Arrangement af molekyler i faste stoffer. Væsker. Bevægelse af molekyler i væsker Hvad er arrangementet af molekyler i faste stoffer

Dette materiale taler ikke kun om, hvordan partikler er arrangeret i faste stoffer, men også hvordan de bevæger sig i gasser eller væsker. Typerne af krystalgitre i forskellige stoffer vil også blive beskrevet.

Aggregeringstilstand

Der er visse standarder, der indikerer tilstedeværelsen af tre typiske aggregeringstilstande, nemlig: væske og gas.

Lad os definere komponenterne for hver aggregeringstilstand.

Faste stoffer er praktisk talt stabile i volumen og form. At ændre sidstnævnte er ekstremt problematisk uden yderligere energiomkostninger.
Væsken kan sagtens ændre form, men bevarer samtidig sin volumen.
Gasformige stoffer bevarer hverken form eller volumen.

Hovedkriteriet, hvorved aggregeringstilstanden bestemmes, er arrangementet af molekyler og metoderne til deres bevægelse. I et gasformigt stof minimum afstand mellem individuelle molekyler er meget større end dem selv. Til gengæld spredes molekylerne ikke over lange afstande under normale forhold og bevarer deres volumen. De aktive partikler i faste stoffer er arrangeret i en strengt defineret rækkefølge, hver af dem, ligesom pendulet på et ur, bevæger sig rundt om et bestemt punkt i krystalgitteret. Dette giver de faste stoffer særlig styrke og stivhed.

Derfor er det mest presserende spørgsmål i dette tilfælde, hvordan de aktive partikler er placeret i faste stoffer. I alle andre tilfælde har atomer (molekyler) ikke en sådan ordnet struktur.

Væskens egenskaber

Skal betale Særlig opmærksomhed på, at væsker er en slags mellemled mellem kroppens faste tilstand og dens gasfase. Når temperaturen falder, størkner væsken, og når den stiger over stoffets kogepunkt, bliver den til en gasformig tilstand. Det har væsken dog fællestræk med både faste og gasformige stoffer. I 1860 konstaterede den fremragende indenlandske videnskabsmand D.I. Mendeleev således eksistensen af den såkaldte kritisk temperatur- absolut kogende. Dette er den værdi, ved hvilken den tynde grænse mellem en gas og et stof i fast tilstand forsvinder.

Det næste kriterium, der kombinerer to tilstødende aggregeringstilstande, er isotropi. I dette tilfælde er deres egenskaber de samme i alle retninger. Krystaller er til gengæld anisotrope. Ligesom gasser har væsker ikke en fast form og optager hele volumen af beholderen, hvori de er placeret. Det vil sige, at de har lav viskositet og høj fluiditet. Ved at kollidere med hinanden bevæger mikropartikler af væske eller gas sig frit. Tidligere mente man, at der i det volumen, der var optaget af en væske, ikke var nogen ordnet bevægelse af molekyler. Således var væske og gas i modsætning til krystaller. Men som et resultat af efterfølgende forskning blev lighederne mellem faste stoffer og væsker bevist.

I væskefasen ved en temperatur tæt på størkning ligner termisk bevægelse den i faste stoffer. I dette tilfælde kan væsken stadig have en vis struktur. Ved at give et svar på spørgsmålet om, hvordan partikler er placeret i faste stoffer i væsker og gasser, kan vi derfor sige, at i sidstnævnte er bevægelsen af molekyler kaotisk og uordnet. Men i faste stoffer indtager molekyler i de fleste tilfælde en bestemt, fast position.

I dette tilfælde er væsken en slags mellemled. Desuden, jo tættere dens temperatur er på kogning, jo mere bevæger molekylerne sig som i gasser. Hvis temperaturen er tættere på overgangen til den faste fase, begynder mikropartiklerne at bevæge sig på mere og mere ordnet måde.

Ændring i stoffernes tilstand

Lad os se nærmere simpelt eksempelændring i vandets tilstand. Is er vandets faste fase. Dens temperatur er under nul. Ved en temperatur på nul begynder isen at smelte og bliver til vand. Dette forklares ved ødelæggelsen af krystalgitteret: når de opvarmes, begynder partiklerne at bevæge sig. Temperaturen, ved hvilken et stof ændrer sin aggregeringstilstand, kaldes smeltepunktet (i vores tilfælde er det 0 for vand). Bemærk, at isens temperatur forbliver på samme niveau, indtil den smelter helt. I dette tilfælde vil væskens atomer eller molekyler bevæge sig på samme måde som i faste stoffer.

