Bevegelse av molekyler i et fast stoff. Fysikk

I gasser er avstanden mellom molekyler og atomer vanligvis mye større enn størrelsen på molekylene, og tiltrekningskreftene er svært små. Derfor har ikke gasser sin egen form og konstant volum. Gasser komprimeres lett fordi frastøtende krefter over store avstander også er små. Gasser har egenskapen til å utvide seg på ubestemt tid, og fylle hele volumet som de får. Gassmolekyler beveger seg i svært høye hastigheter, kolliderer med hverandre og spretter av hverandre i forskjellige retninger. Tallrike påvirkninger av molekyler på veggene i fartøyet skaper gasstrykk.

Bevegelse av molekyler i væsker

I væsker svinger molekyler ikke bare rundt likevektsposisjonen, men gjør også hopp fra en likevektsposisjon til den neste. Disse hoppene forekommer med jevne mellomrom. Tidsintervallet mellom slike hopp kalles gjennomsnittlig tid av fast liv(eller gjennomsnittlig avslapningstid) og er betegnet med bokstaven ?. Med andre ord er avspenningstid tiden for svingninger rundt en bestemt likevektsposisjon. Ved romtemperatur er denne tiden i gjennomsnitt 10 -11 s. Tiden for en oscillasjon er 10 -12 ... 10 -13 s.

Tiden for stillesittende liv avtar med økende temperatur. Avstand mellom flytende molekyler mindre størrelser molekyler, partiklene er plassert nær hverandre, og den intermolekylære tiltrekningen er sterk. Arrangementet av flytende molekyler er imidlertid ikke strengt ordnet gjennom hele volumet.

Væsker, som faste stoffer, beholder volumet, men har ikke sin egen form. Derfor tar de formen til fartøyet de befinner seg i. Væsken har følgende egenskaper: flytbarhet. Takket være denne egenskapen motstår ikke væsken å endre form, er litt komprimert, og dens fysiske egenskaper identisk i alle retninger inne i væsken (isotropi av væsker). Naturen til molekylær bevegelse i væsker ble først etablert av den sovjetiske fysikeren Yakov Ilyich Frenkel (1894 - 1952).

Bevegelse av molekyler i faste stoffer

Molekylene og atomene til et fast stoff er ordnet i en bestemt rekkefølge og form krystallgitter. Slike faste stoffer kalles krystallinske. Atomer utfører vibrasjonsbevegelser rundt likevektsposisjonen, og tiltrekningen mellom dem er veldig sterk. Derfor faste stoffer i normale forhold beholde volum og ha sin egen form.

Struktur av gasser, væsker og faste stoffer.

Grunnleggende prinsipper for molekylær kinetisk teori:

Alle stoffer er bygd opp av molekyler, og molekyler er bygd opp av atomer,

atomer og molekyler er i konstant bevegelse,

Det er tiltreknings- og frastøtningskrefter mellom molekyler.

I gasser molekyler beveger seg kaotisk, avstandene mellom molekyler er store, molekylære krefter er små, gassen opptar hele volumet som er gitt til den.

I væsker molekyler er ordnet på en ryddig måte bare på korte avstander, og på store avstander brytes rekkefølgen (symmetrien) til arrangementet - "kortdistanseorden". Kreftene til molekylær tiltrekning holder molekyler tett sammen. Bevegelsen av molekyler "hopper" fra en stabil posisjon til en annen (vanligvis innenfor ett lag. Denne bevegelsen forklarer flyten til en væske. En væske har ingen form, men har volum.

Faste stoffer er stoffer som beholder sin form, delt inn i krystallinske og amorfe. Krystallinske faste stoffer legemer har et krystallgitter, i knutepunktene som det kan være ioner, molekyler eller atomer i. De svinger i forhold til stabile likevektsposisjoner. Krystallgitter har en regelmessig struktur gjennom hele volumet - "langdistanseorden" av arrangement.

Amorfe kropper beholder sin form, men har ikke et krystallgitter og har som et resultat ikke et uttalt smeltepunkt. De kalles frosne væsker, siden de, i likhet med væsker, har en "kortdistanse" rekkefølge av molekylært arrangement.

