2010-01-22

1

CHEMIA X

Stan skupienia - gaz

Stan

stały, ciekły, gazowy,

• Istnieje również czwarty stan skupienia, stan

plazmy

, który istnieje jedynie w zakresie niezwykle

wysokich temperatur.

• Stan stały

charakteryzuje się kształtem postaci i

objętości próbki, niezależnie od kształtu naczynia.

Stan ciekły

-

próbka zachowuje swoją określoną

objętość podczas przelewania z jednego naczynia
do drugiego, przyjmuje kształt mieszczącego ją
naczynia

Stan gazowy

-

próbka nie ma własnego kształtu,

objętości i może rozprzestrzeniać się po całej
objętości naczynia, w której jest zawarta.

2010-01-22

2

w temperaturach powyżej zera absolutnego (tj.

powyżej -273

o

C) atomy i cząsteczki substancji

znajdują się w nieustannym ruchu

W ciałach stałych ruch nie jest wielki - głównie

oscylacje

atomów i cząsteczek względem węzłów

sieci krystalicznej.

W miarę ogrzewania rośnie energia kinetyczna ruchów

a w temperaturze zwanej temperaturą topnienia

cząsteczki lub pojedyncze atomy tracą zdolność

powrotu do swych pierwotnych położeń i substancja

stała przechodzi w ciecz.

Wzajemne oddziaływanie między atomami i

cząsteczkami jest jednak ciągle tak duże, że

objętość cieczy w danej temperaturze pozostaje

stała.

Dalsze ogrzewanie cieczy prowadzi do stanu, w którym

cząsteczki uzyskują energię kinetyczną wystarczającą

do pokonania sił wzajemnego przyciągania i ciecz

zamienia się w gaz, zdolny do rozprzestrzeniania się w

całej przestrzeni.

Jak wiemy czyste substancje charakteryzują się ściśle

określoną temperaturą topnienia i temperaturą

wrzenia.

Wrzenie jest szczególnym przypadkiem parowania -

gwałtowne przejście cieczy w stan pary przez tworzenie

pęcherzyków.

Ciecz wrze w temperaturze wrzenia, tj. w temperaturze,

w której ciśnienie pary cieczy zrówna się z panującym

ciśnieniem atmosferycznym.

2010-01-22

3

powierzchniowe zjawisko parowania cieczy,

zachodzące przecież także w temperaturach

niższych od temperatury wrzenia

• Jest to spowodowane stałą wymianą energii

między zderzającymi się ze sobą cząsteczkami.

• w zbiorze cząsteczek będą znajdowały się

cząsteczki o dużej i małej energii kinetycznej.

• Rozkładem energii kinetycznej na poszczególne

cząsteczki rozważanego układu rządzą prawa
prawdopodobieństwa.

stan gazowy charakteryzuje się bardzo dużym

współczynnikiem ściśliwości, a także brakiem

sprężystości i uporządkowania cząsteczek

• ilość (w molach) n (lub masa m oraz masa

molowa M,przy czym n= m/M)

• objętość v (cm

3

, dm

3

, l)

• ciśnienie p (Pa)

• temperatura T (

o

K,

o

C)

2010-01-22

4

Gaz doskonały

założenia:
• cząsteczki gazu są tak małe, że można je uważać

za punkty materialne

• pomiędzy cząsteczkami gazu nie występują siły

wzajemnego przyciągania ani odpychania

• cząsteczki gazu poruszają się stale i bezładnie po

torach prostoliniowych, zderzając się ze sobą i

ściankami naczynia, w którym się znajdują

• zderzenia cząsteczek gazu są doskonale sprężyste
• średnia energia kinetyczna cząsteczek jest

proporcjonalna do temperatury gazu w skali
Kelvina.

P

rawa gazu doskonałego

Charakter zachowań gazu doskonałego w

zależności od ciśnienia, temperatury i
zajmowanej objętości opisują prawa gazowe.

• prawo izotermy (prawo Boyle'a-Mariotta)
• T = const

v x p = const

v

1

x p

1

= v

2

xp

2

2010-01-22

5

prawo izobary (prawo Gay-

Lussaca)

• p = const

• v

t

= v

o

(1 + a*t)

gdzie: v

t

-

objetość w temperaturze t, v

o

- obj

ętość gazu w

temperaturze 0

o

C, a = 1/273,15

v

t

= v

o

* T/T

o

lub dla dwóch temperatur T

1

i T

2

• v

1

/v

2

= T

1

/T

2

lub v/T = const

Prawo izochory (prawo Charlesa)

V = const
ciśnienie gazu ogrzewanego zmienia się według

zależności.

gdzie: p

t

-

ciśnienie gazu w temperaturze t,

p

o

ciśnienie gazu w temperaturze O

o

C, beta -

współczynnik ściśliwości; beta = 1/273,15 = 0,00366

p

t

= p

o

* T/T

o

lub dla dwóch temperatur T

1

i T

2

• p

1

/p

2

= T

1

/T

2

lub p/T = const

• w stałej objętości, cisnienie gazu jest wprost

proporcjonalne do jego temperatury

bezwzględnej.

2010-01-22

6

równania stanu gazu doskonałego

równania Clapeyrona

.

• dowolnej liczby n moli

pV = nRT

dla 1 mola gazu

doskonałego

p * V = R * T

gdzie: R -

stała gazowa, R = 8,31 J/(mol * K),

V -

objętość jednego mola gazu

w temperaturze t i pod ciśnieniem p.

równanie van der Waalsa dla

gazu rzeczywistego

Van der Waals wprowadził poprawki do

gazowego równania stanu gazowego
uwzględniające wzajemne oddziaływanie
cząsteczek i objętość własną cząsteczek.

Dla 1 mola ma postać

(p + a/V

2

)(V-b) = RT

gdzie: a i b -

stałe charakterystyczne dla

danego gazu rzeczywistego

2010-01-22

7

a

– uwzględniająca oddziaływanie między

cząsteczkami gazu (cząsteczki gazu przyciągają

się, w wyniku czego rzeczywiste ciśnienie gazu na

ścianki naczynia jest mniejsze niż w przypadku,

gdyby tego oddziaływania nie było)

b -

stała charakterystyczna dla danego gazu,

uwzględniająca skończone rozmiary cząsteczek

(cząsteczki zajmują jakąś objętość)

Wartość a jest stałą wynikająca z istnienia sił

przyciągania międzycząsteczkowego, natomiast b

jest poprawką związaną z objętością własną

cząsteczek gazu.

• Poprawka a/V

2

nosi nazwę

ciśnienia wewnętrznego

gazu.

• Dodaje się ją do ciśnienia zewnętrznego p dlatego,

że ciśnienia te mają zgodny kierunek działania.

• Poprawka b zależy od wielkości i kształtu cząsteczki

gazu rzeczywistego, oznacza tzw

sferę działania

cząsteczek

i jest równa w przybliżeniu poczwórnej

objętości własnej cząsteczek. Poprawkę b

wynikającą z istnienia objętości własnej cząsteczek

odejmuje się od całkowitej objętości v zajmowanej
przez gaz.