Herefter fortsætter vi med at varme vandet op. Samtidig begynder partiklerne at bevæge sig mere intenst, indtil vores stof når det næste ændringspunkt i aggregeringstilstanden – kogepunktet. Dette øjeblik opstår, når bindingerne mellem molekylerne, der danner det, brydes på grund af bevægelsesaccelerationen - så får det en fri karakter, og den pågældende væske går over i gasfasen. Processen med at omdanne et stof (vand) fra en flydende fase til en gasfase kaldes kogning.

Den temperatur, hvorved vandet koger, kaldes kogepunktet. I vores tilfælde er denne værdi 100 grader Celsius (temperatur afhænger af tryk, normalt tryk er en atmosfære). Bemærk: Indtil den eksisterende væske helt bliver til damp, forbliver dens temperatur konstant.

Den omvendte proces med vandovergang fra en gasform (damp) til en væske, som kaldes kondensation, er også mulig.

Dernæst kan du observere fryseprocessen - processen med overgang af væske (vand) til fast form (initialtilstanden er beskrevet ovenfor - dette er is). De tidligere beskrevne processer giver et direkte svar på, hvordan partikler er arrangeret i faste stoffer, væsker og gasser. Placeringen og tilstanden af et stofs molekyler afhænger af dets aggregeringstilstand.

Hvad er et fast stof? Hvordan opfører mikropartikler sig i det?

Et fast stof er en tilstand af det materielle miljø, særpræg som skal bevares permanent form og den konstante karakter af den termiske bevægelse af mikropartikler, der laver mindre vibrationer. Legemer kan være i fast, flydende og gasformig tilstand. Der er også en fjerde tilstand, som moderne videnskabsmænd har tendens til at klassificere som aggregeret - dette er det såkaldte plasma.

Så i det første tilfælde har ethvert stof som regel en konstant, uforanderlig form, og den vigtigste indflydelse på dette er, hvordan partiklerne er arrangeret i faste stoffer. På det mikroskopiske plan er det tydeligt, at atomerne, der udgør et fast stof, er forbundet med hinanden kemiske bindinger og er placeret ved krystalgitterets noder.

Men der er en undtagelse - amorfe stoffer, som er i fast tilstand, men som ikke kan prale af tilstedeværelsen af et krystalgitter. Det er ud fra dette, vi kan give et svar på, hvordan partikler er arrangeret i faste stoffer. I det første tilfælde indikerer fysik, at atomer eller molekyler er placeret på gittersteder. Men i det andet tilfælde er der bestemt ingen sådan bestilling, og et sådant stof ligner mere en væske.

Fysik og mulig opbygning af et fast legeme

I dette tilfælde har stoffet en tendens til at bevare sin volumen og selvfølgelig form. Det vil sige, at for at ændre på det sidste skal der gøres en indsats, og det er lige meget, om det er en metalgenstand, et stykke plastik eller ler. Årsagen ligger i dens molekylære struktur. Eller for at være mere præcis, i samspillet mellem de molekyler, der udgør kroppen. I dette tilfælde er de placeret tættest på. Dette arrangement af molekyler er af repetitiv natur. Det er grunden til, at kræfterne til gensidig tiltrækning mellem hver af disse komponenter er meget stærke.

Interaktionen mellem mikropartikler forklarer arten af deres bevægelse. Det er meget vanskeligt at justere formen eller volumen af et sådant solidt legeme i den ene eller anden retning. Partikler af en fast krop er ude af stand til at bevæge sig kaotisk gennem hele volumen af en fast krop, men kan kun svinge rundt om et bestemt punkt i rummet. Et fast stofs molekyler svinger kaotisk i forskellige retninger, men de støder ind i lignende, hvilket bringer dem tilbage til deres oprindelige tilstand. Derfor er partikler i faste stoffer som regel arrangeret i en strengt defineret rækkefølge.

Partikler og deres arrangement i et fast stof

Faste stoffer kan være af tre typer: krystallinske, amorfe og kompositter. Nemlig kemisk sammensætning påvirker arrangementet af partikler i faste stoffer.

Krystallinske faste stoffer har en ordnet struktur. Deres molekyler eller atomer danner et krystallinsk rumligt gitter korrekte form. Et fast legeme i krystallinsk tilstand har således et bestemt krystalgitter, som igen specificerer visse fysiske egenskaber. Dette er svaret på, hvordan partikler er arrangeret i et fast stof.

