Gaz
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M??canique des solides
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Rh??ologie
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Le gaz est l'un des les quatre ??tats fondamentaux de la mati??re (les autres ??tant solide , liquide et plasma ). Un gaz pur peut ??tre constitu?? d'atomes individuels (par exemple, un gaz noble ou de gaz atomique comme le n??on ), ??l??mentaires des mol??cules compos??es d'un type d'atome (par exemple l'oxyg??ne ), ou compos??s des mol??cules compos??es d'une vari??t?? d'atomes (par exemple le dioxyde de carbone ). Un gaz m??lange contiendrait une vari??t?? de gaz purs tout comme l' air . Ce qui distingue un gaz ?? partir de mati??res liquides et solides est la grande s??paration des particules individuelles de gaz. Cette s??paration permet g??n??ralement un gaz incolore invisible ?? l'observateur humain. L'interaction de particules de gaz en pr??sence d'??lectrique et champs gravitationnels sont consid??r??es comme n??gligeables, comme indiqu?? par les vecteurs de vitesse constante de l'image.
L'??tat gazeux de la mati??re se trouve entre les ??tats liquides et de plasma, dont la derni??re fournit la limite sup??rieure de temp??rature pour les gaz. D??limitant l'extr??mit?? inf??rieure des temp??rature mensonge d??g??n??ratives gaz quantiques ?? grande ??chelle qui gagnent une attention croissante. Haute densit?? gaz atomique super-refroidi ?? tr??s basse temp??rature sont class??s par leur comportement statistique soit comme un Gaz de Bose ou d'un Gaz de Fermi. Pour une liste compl??te de ces ??tats exotiques de la mati??re voir liste des ??tats de la mati??re.
??tymologie
Le gaz de mot est un n??ologisme utilis?? d'abord par le d??but du 17??me si??cle Flamand chimiste JB Van Helmont. La parole de Van Helmont semble avoir ??t?? tout simplement une transcription phon??tique du grec mot χάος Chaos - la g en n??erlandais ??tant prononc?? comme le ch anglais - dans ce cas, Van Helmont a simplement suivi l'??tablie alchimique utilisation abord attest?? dans les ??uvres de Paracelse. Selon la terminologie de Paracelse, le chaos signifie quelque chose comme "l'eau ultra-rar??fi??".
Caract??ristiques physiques
Comme la plupart des gaz sont difficiles ?? observer directement, ils sont d??crits ?? l'aide de quatre propri??t??s physiques ou caract??ristiques macroscopiques: la pression, le volume, nombre de particules (groupe de chimistes eux par mole) et de la temp??rature . Ces quatre caract??ristiques ont ??t?? observ?? ?? plusieurs reprises par des scientifiques tels que Robert Boyle , Jacques Charles, John Dalton , Joseph Gay-Lussac et Amedeo Avogadro pour une vari??t?? de gaz dans divers contextes. Leurs ??tudes d??taill??es ont finalement abouti ?? une relation math??matique entre ces propri??t??s exprim??es par le loi des gaz parfaits (voir la section des mod??les simplifi??s ci-dessous).
des particules de gaz sont largement s??par??s les uns des autres, et ont par cons??quent des liaisons intermol??culaires faibles que liquides ou solides. Ces r??sultent des forces intermol??culaires des interactions ??lectrostatiques entre les particules du gaz. Comme charg??e zones de diff??rentes particules de gaz repoussent, tandis que les r??gions de charge oppos??e de diff??rentes particules de gaz se attirent; gaz qui contiennent charg??es de fa??on permanente ions sont connus comme les plasmas . Compos??s gazeux avec liaisons covalentes polaires contiennent d??s??quilibres de charge permanents et les forces intermol??culaires donc l'exp??rience relativement fortes, bien que la mol??cule tandis charge nette du compos?? reste neutre. Charges transitoires, au hasard induites existent ?? travers non polaire des liaisons covalentes des mol??cules et des interactions ??lectrostatiques provoqu??es par les sont appel??es forces de Van der Waals . L'interaction de ces forces intermol??culaires varie dans une substance qui d??termine la plupart des propri??t??s physiques uniques de chaque gaz. Une comparaison des points d'??bullition pour les compos??s form??s par des liaisons ioniques et covalentes nous conduit ?? cette conclusion. Les particules de fum??e ?? la d??rive dans l'image permet d'entrevoir le comportement de gaz ?? basse pression.