Molekylære interaksjonskrefter

Alle molekyler av et stoff samhandler med hverandre gjennom tiltreknings- og frastøtningskrefter. Bevis på samspillet mellom molekyler: fenomenet fukting, motstand mot kompresjon og spenning, lav komprimerbarhet av faste stoffer og gasser, etc. Årsaken til interaksjonen mellom molekyler er de elektromagnetiske interaksjonene mellom ladede partikler i et stoff. Hvordan forklare dette? Et atom består av en positivt ladet kjerne og et negativt ladet elektronskall. Ladningen til kjernen er lik den totale ladningen til alle elektronene, så atomet som helhet er elektrisk nøytralt. Et molekyl som består av ett eller flere atomer er også elektrisk nøytralt. La oss vurdere interaksjonen mellom molekyler ved å bruke eksemplet med to stasjonære molekyler. Gravitasjons- og elektromagnetiske krefter kan eksistere mellom legemer i naturen. Siden massene av molekyler er ekstremt små, kan ubetydelige krefter av gravitasjonsinteraksjon mellom molekyler ignoreres. På svært store avstander er det heller ingen elektromagnetisk interaksjon mellom molekyler. Men etter hvert som avstanden mellom molekylene minker, begynner molekylene å orientere seg på en slik måte at sidene som vender mot hverandre vil ha ladninger av forskjellige fortegn (generelt sett forblir molekylene nøytrale), og det oppstår tiltrekningskrefter mellom molekylene. Med en enda større reduksjon i avstanden mellom molekyler oppstår frastøtende krefter som et resultat av samspillet mellom negativt ladet elektronskjell atomer av molekyler. Som et resultat blir molekylet påvirket av summen av kreftene til tiltrekning og frastøting. Ved store avstander dominerer tiltrekningskraften (i en avstand på 2-3 diametre av molekylet er tiltrekningen maksimal), på korte avstander råder frastøtningskraften. Det er en avstand mellom molekylene hvor tiltrekningskreftene blir lik frastøtende krefter. Denne posisjonen til molekylene kalles posisjonen for stabil likevekt. Molekyler plassert i avstand fra hverandre og forbundet med elektromagnetiske krefter har potensiell energi. I en stabil likevektsposisjon er den potensielle energien til molekylene minimal. I et stoff interagerer hvert molekyl samtidig med mange nabomolekyler, noe som også påvirker verdien av minimumet potensiell energi molekyler. I tillegg er alle molekyler av et stoff i kontinuerlig bevegelse, dvs. har kinetisk energi. Således bestemmes strukturen til et stoff og dets egenskaper (faste, flytende og gassformige legemer) av forholdet mellom den minste potensielle energien for interaksjon av molekyler og reserven av kinetisk energi termisk bevegelse molekyler.

Struktur og egenskaper til faste, flytende og gassformige legemer

Strukturen til kropper forklares av samspillet mellom partikler i kroppen og arten av deres termiske bevegelse.

Fast

Faste stoffer har konstant form og volum og er praktisk talt ukomprimerbare. Den minste potensielle energien for interaksjon mellom molekyler er større enn den kinetiske energien til molekyler. Sterk partikkelinteraksjon. Den termiske bevegelsen til molekyler i et fast stoff uttrykkes kun ved vibrasjoner av partikler (atomer, molekyler) rundt en stabil likevektsposisjon.

På grunn av de store tiltrekningskreftene kan molekyler praktisk talt ikke endre sin posisjon i stoffet, dette forklarer uforanderligheten til volumet og formen til faste stoffer. De fleste faste stoffer har et romlig ordnet arrangement av partikler som danner et vanlig krystallgitter. Materiepartikler (atomer, molekyler, ioner) er lokalisert ved toppunktene - noder i krystallgitteret. Nodene til krystallgitteret faller sammen med posisjonen for stabil likevekt til partiklene. Slike faste stoffer kalles krystallinske.

Væske

Væsker har et visst volum, men har ikke sin egen form; de har formen til karet de befinner seg i. Den minste potensielle energien for interaksjon mellom molekyler er sammenlignbar med den kinetiske energien til molekyler. Svak partikkelinteraksjon. Den termiske bevegelsen til molekyler i en væske uttrykkes ved vibrasjoner rundt en stabil likevektsposisjon innenfor volumet gitt til molekylet av naboene. Molekyler kan ikke bevege seg fritt gjennom hele volumet av et stoff, men overganger av molekyler til nærliggende steder er mulig. Dette forklarer væskens flyt og evnen til å endre form.

I væsker er molekyler ganske fast bundet til hverandre av tiltrekningskrefter, noe som forklarer invariansen til væskens volum. I en væske er avstanden mellom molekylene omtrent lik diameteren til molekylet. Når avstanden mellom molekylene minker (komprimering av væsken), øker frastøtende krefter kraftig, slik at væsker er inkompressible. Når det gjelder deres struktur og arten av termisk bevegelse, inntar væsker en mellomposisjon mellom faste stoffer og gasser. Selv om forskjellen mellom en væske og en gass er mye større enn mellom en væske og et fast stoff. For eksempel, under smelting eller krystallisering, endres volumet til et legeme mange ganger mindre enn under fordampning eller kondensering.

