jako gruba, jasnozielona linia.

Dlatego przy małych odkształceniach (miliony razy większych niż wielkość cząsteczek) spełnione jest prawo Hooke'a, zgodnie z którym siła sprężystości jest proporcjonalna do odkształcenia. Przy dużych przemieszczeniach prawo Hooke’a nie ma zastosowania.

Definicja 1

Teoria kinetyki molekularnej to doktryna o budowie i właściwościach materii, opierająca się na idei istnienia atomów i cząsteczek, jako najmniejszych cząstek substancji chemicznych.

Podstawowe zasady molekularnej teorii kinetyki cząsteczki:

  1. Wszystkie substancje mogą występować w stanie ciekłym, stałym i gazowym. Tworzą się z cząstek zbudowanych z atomów. Cząsteczki elementarne mogą mieć złożona struktura, to znaczy mieć w swoim składzie kilka atomów. Cząsteczki i atomy to cząstki elektrycznie obojętne, które w pewnych warunkach zyskują dodatkowe ładunek elektryczny i stają się jonami dodatnimi lub ujemnymi.
  2. Atomy i cząsteczki poruszają się w sposób ciągły.
  3. Cząsteczki z charakter elektryczny siły oddziałują na siebie.

Główne przepisy ICT i ich przykłady zostały wymienione powyżej. Pomiędzy cząsteczkami oddziaływanie grawitacyjne jest niewielkie.

Rysunek 3. 1. 1. Trajektoria cząstki Browna.

Definicja 2

Ruch Browna cząsteczek i atomów potwierdza istnienie podstawowych zasad teorii kinetyki molekularnej i potwierdza je eksperymentalnie. Ten termiczny ruch cząstek zachodzi w przypadku cząsteczek zawieszonych w cieczy lub gazie.

Eksperymentalne uzasadnienie głównych założeń teorii kinetyki molekularnej

W 1827 r. R. Brown odkrył ten ruch, który był spowodowany przypadkowymi uderzeniami i ruchami cząsteczek. Ponieważ proces przebiegał chaotycznie, ciosy nie mogły się wzajemnie zrównoważyć. Stąd wniosek, że prędkość cząstki Browna nie może być stała, ulega ciągłym zmianom, a ruch kierunkowy przedstawiono w postaci zygzaka, jak pokazano na rysunku 3. 1. 1.

A. Einstein mówił o ruchach Browna w 1905 roku. Jego teoria została potwierdzona w doświadczeniach J. Perrina w latach 1908 - 1911.

Definicja 3

Konsekwencja teorii Einsteina: przesunięcie kwadratowe< r 2 >Cząstka Browna w stosunku do położenia początkowego, uśredniona dla wielu cząstek Browna, jest proporcjonalna do czasu obserwacji t.

Wyrażenie< r 2 >= D t wyjaśnia prawo dyfuzji. Zgodnie z teorią mamy, że D wzrasta monotonicznie wraz ze wzrostem temperatury. Przypadkowy ruch jest widoczny w obecności dyfuzji.

Definicja 4

Dyfuzja- tak definiuje się zjawisko wnikania w siebie dwóch lub więcej stykających się substancji.

Proces ten zachodzi szybko w gazie heterogenicznym. Dzięki przykładom dyfuzji o różnych gęstościach można uzyskać jednorodną mieszaninę. Kiedy tlen O2 i wodór H2 znajdą się w tym samym naczyniu z przegrodą, po jej usunięciu gazy zaczynają się mieszać, tworząc niebezpieczną mieszaninę. Proces ten jest możliwy, gdy wodór znajduje się na górze, a tlen na dole.

Procesy wzajemnego przenikania zachodzą także w cieczach, jednak znacznie wolniej. Jeśli rozpuścimy substancję stałą, cukier, w wodzie, otrzymamy jednorodny roztwór, co jest wyraźnym przykładem procesów dyfuzji w cieczach. W rzeczywistych warunkach mieszanie cieczy i gazów jest maskowane przez szybkie procesy mieszania, na przykład podczas występowania prądów konwekcyjnych.

Dyfuzja ciał stałych charakteryzuje się małą szybkością. Jeżeli oczyścimy powierzchnię oddziaływania metali, to widać, że po dłuższym czasie w każdym z nich pojawią się atomy innego metalu.

Definicja 5

Dyfuzja i ruchy Browna są uważane za zjawiska powiązane.

Kiedy cząstki obu substancji przenikają się, ruch jest przypadkowy, to znaczy obserwuje się chaotyczny ruch termiczny cząsteczek.