Comparativement aux autres ??tats de la mati??re, gaz ont une faible densit?? et viscosit??. La pression et la temp??rature influencent les particules dans un certain volume. Cette variation de la s??paration des particules et de vitesse est appel?? compressibilit??. Cette s??paration des particules de taille et influence les propri??t??s optiques des gaz comme peuvent ??tre trouv??es dans ce qui suit liste des indices de r??fraction. Enfin, les particules de gaz ou ??cart??es diffuser afin de se r??partir de fa??on homog??ne dans tout r??cipient.
Macroscopique
En observant un gaz, il est typique de pr??ciser un cadre de r??f??rence ou ??chelle de longueur. Une ??chelle de longueur plus grande correspond ?? une point de vue macroscopique du gaz ou mondial. Cette r??gion (appel??e volume) doit ??tre de taille suffisante pour contenir un grand ??chantillon de particules de gaz. L'analyse statistique r??sultant de cet ??chantillon produit le comportement ??moyen?? (c.-??-vitesse, de temp??rature ou de pression) de toutes les particules de gaz dans la r??gion. En revanche, une ??chelle de longueur plus petite correspond ?? une point de vue microscopique ou de particules.
Macroscopiquement, les caract??ristiques du gaz sont mesur??es soit en termes de particules de gaz lui-m??me (vitesse, pression, temp??rature ou) ou leur environnement (en volume). Par exemple, Robert Boyle a ??tudi?? la chimie pneumatique pour une petite partie de sa carri??re. Un de ses exp??riences li??es Les propri??t??s macroscopiques de pression et le volume d'un gaz. Son exp??rience a utilis?? un tube en J manom??tre qui ressemble ?? un tube ?? essai dans la forme de la lettre J. Boyle pi??g?? un gaz inerte dans l'extr??mit?? ferm??e du tube ?? essai avec une colonne de mercure , ce qui rend le nombre de particules et la temp??rature constante. Il a observ?? que lorsque la pression a ??t?? augment??e dans le gaz, en ajoutant plus de mercure ?? la colonne, le ??volume de gaz pi??g?? a diminu?? (ce qui est connu comme un relation inverse). En outre, lorsque multipli?? Boyle la pression et le volume de chaque observation, la produit ??tait constante. Cette relation se est tenue pour chaque gaz qui Boyle observ?? conduisant ?? la loi, (PV = k), nomm?? pour honorer son travail dans ce domaine.
Il existe de nombreux outils math??matiques disponibles pour analyser les propri??t??s de gaz. Comme gaz sont soumis ?? des conditions extr??mes, ces outils deviennent un peu plus complexe, de la ??quations d'Euler pour l'??coulement non visqueux aux ??quations de Navier-Stokes qui repr??sentent pleinement les effets visqueux. Ces ??quations sont adapt??es aux conditions de l'installation de gaz en question. L'??quipement de laboratoire de Boyle a permis l'utilisation de l'alg??bre pour obtenir ses r??sultats analytiques. Ses r??sultats ont ??t?? possibles parce qu'il ??tudiait gaz dans des situations relativement basse pression o?? ils se sont comport??s d'une mani??re ??id??ale??. Ces relations se appliquent au id??al calculs de s??curit?? pour une vari??t?? de conditions de vol sur les mat??riaux utilis??s. L'??quipement de haute technologie en usage aujourd'hui a ??t?? con??u pour nous aider ?? explorer en toute s??curit?? les environnements d'exploitation plus exotiques o?? les gaz se comportent plus de mani??re ??id??ale??. Ce math??matiques avanc??es, y compris des statistiques et Fonction de plusieurs variables, rend possible la solution ?? ces situations complexes et dynamiques que la rentr??e de v??hicule spatial. Un exemple est l'analyse de la rentr??e de la navette spatiale photo pour assurer les propri??t??s du mat??riau sous cette condition de chargement sont appropri??es. Dans ce r??gime de vol, le gaz ne est plus comporte id??alement.
Pression
Le symbole utilis?? pour repr??senter la pression dans les ??quations est "p" ou "P" avec les unit??s SI de pascals.