Gasser har ikke et konstant volum og opptar hele volumet av fartøyet de befinner seg i. Den minste potensielle energien for interaksjon mellom molekyler er mindre enn den kinetiske energien til molekyler. Materiepartikler samhandler praktisk talt ikke. Gasser er preget av fullstendig uorden i arrangementet og bevegelsen av molekyler.

Avstanden mellom gassmolekylene er mange ganger større enn størrelsen på molekylene. Små tiltrekkende krefter kan ikke holde molekyler nær hverandre, så gasser kan utvide seg uten grenser. Gasser komprimeres lett under påvirkning av ytre trykk, fordi avstandene mellom molekylene er store, og interaksjonskreftene er ubetydelige. Gasstrykket på veggene i beholderen skapes av påvirkningene fra bevegelige gassmolekyler.

Arrangement av molekyler i faste stoffer. I faste stoffer er avstandene mellom molekylene lik størrelsene på molekylene, så faste stoffer beholder sin form. Molekyler er ordnet i en bestemt rekkefølge kalt krystallcelle Derfor beholder faste stoffer under normale forhold volumet.

Bilde 5 fra presentasjonen "3 tilstander av materie" for fysikktimer om emnet " Termiske fenomener»

Dimensjoner: 960 x 720 piksler, format: jpg. For å laste ned et bilde gratis fysikk leksjon, høyreklikk på bildet og klikk "Lagre bilde som...". For å vise bilder i leksjonen kan du også laste ned gratis hele presentasjonen «3 states of matter.ppt» med alle bildene i et zip-arkiv. Arkivstørrelsen er 2714 KB.

Last ned presentasjon

Termiske fenomener

"Diffusion in Nature" - Mye brukt i Mat industri når du hermetiserer grønnsaker og frukt. Når du lager stål. Et eksempel på diffusjon er blanding av gasser eller væsker. Hva er diffusjon? Diffusjon i respirasjonen. Fenomenet diffusjon har viktige manifestasjoner i naturen og brukes i vitenskap og industri.

"Endringer i materiens aggregerte tilstander" - Aggregerte transformasjoner av materie. Spesifikk varme fordampning. Koketemperatur. Koking. Temperaturgraf over endringer i vannets samlede tilstander. Smelte- og krystalliseringstemperatur. Fordampningsforhold. Aggregerte transformasjoner. Fordamping. Beregning av varmemengden. Smelte- og størkningsprosess.

"3 tilstander av materie" - Løs kryssordet. Krystallisering. Arrangement av molekyler i faste stoffer. Eksempler på prosesser. stater. Substans. Egenskaper til gasser. Fordamping. Spørsmål til kryssordet. Egenskaper til væsker. Arrangement av molekyler i væsker. Is. Faste stoffers egenskaper. Kondensasjon. Arten av bevegelsen og samspillet mellom partikler.

"Diffusjon av stoffer" - Duftende blader. Mørk farge. Ordspråk. Thales fra Milet. Heraklit. La oss løse problemer. Forskere Antikkens Hellas. Spredning i teknologi og natur. Oppgaver for biologielskere. Diffusjon. Fenomenet diffusjon. Demokrit Observasjoner. Diffusjon i gasser.

"Termiske fenomener under oppløsning" - D.I. Mendeleev. Orientering. Oppløsning av kaliumpermanganat i vann. Eksoterm prosess. Sjekk skrivebordsnaboen din. Vi ønsker deg suksess med videre kunnskap om fysikk- og kjemilovene. Diffusjonshastighet. Det som kalles termisk bevegelse. Gjensidig penetrasjon av molekyler. Betydningen av løsninger. Praktiske problemer.

"Samspill mellom molekyler" - Er det mulig å koble sammen to stykker av en jernspiker? Tiltrekning holder partikler sammen. Alternativ I Naturlige blandinger inkluderer ikke: a) leire; b) sement; c) jord. Gassformige stoffer. Alternativ II Den kunstige blandingen er: a) leire; b) sement; c) jord. Avstanden mellom gassmolekylene er større enn størrelsen på selve molekylene.