Siły działające pomiędzy dwiema cząsteczkami zależą od odległości między nimi. Cząsteczki zawierają ładunki dodatnie i ujemne. Na dużych odległościach dominują siły przyciągania międzycząsteczkowego, na małych – siły odpychania.

Rysunek 3 . 1 . 2 pokazuje zależność powstałej siły F i energii potencjalnej E p oddziaływania między cząsteczkami od odległości między ich środkami. W odległości r = r 0 siła oddziaływania staje się zerowa. Odległość tę tradycyjnie przyjmuje się jako średnicę cząsteczki. Gdy r = r 0 energia potencjalna interakcja jest minimalna.

Definicja 6

Aby odsunąć dwie cząsteczki na odległość r 0, należy przekazać E 0, tzw energia wiązania lub potencjalna głębokość odwiertu.

Rysunek 3. 1. 2.Siła interakcji F i potencjalna energia oddziaływania E r dwie cząsteczki. F > 0- siła odpychająca, F< 0 - siła grawitacji.

Ponieważ cząsteczki są małe, proste cząsteczki jednoatomowe mogą mieć nie więcej niż 10–10 m. Złożone mogą osiągać rozmiary setki razy większe.

Definicja 7

Nazywa się to przypadkowym, chaotycznym ruchem cząsteczek ruch termiczny.

Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta energia kinetyczna ruchu termicznego. W niskich temperaturach w większości przypadków okazuje się, że średnia energia kinetyczna mniej niż wartość głębokość studni potencjału E 0 . Ten przypadek pokazuje, że cząsteczki przepływają do cieczy lub solidny ze średnią odległością między nimi r 0 . Jeśli temperatura wzrośnie, wówczas średnia energia kinetyczna cząsteczki przekracza E 0, następnie rozpadają się i tworzą substancję gazową.

W ciałach stałych cząsteczki poruszają się losowo wokół ustalonych centrów, czyli położeń równowagi. Mogą być rozmieszczone w przestrzeni w sposób nieregularny (w ciałach amorficznych) lub z utworzeniem uporządkowanych struktur objętościowych (ciała krystaliczne).

Stany skupienia substancji

Swoboda termicznego ruchu cząsteczek jest widoczna w cieczach, ponieważ nie są one powiązane z ośrodkami, co umożliwia ruch w całej objętości. To wyjaśnia jego płynność.

Definicja 8

Jeśli cząsteczki są zlokalizowane blisko siebie, mogą tworzyć uporządkowane struktury z kilkoma cząsteczkami. Zjawisko to nazywa się zamówienie krótkiego zasięgu. Zamówienie dalekiego zasięgu charakterystyczne dla ciał krystalicznych.

Odległość między cząsteczkami w gazach jest znacznie większa, tzw siły aktywne są małe, a ich ruchy przebiegają po linii prostej w oczekiwaniu na kolejne zderzenie. Wartość 10 – 8 m to średnia odległość pomiędzy cząsteczkami powietrza w normalnych warunkach. Ponieważ oddziaływanie sił jest słabe, gazy rozszerzają się i mogą wypełnić dowolną objętość naczynia. Kiedy ich interakcja zmierza do zera, mówią o gazie doskonałym.

Model kinetyczny gazu doskonałego

W μt ilość substancji uważa się za proporcjonalną do liczby cząstek.

Definicja 9

Kret- jest to ilość substancji zawierająca tyle cząstek (cząsteczek), ile jest atomów w 0,012 kg węgla C 12. Cząsteczka węgla składa się z jednego atomu. Wynika z tego, że 1 mol substancji ma taką samą liczbę cząsteczek. Ten numer zwany stały Awogadro N A: N A = 6,02 ċ 1023 mol – 1.

Wzór na określenie ilości substancji ν zapisuje się jako stosunek N liczby cząstek do stałej Avogadra N A: ν = N N A .

Definicja 10

Masa jednego mola substancji nazywa się masą molową M. Jest ona ustalona w postaci wzoru M = N A ċ m 0.

Masę molową wyraża się w kilogramach na mol (kg/mol).

Definicja 11

Jeśli substancja zawiera jeden atom, możemy mówić o masie atomowej cząstki. Jednostką atomu jest 1 12 mas izotopu węgla C 12, tzw jednostka masy atomowej i jest zapisane jako ( A. jeść.): 1a. e.m. = 1,66 ċ 10 – 27 kg.

Wartość ta pokrywa się z masą protonu i neutronu.

Definicja 12

Nazywa się stosunek masy atomu lub cząsteczki danej substancji do 1 12 masy atomu węgla masa względna.

Jeśli zauważysz błąd w tekście, zaznacz go i naciśnij Ctrl+Enter