Lors de la description d'un conteneur de gaz, le terme pression (ou la pression absolue) se r??f??re ?? la force moyenne par unit?? de surface que le gaz exerce sur la surface du r??cipient. Dans ce volume, il est parfois plus facile de visualiser les particules de gaz se d??pla??ant en ligne droite jusqu'?? ce qu'ils entrent en collision avec le r??cipient (voir le sch??ma en haut de l'article). La force appliqu??e par une particule de gaz dans le r??cipient au cours de cette collision correspond ?? la variation dynamique de la particule. Lors d'une collision seulement la (g??om??trie) composante normale de changements de vitesse. Une particule se d??pla??ant parall??lement ?? la paroi ne change pas son ??lan. Par cons??quent, la force moyenne sur une surface doit ??tre la variation moyenne de la quantit?? de mouvement de l'ensemble de ces collisions de particules de gaz.
La pression est la somme de tous les composants normaux de force exerc??e par les particules en contact les parois du r??cipient divis?? par l'aire de surface de la paroi.
Temp??rature
Le symbole utilis?? pour repr??senter la temp??rature dans les ??quations est T avec des unit??s SI de kelvins .
La vitesse d'une particule de gaz est proportionnelle ?? sa temp??rature absolue . Le volume de la bulle dans la vid??o se r??tr??cit lorsque les particules de gaz pi??g?? ralentissent avec l'addition d'azote extr??mement froid. La temp??rature de toute syst??me physique est li??e aux mouvements des particules (mol??cules et les atomes) qui composent le syst??me [de gaz]. Dans la m??canique statistique , la temp??rature est la mesure de l'??nergie cin??tique moyenne stock??e dans une particule. Les m??thodes de stockage de cette ??nergie sont dict??es par le degr??s de libert?? de la particule elle-m??me ( modes d'??nergie). L'??nergie cin??tique ajout??e ( processus endothermique) ?? des particules de gaz par voie de collisions produit lin??aire, de rotation et le mouvement vibratoire. En revanche, dans une mol??cule d'une substance solide ne peut accro??tre ses modes de vibration avec l'ajout de chaleur que la structure de r??seau cristallin lin??aire et emp??che ?? la fois des mouvements de rotation. Ces mol??cules de gaz chauff??s ont une grande plage de vitesse qui varie constamment en raison de collisions avec d'autres particules constants. La plage de vitesse peut ??tre d??crit par la Distribution de Maxwell-Boltzmann. L'utilisation de cette distribution suppose gaz parfaits pr??s ??quilibre thermodynamique pour le syst??me de particules ?? l'??tude.
Volume sp??cifique
Le symbole utilis?? pour repr??senter volume sp??cifique dans les ??quations est "v" avec les unit??s SI de m??tres cubes par kilogramme.
Le symbole utilis?? pour repr??senter le volume dans les ??quations est "V" avec les unit??s SI de m??tres cubes.
Lors d'une thermodynamique analyse, il est typique de la parole propri??t??s intensives et extensives. Propri??t??s qui d??pendent de la quantit?? de gaz (soit par masse ou volume) sont appel??s vastes propri??t??s, tandis que les propri??t??s qui ne d??pendent pas de la quantit?? de gaz sont appel??s propri??t??s intensives. Volume sp??cifique est un exemple d'une propri??t?? intensive parce que ce est le rapport du volume occup?? par une unit?? de masse d'un gaz qui est identique dans l'ensemble d'un syst??me ?? l'??quilibre. 1000 atomes d'un gaz occupent le m??me espace que les autres 1 000 atomes pour ne importe quelle temp??rature et une pression donn??es. Ce concept est plus facile ?? visualiser pour des solides tels que le fer , qui sont incompressible par rapport aux gaz. Etant donn?? qu'un gaz remplit le contenant dans lequel il est plac??, le volume est une propri??t?? tr??s ??tendue.
Densit??
Le symbole utilis?? pour repr??senter la densit?? dans les ??quations est ρ (rho) avec les unit??s SI de kilogrammes par m??tre cube. Ce terme est le r??ciproque de volume sp??cifique.