Det er totalt 23 presentasjoner i temaet

Kinetisk energi til et molekyl

I en gass beveger molekyler seg fritt (isolert fra andre molekyler), og kolliderer bare av og til med hverandre eller med veggene i beholderen. Så lenge molekylet beveger seg fritt, har det bare kinetisk energi. Under en kollisjon får molekylene også potensiell energi. Dermed, total energi gass ​​representerer summen av kinetiske og potensielle energier til molekylene. Jo mer sjeldnere gassen er, jo flere molekyler er til enhver tid i en tilstand av fri bevegelse, og har bare kinetisk energi. Følgelig, når gassen sjeldnes, reduseres andelen potensiell energi sammenlignet med kinetisk energi.

Den gjennomsnittlige kinetiske energien til et molekyl ved ideell gasslikevekt har en veldig viktig funksjon: i en blanding av forskjellige gasser, gjennomsnittlig kinetisk energi til et molekyl for ulike komponenter blandingene er de samme.

For eksempel er luft en blanding av gasser. Gjennomsnittlig energi til et luftmolekyl for alle dets komponenter ved normale forhold, når luft fortsatt kan betraktes som en ideell gass, er den samme. Denne eiendommen ideelle gasser kan påvises på grunnlag av generelle statistiske betraktninger. En viktig konsekvens følger av dette: hvis to forskjellige gasser (i forskjellige kar) er inne termisk likevekt med hverandre, da er de gjennomsnittlige kinetiske energiene til molekylene deres de samme.

I gasser er avstanden mellom molekyler og atomer vanligvis mye større enn størrelsen på selve molekylene; samspillskreftene mellom molekylene er ikke store. Som et resultat har ikke gassen sin egen form og konstant volum. Gass komprimeres lett og kan utvides uten grenser. Gassmolekyler beveger seg fritt (translasjonsmessig kan de rotere), bare noen ganger kolliderer med andre molekyler og veggene i fartøyet der gassen befinner seg, og de beveger seg med svært høye hastigheter.

Bevegelse av partikler i faste stoffer

Strukturen til faste stoffer er fundamentalt forskjellig fra strukturen til gasser. I dem er de intermolekylære avstandene små og den potensielle energien til molekylene er sammenlignbar med den kinetiske energien. Atomer (eller ioner, eller hele molekyler) kan ikke kalles ubevegelige; de ​​utfører tilfeldige bevegelser. oscillerende bevegelse nær midtposisjonene. Jo høyere temperatur, desto større er oscillasjonsenergien, og derfor den gjennomsnittlige amplituden til oscillasjonene. Termiske vibrasjoner av atomer forklarer også varmekapasiteten til faste stoffer. La oss vurdere mer detaljert bevegelsene til partikler i krystallinske faste stoffer. Hele krystallen som helhet er et veldig komplekst koblet oscillerende system. Avvikene til atomer fra deres gjennomsnittlige posisjoner er små, og derfor kan vi anta at atomene er underlagt virkningen av kvasi-elastiske krefter som adlyder Hookes lineære lov. Slike oscillerende systemer kalles lineære.

Det er en utviklet matematisk teori systemer utsatt for lineære svingninger. Det beviser et veldig viktig teorem, hvis essens er som følger. Hvis systemet utfører små (lineære) sammenkoblede oscillasjoner, kan det ved å transformere koordinatene formelt reduseres til et system av uavhengige oscillatorer (hvis oscillasjonsligninger ikke er avhengige av hverandre). Et system av uavhengige oscillatorer oppfører seg som ideell gass i den forstand at atomene til sistnevnte også kan betraktes som uavhengige.

Det er ved å bruke ideen om uavhengighet av gassatomer at vi kommer frem til Boltzmanns lov. Denne svært viktige konklusjonen gir et enkelt og pålitelig grunnlag for hele teorien om faste stoffer.

Boltzmanns lov

Antall oscillatorer med gitte parametere (koordinater og hastigheter) bestemmes på samme måte som antall gassmolekyler i en gitt tilstand, i henhold til formelen:

Oscillator energi.

Boltzmanns lov (1) i teorien om faste legemer har ingen begrensninger, men formel (2) for oscillatorenergien er hentet fra klassisk mekanikk. Når man vurderer faste legemer teoretisk, må man stole på kvantemekanikk, som er preget av diskrete endringer i oscillatorenergien. Diskretiteten til oscillatorenergien blir ubetydelig bare når det er tilstrekkelig høye verdier energien hans. Dette betyr at (2) kun kan brukes ved tilstrekkelig høye temperaturer. Ved høye temperaturer til et fast stoff, nær smeltepunktet, følger loven om jevn fordeling av energi over frihetsgradene fra Boltzmanns lov. Hvis det i gasser for hver frihetsgrad i gjennomsnitt er en energimengde lik (1/2) kT, så har oscillatoren én frihetsgrad, i tillegg til den kinetiske, med potensiell energi. Derfor, for én grad av frihet i solid kropp hvis nok høy temperatur det er en energi lik kT. Ut fra denne loven er det ikke vanskelig å beregne totalen indre energi av et fast legeme, og etter dets varmekapasitet. En mol av et fast stoff inneholder NA-atomer, og hvert atom har tre frihetsgrader. Derfor inneholder føflekken 3 NA-oscillatorer. Energi til en mol av et fast stoff

EN molar varmekapasitet fast ved tilstrekkelig høye temperaturer

Erfaring bekrefter denne loven.

