Plyny 11 plynných prvků Vzácné plyny He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Diatomické plynné prvky H2, N2, 02, F2, Cl2 Plyn TV,K H2 20 He 4.4 Ne 27 Ar 87 Kr 120 Xe 165 Rn 211 N2 77 02 90 F2 85 Cl2 238 T Plyn Velká část chemických a fyzikálních teorií byla rozvinuta v souvislosti s experimenty s plyny. Jsou různé druhy "vzduchu" —» první studium plynů, pojem plyn Gas sylvestre = divoký plyn = C02 C02 vzniká: Hořením dřeveného uhlí s KN03 (salpetr) Kvašením piva, vína Působením octa na vápenec Grotto del Cane Johann Baptista van Helmont (1579-1644) 2 Tlak 101325 Pa Nárazy molekul 760 mm H§ plynu na stěny 760 torr (Torrícelli) „m j. 1 atm barometr 1643 3 Atmosferický tlak CrsvilaliOnal foroô Sloupec vzduchu 1 m2, od země po stratosféru m= 104 kg 3í Atmosferický tlak 1 atm Hydrostatický tlak p = hpg Boyleův zákon 1662 Součin tlaku a objemu je konstantní pro dané množství plynu a teplotu p V = konst Isotermický děj Robert Boyle (1627- 1691) Nezávisí na druhu plynu, nebo více plynů ve směsi Výjimka např. NO: Stlačení plynu za konstantní teploty (a) (b) (c) (d) tlak roste 1 1 I ■ ► Aplikace Vzduch v tlakové láhvi na 60 minut Hloubka, m Tlak, atm o 10m Vzduch na ? min. 20 m 30 m 1.0 atm 2.0 atm 3.0 atm 4.0 atm Kinetická teorie plynů p V = konst. Molekuly plynu narazí na stěny nádoby, odrazí se a předají impulz. Tím se vytváří tlak plynu, který vyrovnává vnější tlak. Pokud snížíme objem na polovinu, nárazy na stěnu jsou dvakrát častější a tlak je dvojnásobný. 10 Charlesův-Gay-Lussakův zákon , J p = konst Isobarický děj jygy Různé plyny se roztahují o stejný zlomek objemu při stejném zvýšení teploty V V v 1 y 2 T T Jacques A. C. Charles (1746- 1823) první solo let balonem první H2 balon Joseph Louis Gay-Lussac (1778 - 1850) n Charlesův-Gay-Lussakův zákon p = konst V - a t + b Isobarický děj V = a (t + b/a) b/a = 273 °C absolutní stupnice teploty V = k T T = absolutní teplota [K] Pojem absolutní nuly 12 Charlesův-Gay-Lussakův zákon Charlesův-Gay-Lussakův zákon V = V0(l + 1 molární objem neideálního plynuje větší než ideálního Odpudivé mezimolekulové interakce převládají Z < 1 molární objem neideálního plynuje menší než ideálního Přitažlivé mezimolekulové interakce převládají Ideal gas 22.41 Argon 22.09 Carbon dioxide 22.26 Nitrogen 22.40 Oxygen 22.40 Hydrogen 22.43 Van der Waalsova stavová rovnice reálného plynu P + — V Vm J (Vm-b)=RT Vm = molární objem plynu b = vlastní objem molekul plynu (odečíst) a = mezimolekulová přitažlivost (zvětšit p) J. D. van der Waals (1837-1923) NP za chemii 1910 29 Van der Waalsova stavová rovnice reálného plynu an (P + ^-r)(V-nb)=nRT P= nRT (an Plyn a (l2 bar moľ2) b (1 moľ1) Helium 0.034598 0.023733 Vodík 0.24646 0.026665 Dusík 1.3661 0.038577 Kyslík 1.3820 0.031860 Benzen 18.876 0.11974 (V-nb) V 30 63 Zkapalňování plynů Kondenzace je podmíněna působením vdW sil Nízká T, vysoký p, snížení Ekin, přiblížení molekul Ideální plyn nelze zkapalnit Kritická teplota plynu = nad ní nelze plyn zkapalnit libovolně vysokým tlakem 32 Joule-Thompsonuv efekt Joule-Thompsonův efekt = změna teploty při adiabatické expanzi stlačeného plynu tryskou (pokles tlaku dp < 0) dT Joule-Thompsonův koeficient |4, = 0 ideální plyn, reálný plyn při J-T inverzní teplotě (i > 0 ochlazení (dT < 0) způsobené trháním vdW vazeb, potřebná energie se bere z Ekin, klesá T. Pod J-T inverzní teplotou. 02, N2, NH3, C02, freony N2 (348 °C) 02(491 °C) Joule-Thompsonův efekt Joule-Thompsonův efekt = změna teploty při adiabatické expanzi stlačeného plynu tryskou (dp < 0) Joule-Thompsonův koeficient \i < 0 ohřátí (dT > 0) Nad J-T inverzní teplotou. H2, He, Ne. He (-222 °C) Ve stlačeném plynu jsou odpudivé interakce, které se při expanzi zruší, energie se uvolní = ohřátí 34 Zkapalňování plynů THE LinOE GROUP Tepelný výměník Kinetická teorie plynů 1738 Daniel Bernoulli (1700-1782) Atomy a molekuly j sou v neustálém pohybu, teplota je mírou intenzity tohoto pohybu Statistická mechanika: Clausius, Maxwell, Boltzmann Střední rychlost molekuly H2 při 0 °C = 1.84 103 m s-1 = 6624 km h -1 36 Kinetická teorie plynů Střední kinetická energie molekuly plynu Ekin = V2 m m = hmotnost molekuly plynu = střední rychlost molekuly plynu Střední kinetická energie všech plynů při dané teplotě je stej 3 E kin ~ ~2B^ Maxwell-Boltzmannovo rozdělení rychlostí Počet molekul Maxwell-Boltzmann distribution 0!C rmsJ 1000 2000 3000 Rychlost molekul, m s-1 Maxwell-Boltzmannovo rozdělení rychlostí dN = 4tiN (m / 2 ti kT)312 expC-^ mv2 / kT) v2 dv Nejpravděpodobnější rychlost vmp = (2kT / m)1/2 Průměrná rychlost vav = (8kT / 71 m)y Střední kvadratická rychlost v = (3kT / m)1/2 kT i RT Rychlost m V M 39 Kinetická teorie plynů Počet molekul o°c Plocha pod křivkami je stejná, protože celkový počet molekul se nemění Rychlost, m s 1 Žádná molekula nemá nulovou rychlost Maximální rychlost —» oo v Cím vyšší rychlost, tím méně molekul 40 Maxwell-Boltzmannovo rozdělení rychlostí 5 x 102 10x102 15x 102 20x 102 25x 102 30x 102 35x 102 Molecular speed (m/s) 41 Maxwell-Boltzmannovo rozdělení rychlostí Difúze Střední volná dráha, /, průměrná vzdálenost mezi dvěma srážkami Závisí na p a T / = konst T/ p = konst /n n (2r)2 n = počet částic na m r = poloměr molekuly /= 500- 1000 Á Za laboratorních podmínek p,T Viskozita, tepelná vodivost 43 Efuze Grahamův zákon v,/v2 = (pMY2 = (m2m^ 44