Comme les mol??cules de gaz peuvent se d??placer librement dans un conteneur, leur masse est normalement caract??ris??e par la densit??. La densit?? est la quantit?? de masse par unit?? de volume d'une substance, ou l'inverse du volume sp??cifique. Pour les gaz, la densit?? peut varier sur une large gamme, car les particules sont libres de se rapprocher lorsque contraint par la pression ou de volume. Cette variation de densit?? est appel??e compressibilit??. Comme la pression et la temp??rature, la densit?? est un variable d'??tat d'un gaz et le changement de densit?? lors de tout processus est r??gi par les lois de la thermodynamique. Pour un gaz statique, la densit?? est la m??me dans l'ensemble du conteneur. Densit?? est donc un quantit?? scalaire. Il peut ??tre d??montr?? par la th??orie cin??tique que la densit?? est inversement proportionnelle ?? la taille du r??cipient dans lequel une masse fixe de gaz est confin??. Dans ce cas, d'une masse fixe, la densit?? diminue ?? mesure que le volume augmente.
Microscopique
Si l'on pouvait observer un gaz sous un puissant microscope, on verrait un ensemble de particules (mol??cules, atomes, ions, ??lectrons, etc.) sans aucune forme d??finie ou le volume qui sont en mouvement plus ou moins al??atoire. Ces particules de gaz neutre ne changent de direction lorsqu'ils entrent en collision avec une autre particule ou avec les c??t??s du conteneur. Dans un gaz parfait, ces collisions sont parfaitement ??lastique. Cette particule ou vue microscopique d'un gaz est d??crit par la Th??orie cin??tique mol??culaire. Les hypoth??ses derri??re cette th??orie peuvent ??tre trouv??s dans la section des postulats Th??orie cin??tique.
Th??orie cin??tique
Th??orie cin??tique permet de mieux comprendre les propri??t??s macroscopiques des gaz en tenant compte de leur composition mol??culaire et le mouvement. En commen??ant par les d??finitions de l'??lan et de l'??nergie cin??tique , on peut utiliser le conservation de l'impulsion et les relations g??om??triques d'un cube de relier les propri??t??s macroscopiques du syst??me de temp??rature et de pression ?? la propri??t?? microscopique de l'??nergie cin??tique par mol??cule. La th??orie fournit des valeurs pour ces deux propri??t??s en moyenne.
La th??orie explique ??galement comment le syst??me de gaz r??pond ?? changer. Par exemple, sous forme de gaz est chauff?? ?? partir de z??ro absolu, quand il est (en th??orie) parfaitement immobile, son ??nergie interne (temp??rature) est augment??e. Comme un gaz est chauff??, les particules acc??l??rent et sa temp??rature augmente. Il en r??sulte un plus grand nombre de collisions avec le conteneur de temps par unit?? en raison des vitesses de particules plus ??lev??s associ??s ?? des temp??ratures ??lev??es. La pression augmente en proportion du nombre de collisions par unit?? de temps.
Mouvement brownien
Le mouvement brownien est le mod??le math??matique utilis?? pour d??crire le mouvement al??atoire des particules en suspension dans un fluide. L'animation de particules de gaz, utilisant des particules vertes rose et, illustre comment ce comportement r??sultats dans l'??talement de gaz ( entropie ). Ces ??v??nements sont aussi d??crits par la th??orie des particules.
Comme il est ?? la limite de (ou au-del??) la technologie actuelle pour observer des particules individuelles de gaz (atomes ou mol??cules), seuls calculs th??oriques donnent des suggestions sur la fa??on dont ils se d??placent, mais leur mouvement est diff??rent du mouvement brownien parce que le mouvement brownien implique un glisser en douceur en raison ?? la force de frottement de nombreuses mol??cules de gaz, ponctu??e par de violentes collisions d'un individu (ou plusieurs) mol??cule (s) de gaz avec la particule. La particule (g??n??ralement de millions ou de milliards d'atomes) se d??place ainsi ?? un cours en dents de scie, pourtant pas si d??chiquet??e comme on pouvait s'y attendre si une mol??cule de gaz individuel ont ??t?? examin??s.
Forces intermol??culaires
Comme indiqu?? pr??c??demment, les attractions momentan??es (ou r??pulsions entre particules) ont un effet sur la dynamique des gaz. En chimie physique, le nom donn?? ?? ces forces intermol??culaires est force de van der Waals. Ces forces jouent un r??le cl?? dans la d??termination propri??t??s physiques d'un gaz tel que viscosit?? et taux (voir la section caract??ristiques physiques) couler. Ignorer ces forces dans certaines conditions (voir Th??orie cin??tique mol??culaire) permet ?? un gaz r??el d'??tre trait?? comme un gaz id??al. Cette hypoth??se permet l'utilisation de lois des gaz parfaits qui simplifie grandement les calculs.