Væsker inntar en mellomposisjon mellom gasser og faste stoffer. Flytende molekyler spres ikke over lange avstander, og væske beholder under normale forhold volumet. Men i motsetning til faste stoffer, vibrerer molekyler ikke bare, men hopper også fra sted til sted, det vil si at de utfører frie bevegelser. Når temperaturen øker, koker væsker (det er et såkalt kokepunkt) og blir til gass. Når temperaturen synker, krystalliserer væsker og blir faste stoffer. Det er et punkt i temperaturfeltet der grensen mellom gass ( mettet damp) væske forsvinner ( kritisk punkt). Mønsteret for termisk bevegelse av molekyler i væsker nær størkningstemperaturen er veldig lik oppførselen til molekyler i faste stoffer. For eksempel er varmekapasitetskoeffisientene nøyaktig de samme. Siden varmekapasiteten til et stoff endres litt under smelting, kan vi konkludere med at arten av bevegelsen av partikler i en væske er nær bevegelsen i et fast stoff (ved smeltetemperaturen). Ved oppvarming endres væskens egenskaper gradvis, og den blir mer som en gass. I væsker er den gjennomsnittlige kinetiske energien til partikler mindre enn deres potensielle energi intermolekylær interaksjon. Energien til intermolekylær interaksjon i væsker og faste stoffer er ubetydelig forskjellig. Hvis vi sammenligner fusjonsvarmen og fordampningsvarmen, vil vi se det når vi flytter fra en aggregeringstilstand i den andre er fusjonsvarmen betydelig lavere enn fordampningsvarmen. Tilstrekkelig matematisk beskrivelse strukturen til en væske kan bare gis ved hjelp av statistisk fysikk. For eksempel, hvis en væske består av identiske sfæriske molekyler, kan dens struktur beskrives av den radielle fordelingsfunksjonen g(r), som gir sannsynligheten for å oppdage et hvilket som helst molekyl i en avstand r fra det gitte valgt som referansepunkt. Denne funksjonen kan bli funnet eksperimentelt ved å studere diffraksjon røntgenstråler eller nøytroner, kan man gjennomføre datamodellering denne funksjonen ved hjelp av newtonsk mekanikk.

Den kinetiske teorien om væske ble utviklet av Ya.I. Frenkel. I denne teorien betraktes en væske, som i tilfellet med et fast stoff, som dynamisk system harmoniske oscillatorer. Men i motsetning til et fast legeme, er likevektsposisjonen til molekyler i en væske midlertidig. Etter å ha oscillert rundt en posisjon, hopper væskemolekylet til en ny posisjon i nærheten. Et slikt hopp skjer med energiforbruk. Den gjennomsnittlige "avviklede levetiden" til et væskemolekyl kan beregnes som:

\[\venstre\langle t\høyre\rangle =t_0e^(\frac(W)(kT))\venstre(5\høyre),\]

der $t_0\ $ er perioden med svingninger rundt en likevektsposisjon. Energien som et molekyl må motta for å bevege seg fra en posisjon til en annen kalles aktiveringsenergien W, og tiden molekylet er i likevektsposisjon kalles for «avviklet liv»-tiden t.

For et vannmolekyl, for eksempel ved romtemperatur, gjennomgår ett molekyl omtrent 100 vibrasjoner og hopper til en ny posisjon. Tiltrekningskreftene mellom molekylene til en væske er sterke slik at volumet opprettholdes, men den begrensede stillesittende levetiden til molekylene fører til fremveksten av et slikt fenomen som fluiditet. Under partikkeloscillasjoner nær likevektsposisjonen kolliderer de kontinuerlig med hverandre, så selv en liten komprimering av væsken fører til en skarp "herding" av partikkelkollisjoner. Dette betyr en kraftig økning i trykket av væsken på veggene i karet der den er komprimert.