L'utilisation correcte de ces relations de gaz n??cessite l' Th??orie cin??tique mol??culaire (KMT). Lorsque des particules de gaz poss??dent une charge magn??tique ou Ils influencent la force intermol??culaire progressivement une autre que l'espacement entre eux est r??duite (le mod??le de liaison hydrog??ne illustre un exemple). En l'absence de toute accusation, ?? un moment donn?? lorsque l'espacement entre les particules de gaz est fortement r??duite qu'ils ne peuvent plus ??viter les collisions entre eux ?? des temp??ratures de gaz normales. Un autre cas d'augmentation des collisions entre particules de gaz comprendrait un volume fixe de gaz, qui, par chauffage serait contenir des particules tr??s rapides. Cela signifie que ces ??quations id??ales fournissent des r??sultats raisonnables sauf pour tr??s haute pression (compressible) ou de surchauffe (ionis??s). Notez que toutes ces conditions except??es permettre le transfert de l'??nergie ?? prendre place dans le syst??me de gaz. L'absence de ces transferts internes est ce qu'on appelle conditions id??ales dans lesquelles l'??change d'??nergie ne se produit qu'au limites du syst??me. Gaz v??ritable exp??rience de certains de ces collisions et les forces intermol??culaires. Lorsque ces collisions sont statistiquement n??gligeable (incompressible), les r??sultats de ces ??quations id??ales sont encore significative. Si les particules de gaz sont compress??s en proximit?? ils se comportent plus comme un liquide (voir la dynamique des fluides).
Des mod??les simplifi??s
Une ??quation d'??tat (pour les gaz) est un mod??le math??matique utilis?? pour ?? peu pr??s d??crire ou de pr??dire les propri??t??s de l'??tat d'un gaz. ?? l'heure actuelle, il n'y a pas une seule ??quation d'??tat qui pr??dit avec pr??cision les propri??t??s de tous les gaz dans toutes les conditions. Par cons??quent, un certain nombre d'??quations beaucoup plus pr??cise de l'??tat ont ??t?? d??velopp??s pour les gaz dans des gammes sp??cifiques de temp??rature et de pression. Les ??mod??les ?? gaz" qui sont les plus d??battus sont ??gaz parfait??, ??gaz parfait?? et ??gaz r??el". Chacun de ces mod??les a son propre ensemble d'hypoth??ses pour faciliter l'analyse d'un syst??me thermodynamique donn??. Chaque mod??le successive ??largit la gamme de temp??rature de la couverture ?? laquelle il se applique.
Mod??les de gaz id??al et parfait
Le ??quation d'??tat pour un gaz id??al ou parfait est le loi des gaz parfaits et lit
o?? P est la pression, V est le volume, n est la quantit?? de gaz (exprim??e en unit??s molaires), R est le constante universelle des gaz, 8,314 J / (mol K), et T est la temp??rature. ??crit de cette fa??on, il est parfois appel?? la ??version de chimiste", car il met l'accent sur le nombre de mol??cules n. Il peut aussi se ??crire
o?? 
est la constante de gaz sp??cifique pour un gaz particulier, dans les unit??s J / (kg K), et ρ = m / V est la densit??. Cette notation est la version du ??gaz dynamicien", ce qui est plus pratique dans la mod??lisation des flux de gaz impliquant l'acc??l??ration sans r??actions chimiques.
La loi des gaz parfaits ne fait pas une hypoth??se sur la chaleur sp??cifique d'un gaz. Dans le cas le plus g??n??ral, la chaleur sp??cifique est une fonction ?? la fois de temp??rature et de pression. Si la pression est n??glig??e d??pendance (et ??ventuellement la temp??rature et la d??pendance) dans une application particuli??re, le gaz est parfois dit ??tre un gaz parfait, bien que les hypoth??ses exactes peuvent varier en fonction de l'auteur et / ou domaine de la science.
Pour un gaz parfait, la loi des gaz parfaits se applique sans restrictions sur la chaleur sp??cifique. Un gaz parfait est un "gaz r??el" simplifi??e avec l'hypoth??se que le facteur de compressibilit?? Z est r??gl?? sur une signification que ce rapport reste constant pneumatique. Un facteur de compressibilit?? de l'un exige ??galement les variables quatre de l'Etat de suivre le loi des gaz parfaits.