Eksempel 1

Oppgave: Bestem den spesifikke varmekapasiteten til kobber. Anta at temperaturen på kobber er nær smeltepunktet. ( Molar masse kobber $\mu =63\cdot 10^(-3)\frac(kg)(mol))$

I følge Dulong og Petits lov er føflekker kjemisk enkle stoffer ved temperaturer nær smeltepunktet har den en varmekapasitet:

Spesifikk varmekapasitet til kobber:

\[С=\frac(с)(\mu )\til С=\frac(3R)(\mu )\venstre(1.2\høyre),\] \[С=\frac(3\cdot 8.31) (63) \cdot 10^(-3))=0,39\ \cdot 10^3(\frac(J)(kgK))\]

Svar: Spesifikk varme kobber $0,39\ \cdot 10^3\venstre(\frac(J)(kgK)\høyre).$

Oppgave: Forklar på en forenklet måte fra et fysisk ståsted prosessen med å løse opp salt (NaCl) i vann.

Grunnlaget moderne teori løsninger ble laget av D.I. Mendeleev. Han fastslo at under oppløsning skjer to prosesser samtidig: fysisk - den jevne fordelingen av partikler av det oppløste stoffet gjennom hele volumet av løsningen, og kjemisk - samspillet mellom løsningsmidlet og det løste stoffet. Vi er interessert i fysisk prosess. Saltmolekyler ødelegger ikke vannmolekyler. I dette tilfellet ville det være umulig å fordampe vannet. Hvis saltmolekyler sluttet seg til vannmolekyler, ville vi fått et nytt stoff. Og saltmolekyler kan ikke trenge inn i molekylene.

Mellom Na+ ioner og Cl - klor og polare vannmolekyler danner en ione-dipolbinding. Det viser seg å være sterkere enn ioniske bindinger i molekyler bordsalt. Som et resultat av denne prosessen svekkes bindingen mellom ionene som ligger på overflaten av NaCl-krystaller, natrium- og klorioner løsnes fra krystallen, og vannmolekyler danner såkalte hydreringsskall rundt dem. De separerte hydratiserte ionene, under påvirkning av termisk bevegelse, er jevnt fordelt mellom løsningsmiddelmolekylene.

Kinetisk energi til et molekyl

I en gass beveger molekyler seg fritt (isolert fra andre molekyler), og kolliderer bare av og til med hverandre eller med veggene i beholderen. Så lenge et molekyl beveger seg fritt, har det bare kinetisk energi. Under en kollisjon får molekylene også potensiell energi. Dermed er den totale energien til en gass summen av kinetiske og potensielle energier til dens molekyler. Jo mer sjeldnere gassen er, jo flere molekyler er til enhver tid i en tilstand av fri bevegelse, og har bare kinetisk energi. Følgelig, når gassen sjeldnes, reduseres andelen potensiell energi sammenlignet med kinetisk energi.

Den gjennomsnittlige kinetiske energien til et molekyl ved likevekt til en ideell gass har en svært viktig egenskap: i en blanding av forskjellige gasser er den gjennomsnittlige kinetiske energien til et molekyl for forskjellige komponenter i blandingen den samme.

For eksempel er luft en blanding av gasser. Gjennomsnittsenergien til et luftmolekyl for alle dets komponenter under normale forhold, når luft fortsatt kan betraktes som en ideell gass, er den samme. Denne egenskapen til ideelle gasser kan bevises på grunnlag av generelle statistiske betraktninger. En viktig konsekvens følger av dette: hvis to forskjellige gasser (i forskjellige kar) er i termisk likevekt med hverandre, så er den gjennomsnittlige kinetiske energien til molekylene deres de samme.

I gasser er avstanden mellom molekyler og atomer vanligvis mye større enn størrelsen på selve molekylene; samspillskreftene mellom molekylene er ikke store. Som et resultat har ikke gassen sin egen form og konstant volum. Gass komprimeres lett og kan utvides uten grenser. Gassmolekyler beveger seg fritt (translasjonsmessig kan de rotere), bare noen ganger kolliderer med andre molekyler og veggene i fartøyet der gassen befinner seg, og de beveger seg med svært høye hastigheter.