Cette approximation est plus appropri?? pour des applications en g??nie bien que les mod??les plus simples peuvent ??tre utilis??s pour produire une "boule-parc" plage de l'endroit o?? la vraie solution doit mentir. Un exemple o?? le "rapprochement des gaz parfaits?? serait appropri?? serait ?? l'int??rieur d'une chambre de combustion d'un moteur ?? r??action . Il peut ??galement ??tre utile de garder les r??actions ??l??mentaires et dissociations chimiques pour le calcul ??missions.
Gaz r??el
Chacun des hypoth??ses ci-dessous l'ajoute ?? la complexit?? de la solution du probl??me. Comme la densit?? d'un gaz augmente avec la pression augmente, les forces intermol??culaires jouent un r??le plus important dans le comportement de gaz qui se traduit dans la loi des gaz parfaits ne plus fournir les r??sultats "raisonnables". A l'extr??mit?? sup??rieure de la plage de temp??rature du moteur (sections de chambre de combustion, par exemple - 1300 K), les particules de combustible complexes absorbent l'??nergie au moyen de rotations et des vibrations qui provoquent leurs chaleurs sp??cifiques de diff??rentes de celles des mol??cules diatomiques et les gaz nobles. En plus du double de cette temp??rature, l'excitation ??lectronique et la dissociation des particules de gaz commence ?? se produire, entra??nant la pression de se adapter ?? un grand nombre de particules (passage de gaz de plasma ). Enfin, l'ensemble des processus thermodynamiques ont ??t?? pr??sum??s d??crire gaz uniformes dont les vitesses varient selon une r??partition d??termin??e. Utilisation d'une situation de non-??quilibre implique le champ d'??coulement doit ??tre caract??ris?? d'une mani??re quelconque afin de permettre une solution. Une des premi??res tentatives d'??largir les limites de la loi des gaz parfaits ??tait d'inclure une couverture pour diff??rents processus thermodynamiques en ajustant l'??quation de lire pV n = constante et ensuite varier le n par des valeurs diff??rentes comme le rapport de chaleur sp??cifique, γ.
Effets de gaz r??el comprennent les ajustements effectu??s pour tenir compte d'un plus grand ??ventail de comportements de gaz:
- les effets de compressibilit?? (Z autoris?? ?? varier de 1,0)
- Variable capacit?? thermique (chaleurs sp??cifiques varient en fonction de la temp??rature)
- Van der Waals (li??s ?? la compressibilit??, peuvent substituer d'autres ??quations d'??tat)
- Effets thermodynamiques non-??quilibre
- Probl??mes avec mol??culaire dissociation et r??actions ??l??mentaires avec composition variable.
Pour la plupart des applications, une telle analyse d??taill??e est excessive. Exemples o?? "effets de gaz r??el?? aurait un impact significatif sur le seraient Navette Spatiale rentr??e o?? les temp??ratures et pressions extr??mement ??lev??es sont pr??sents ou les gaz produits lors d'??v??nements g??ologiques que dans l'image de l'??ruption de 1990 Mont Redoubt.
Synth??se historique
La loi de Boyle
La loi de Boyle ??tait peut-??tre la premi??re expression d'une ??quation d'??tat. En 1662, Robert Boyle a effectu?? une s??rie d'exp??riences utilisant un tube de verre en forme de J, qui a ??t?? scell??e ?? une extr??mit??. Le mercure a ??t?? introduit dans le tube, le pi??geage d'une quantit?? fixe d'air ?? court, extr??mit?? scell??e du tube. Ensuite, le volume de gaz a ??t?? soigneusement mesur??e comme le mercure suppl??mentaire a ??t?? ajout?? au tube. La pression du gaz peut ??tre d??termin??e par la diff??rence entre le niveau de mercure dans l'extr??mit?? courte du tube et qu'?? la longue, l'extr??mit?? ouverte. L'image de l'??quipement de Boyle montre certains des outils exotiques utilis??s par Boyle lors de son ??tude des gaz.
Gr??ce ?? ces exp??riences, Boyle noter que la pression exerc??e par un gaz maintenu ?? une temp??rature constante varie inversement avec le volume du gaz. Par exemple, si le volume est r??duit de moiti??, la pression est doubl??; et si le volume est doubl??, la pression est r??duite de moiti??. ??tant donn?? la relation inverse entre la pression et le volume, le produit de la pression (P) et le volume (V) est une constante (k) pour une masse donn??e de gaz confin?? dans la mesure o?? la temp??rature est constante. D??clar?? comme une formule, est donc:
??tant donn?? que l'avant et apr??s les volumes et les pressions de la quantit?? fixe de gaz, o?? les temp??ratures avant et apr??s sont les m??mes ?? la fois la constante k ??gale, ils peuvent ??tre li??s par l'??quation:
La loi de Charles
En 1787, le physicien fran??ais et le ballon pionnier, Jacques Charles, a constat?? que l'oxyg??ne, l'azote, hydrog??ne, dioxyde de carbone, l'air et l'expansion de la m??me mani??re sur le m??me intervalle de 80 Kelvin. Il a not?? que, pour un gaz parfait ?? pression constante, le volume est directement proportionnelle ?? sa temp??rature:
Loi de Gay-Lussac
En 1802, Louis Joseph Gay-Lussac a publi?? les r??sultats d'exp??riences similaires, quoique plus vastes. Gay-Lussac cr??dit?? travaux ant??rieurs de Charle en nommant la loi en son honneur. Gay-Lussac se est cr??dit?? de la pression d??crivant de la loi, qu'il a trouv?? en 1809. Il affirme que la pression exerc??e sur les c??t??s d'un conteneur par un gaz id??al est proportionnelle ?? sa temp??rature.
La loi d'Avogadro
En 1811, Amedeo Avogadro v??rifi?? que des volumes ??gaux de gaz purs contiennent le m??me nombre de particules. Sa th??orie ne ??tait pas g??n??ralement accept?? jusqu'en 1858 quand un autre chimiste italien Stanislao Cannizzaro ??tait en mesure d'expliquer les exceptions non id??ales. Pour son travail avec des gaz d'un si??cle avant, le nombre qui porte son nom de la constante d'Avogadro repr??sente le nombre d'atomes trouv??s dans 12 grammes de carbone ??l??mentaire-12 (6,022 ?? 10 23 mol -1). Ce nombre pr??cis de particules de gaz, ?? temp??rature et pression normales (loi des gaz parfaits) occupe 22,40 litres, ce qui est consid??r?? comme le volume molaire.
La loi d'Avogadro indique que le volume occup?? par un gaz id??al est proportionnelle au nombre de moles (ou mol??cules) pr??sents dans le conteneur. Cela donne lieu ?? la volume molaire d'un gaz qui, ?? STP est de 22,4 dm 3 (ou litres). La relation est donn??e par
o?? n est ??gal au nombre de moles de gaz (le nombre de mol??cules divis?? par le nombre d'Avogadro ).
La loi de Dalton
En 1801, John Dalton a publi?? la loi des pressions partielles de son travail avec relation id??ale de la loi de gaz: La pression d'un m??lange de gaz est ??gale ?? la somme des pressions de tous les seuls gaz constitutifs. Math??matiquement, cela peut ??tre repr??sent?? pour n esp??ce que:
Pression totale = Pression 1 + 2 + pression + ... Pression n
L'image du journal de Dalton repr??sente symbologie il a utilis?? comme raccourci pour enregistrer le chemin qu'il a suivi. Parmi ses observations de revues cl??s lors du m??lange "fluides compressibles" non r??actifs (gaz) ont ??t?? les suivants:
- Contrairement liquides, gaz plus lourds ne ont pas la d??rive vers le bas lors du m??lange.
- l'identit?? des particules de gaz n'a jou?? aucun r??le dans la d??termination de la pression finale (ils se sont comport??s comme si leur taille est n??gligeable).
Th??mes sp??ciaux
Compressibilit??
Thermodynamiciens utilisent ce facteur (Z) de modifier l'??quation des gaz parfaits pour tenir compte des effets de compressibilit?? de gaz r??els. Ce facteur repr??sente le rapport r??el ?? des volumes sp??cifiques id??ales. Il est parfois consid??r?? comme un "facteur fudge" ou la correction d'??largir la gamme utile de la loi des gaz parfaits ?? des fins de conception. Habituellement, cette valeur Z est tr??s proche de l'unit??. L'image de facteur de compressibilit?? Z illustre la mani??re dont varie dans une plage de temp??ratures tr??s basses.