Bevegelse av partikler i faste stoffer

Strukturen til faste stoffer er fundamentalt forskjellig fra strukturen til gasser. I dem er de intermolekylære avstandene små og den potensielle energien til molekylene er sammenlignbar med den kinetiske energien. Atomer (eller ioner, eller hele molekyler) kan ikke kalles ubevegelige; de ​​utfører tilfeldig oscillerende bevegelse rundt gjennomsnittlige posisjoner. Jo høyere temperatur, desto større er oscillasjonsenergien, og derfor den gjennomsnittlige amplituden til oscillasjonene. Termiske vibrasjoner av atomer forklarer også varmekapasiteten til faste stoffer. La oss vurdere mer detaljert bevegelsene til partikler i krystallinske faste stoffer. Hele krystallen som helhet er et veldig komplekst koblet oscillerende system. Avvikene til atomer fra deres gjennomsnittlige posisjoner er små, og derfor kan vi anta at atomene er underlagt virkningen av kvasi-elastiske krefter som adlyder Hookes lineære lov. Slike oscillerende systemer kalles lineære.

Det er en utviklet matematisk teori om systemer utsatt for lineære svingninger. Det beviser et veldig viktig teorem, hvis essens er som følger. Hvis systemet utfører små (lineære) sammenkoblede oscillasjoner, kan det ved å transformere koordinatene formelt reduseres til et system av uavhengige oscillatorer (hvis oscillasjonsligninger ikke er avhengige av hverandre). Et system av uavhengige oscillatorer oppfører seg som en ideell gass i den forstand at atomene til sistnevnte også kan betraktes som uavhengige.

Det er ved å bruke ideen om uavhengighet av gassatomer at vi kommer frem til Boltzmanns lov. Denne svært viktige konklusjonen gir et enkelt og pålitelig grunnlag for hele teorien om faste stoffer.

Boltzmanns lov

Antall oscillatorer med gitte parametere (koordinater og hastigheter) bestemmes på samme måte som antall gassmolekyler i en gitt tilstand, i henhold til formelen:

Oscillator energi.

Boltzmanns lov (1) i teorien om faste legemer har ingen begrensninger, men formel (2) for oscillatorenergien er hentet fra klassisk mekanikk. Når man teoretisk vurderer faste stoffer, må man stole på kvantemekanikk, som er preget av diskrete endringer i oscillatorens energi. Diskretiteten til oscillatorenergien blir ubetydelig bare ved tilstrekkelig høye verdier av energien. Dette betyr at (2) kun kan brukes ved tilstrekkelig høye temperaturer. Ved høye temperaturer til et fast stoff, nær smeltepunktet, følger loven om jevn fordeling av energi over frihetsgradene fra Boltzmanns lov. Hvis det i gasser for hver frihetsgrad i gjennomsnitt er en energimengde lik (1/2) kT, så har oscillatoren én frihetsgrad, i tillegg til den kinetiske, med potensiell energi. Derfor er det per en frihetsgrad i et fast stoff ved en tilstrekkelig høy temperatur en energi lik kT. Basert på denne loven er det ikke vanskelig å beregne den totale indre energien til et fast legeme, og etter dets varmekapasitet. En mol av et fast stoff inneholder NA-atomer, og hvert atom har tre frihetsgrader. Derfor inneholder føflekken 3 NA-oscillatorer. Energi til en mol av et fast stoff

og den molare varmekapasiteten til et fast stoff ved tilstrekkelig høye temperaturer er

Erfaring bekrefter denne loven.

Væsker inntar en mellomposisjon mellom gasser og faste stoffer. Flytende molekyler spres ikke over lange avstander, og væske beholder under normale forhold volumet. Men i motsetning til faste stoffer, vibrerer molekyler ikke bare, men hopper også fra sted til sted, det vil si at de utfører frie bevegelser. Når temperaturen øker, koker væsker (det er et såkalt kokepunkt) og blir til gass. Når temperaturen synker, krystalliserer væsker og blir til faste stoffer. Det er et punkt i temperaturfeltet der grensen mellom gass (mettet damp) og væske forsvinner (kritisk punkt). Mønsteret for termisk bevegelse av molekyler i væsker nær størkningstemperaturen er veldig lik oppførselen til molekyler i faste stoffer. For eksempel er varmekapasitetskoeffisientene nøyaktig de samme. Siden varmekapasiteten til et stoff endres litt under smelting, kan vi konkludere med at arten av bevegelsen av partikler i en væske er nær bevegelsen i et fast stoff (ved smeltetemperaturen). Ved oppvarming endres væskens egenskaper gradvis, og den blir mer som en gass. I væsker er den gjennomsnittlige kinetiske energien til partikler mindre enn den potensielle energien til deres intermolekylære interaksjon. Energien til intermolekylær interaksjon i væsker og faste stoffer er ubetydelig forskjellig. Hvis vi sammenligner fusjonsvarmen og fordampningsvarmen, vil vi se at under overgangen fra en aggregeringstilstand til en annen er fusjonsvarmen betydelig lavere enn fordampningsvarmen. En tilstrekkelig matematisk beskrivelse av strukturen til en væske kan bare gis ved hjelp av statistisk fysikk. For eksempel, hvis en væske består av identiske sfæriske molekyler, kan dens struktur beskrives av den radielle fordelingsfunksjonen g(r), som gir sannsynligheten for å oppdage et hvilket som helst molekyl i en avstand r fra det gitte valgt som referansepunkt. Denne funksjonen kan bli funnet eksperimentelt ved å studere diffraksjonen av røntgenstråler eller nøytroner, eller en datasimulering av denne funksjonen kan utføres ved hjelp av Newtonsk mekanikk.