Nombre de Reynolds
En m??canique des fluides, le nombre de Reynolds est le rapport des forces d'inertie (v s) de ρ aux forces visqueux (μ / L). Il est l'un des nombres sans dimension les plus importants de la dynamique des fluides et est utilis??, le plus souvent avec d'autres nombres sans dimension, de fournir un crit??re pour d??terminer la similitude dynamique. En tant que tel, le nombre de Reynolds fournit le lien entre les r??sultats de la mod??lisation (conception) et les conditions r??elles ?? grande ??chelle. Il peut ??galement ??tre utilis?? pour caract??riser l'??coulement.
Viscosit??
Viscosit??, une propri??t?? physique, est une mesure de la fa??on dont les mol??cules adjacentes adh??rent les unes aux autres. Un solide peut r??sister ?? une force de cisaillement en raison de la force de ces forces intermol??culaires collantes. Un fluide se d??former lorsqu'il est soumis en continu ?? une charge similaire. Tandis qu'un gaz a une valeur inf??rieure de la viscosit?? d'un liquide, il est encore une propri??t?? observable. Si les gaz ne avaient pas la viscosit??, alors ils ne se en tenir ?? la surface d'une aile et former une couche limite. Une ??tude de la aile delta dans le Schlieren l'image r??v??le que les particules de gaz en tenir ?? une autre (voir rubrique de la couche limite).
Turbulence
Dans la dynamique des fluides, la turbulence ou un ??coulement turbulent est un r??gime d'??coulement caract??ris?? par chaotiques, les changements de propri??t?? stochastiques. Cela comprend faible diffusion de l'??lan, haute convection de l'??lan, et la variation rapide de la pression et de la vitesse dans l'espace et le temps. La vue satellite de la m??t??o autour de Robinson Crusoe ??les illustre juste un exemple.
Couche limite
Les particules, en effet, ??coller?? ?? la surface d'un objet en mouvement ?? travers elle. Cette couche de particules est appel??e la couche limite. A la surface de l'objet, ce est essentiellement statique due au frottement de la surface. L'objet, avec sa couche limite est effectivement la nouvelle forme de l'objet que le reste des mol??cules ??voir?? ?? l'approche de l'objet. Cette couche limite peut se s??parer de la surface, cr??ant ainsi essentiellement une nouvelle surface et changer compl??tement le trajet d'??coulement. L'exemple classique de ce est un d??crochage a??rodynamique. L'image d'aile delta montre clairement la couche ??paississement fronti??re comme le gaz se ??coule de droite ?? gauche le long de la pointe.
Principe de l'entropie maximale
Comme le nombre total de degr??s de libert?? tend vers l'infini, le syst??me se trouve dans le macroscopique qui correspond ?? la plus ??lev??e la multiplicit??. Afin d'illustrer ce principe, observer la temp??rature de la peau d'une barre de m??tal gel??. Utilisation d'une image thermique de la temp??rature de la peau, notez la distribution de temp??rature sur la surface. Cette observation initiale de la temp??rature repr??sente un " microscopique. "?? un certain moment futur, une seconde observation de la temp??rature de la peau produit un second micro-??tat. En continuant ce processus d'observation, il est possible de produire une s??rie de micro-qui illustrent l'histoire thermique de la surface de la barre. La caract??risation de cette s??rie historique des micro-est possible en choisissant la macro-ce que tous classe avec succ??s en un seul groupement.
??quilibre thermodynamique
Lorsque le transfert d'??nergie ?? partir d'un syst??me cesse, cette condition est appel??e ?? l'??quilibre thermodynamique aussi. Habituellement, cette condition implique le syst??me et alentours sont ?? la m??me temp??rature afin que la chaleur transf??re plus entre eux. Il implique ??galement que les forces externes sont ??quilibr??s (volume ne change pas), et toutes les r??actions chimiques ?? l'int??rieur du syst??me sont complets. La chronologie de ces ??v??nements varie selon le syst??me en question. Conteneur de glace a permis de faire fondre ?? la temp??rature ambiante prend des heures, tandis que dans les semi-conducteurs de transfert de chaleur qui se produit dans le dispositif de transition d'un ??tat bloqu?? ?? pourrait ??tre de l'ordre de quelques nanosecondes.