Den kinetiske teorien om væske ble utviklet av Ya.I. Frenkel. I denne teorien betraktes en væske, som i tilfellet med et fast stoff, som et dynamisk system av harmoniske oscillatorer. Men i motsetning til et fast legeme, er likevektsposisjonen til molekyler i en væske midlertidig. Etter å ha oscillert rundt en posisjon, hopper væskemolekylet til en ny posisjon i nærheten. Et slikt hopp skjer med energiforbruk. Den gjennomsnittlige "avviklede levetiden" til et væskemolekyl kan beregnes som:

\[\venstre\langle t\høyre\rangle =t_0e^(\frac(W)(kT))\venstre(5\høyre),\]

der $t_0\ $ er perioden med svingninger rundt en likevektsposisjon. Energien som et molekyl må motta for å bevege seg fra en posisjon til en annen kalles aktiveringsenergien W, og tiden molekylet er i likevektsposisjon kalles for «avviklet liv»-tiden t.

For et vannmolekyl, for eksempel ved romtemperatur, gjennomgår ett molekyl omtrent 100 vibrasjoner og hopper til en ny posisjon. Tiltrekningskreftene mellom molekylene til en væske er sterke slik at volumet opprettholdes, men den begrensede stillesittende levetiden til molekylene fører til fremveksten av et slikt fenomen som fluiditet. Under partikkeloscillasjoner nær likevektsposisjonen kolliderer de kontinuerlig med hverandre, så selv en liten komprimering av væsken fører til en skarp "herding" av partikkelkollisjoner. Dette betyr en kraftig økning i trykket av væsken på veggene i karet der den er komprimert.

Eksempel 1

Oppgave: Bestem den spesifikke varmekapasiteten til kobber. Anta at temperaturen på kobber er nær smeltepunktet. (Molar masse av kobber $\mu =63\cdot 10^(-3)\frac(kg)(mol))$

I følge Dulong og Petits lov har en mol av kjemisk enkle stoffer ved temperaturer nær smeltepunktet en varmekapasitet:

Spesifikk varmekapasitet til kobber:

\[С=\frac(с)(\mu )\til С=\frac(3R)(\mu )\venstre(1.2\høyre),\] \[С=\frac(3\cdot 8.31) (63) \cdot 10^(-3))=0,39\ \cdot 10^3(\frac(J)(kgK))\]

Svar: Spesifikk varmekapasitet for kobber $0,39\ \cdot 10^3\venstre(\frac(J)(kgK)\høyre).$

Oppgave: Forklar på en forenklet måte fra et fysisk ståsted prosessen med å løse opp salt (NaCl) i vann.

Grunnlaget for den moderne teorien om løsninger ble skapt av D.I. Mendeleev. Han fastslo at under oppløsning skjer to prosesser samtidig: fysisk - den jevne fordelingen av partikler av det oppløste stoffet gjennom hele volumet av løsningen, og kjemisk - samspillet mellom løsningsmidlet og det løste stoffet. Vi er interessert i den fysiske prosessen. Saltmolekyler ødelegger ikke vannmolekyler. I dette tilfellet ville det være umulig å fordampe vannet. Hvis saltmolekyler sluttet seg til vannmolekyler, ville vi fått et nytt stoff. Og saltmolekyler kan ikke trenge inn i molekylene.

En ione-dipolbinding oppstår mellom Na+ og Cl-ionene til klor og polare vannmolekyler. Det viser seg å være sterkere enn ionbindingene i molekylene til bordsalt. Som et resultat av denne prosessen svekkes bindingen mellom ionene som ligger på overflaten av NaCl-krystaller, natrium- og klorioner løsnes fra krystallen, og vannmolekyler danner såkalte hydreringsskall rundt dem. De separerte hydratiserte ionene, under påvirkning av termisk bevegelse, er jevnt fordelt mellom løsningsmiddelmolekylene.