Lad os give et eksempel: For mange år siden blev der i Sankt Petersborg opbevaret et lager af hvide skinnende blikknapper i et lager, som, da temperaturen faldt, mistede deres glans og blev fra hvidt til gråt. Knapperne smuldrede til gråt pulver. "Tinpest" var navnet på denne "sygdom", men faktisk var det en omstrukturering af strukturen af krystaller under indflydelse af lav temperatur. Tin smuldrer ved overgangen fra den hvide til den grå variant til pulver. Krystaller er til gengæld opdelt i mono- og polykrystaller.

Enkeltkrystaller og polykrystaller

Enkeltkrystaller (bordsalt) er enkelte homogene krystaller repræsenteret af et kontinuerligt krystalgitter i form af regulære polygoner. Polykrystaller (sand, sukker, metaller, sten) er krystallinske legemer, der er vokset sammen af små, kaotisk placerede krystaller. Et fænomen kaldet anisotropi observeres i krystaller.

Amorfitet: et særligt tilfælde

Amorfe legemer (harpiks, kolofonium, glas, rav) har ikke en klar, streng rækkefølge i arrangementet af partikler. Dette er et usædvanligt tilfælde af den rækkefølge, hvori partikler findes i faste stoffer. I dette tilfælde observeres fænomenet isotropi; de fysiske egenskaber af amorfe kroppe er de samme i alle retninger. Ved høje temperaturer bliver de som tyktflydende væsker, og ved lave temperaturer bliver de som faste stoffer. Når de udsættes for ydre påvirkning, udviser de samtidigt elastiske egenskaber, det vil sige, at de ved stød splittes i miniaturepartikler, som faste stoffer, og flydende: med langvarig temperaturpåvirkning begynder de at flyde som væsker. De har ikke specifikke smelte- og krystallisationstemperaturer. Ved opvarmning bliver amorfe kroppe bløde.

Eksempler på amorfe stoffer

Lad os for eksempel tage almindeligt sukker og finde ud af arrangementet af partikler i faste stoffer i forskellige tilfælde ved hjælp af dets eksempel. I dette tilfælde kan det samme materiale forekomme i krystallinsk eller amorf form. Hvis smeltet sukker hærder langsomt, danner molekylerne jævne rækker - krystaller (klumpsukker eller granuleret sukker). Hvis der f.eks. hældes smeltet sukker i koldt vand, afkøling vil ske meget hurtigt, og partiklerne vil ikke nå at danne regelmæssige rækker - smelten vil hærde uden at danne krystaller. Sådan får du sukkerslik (dette er ikke-krystallinsk sukker).

Men efter nogen tid kan et sådant stof omkrystallisere, partiklerne samles i regelmæssige rækker. Hvis sukkersliken sidder i flere måneder, begynder den at blive dækket af et løst lag. Sådan opstår krystaller på overfladen. For sukker vil levetiden være flere måneder, og for sten vil det være millioner af år. Carbon er et unikt eksempel. Grafit er krystallinsk kulstof, dets struktur er lagdelt. Og diamant er det hårdeste mineral på jorden, der er i stand til at skære glas og save sten; det bruges til at bore og polere. I dette tilfælde er der kun et stof - kulstof, men det særlige ligger i evnen til at danne forskellige krystallinske former. Dette er endnu et svar på, hvordan partikler er arrangeret i et fast stof.

Resultater. Konklusion

Strukturen og arrangementet af partikler i faste stoffer afhænger af, hvilken type det pågældende stof tilhører. Hvis stoffet er krystallinsk, vil arrangementet af mikropartikler blive bestilt. Amorfe strukturer har ikke denne funktion. Men kompositter kan tilhøre både den første og anden gruppe.

I et tilfælde opfører væsken sig på samme måde som et fast stof (ved en lav temperatur, som er tæt på krystallisationstemperaturen), men kan også opføre sig som en gas (efterhånden som den stiger). Derfor har vi i denne gennemgang undersøgt, hvordan partikler er placeret ikke kun i faste stoffer, men også i andre grundlæggende aggregerede tilstande af stof.

Kinetisk energi af et molekyle

I en gas bevæger molekyler sig frit (isoleret fra andre molekyler), og kolliderer kun lejlighedsvis med hinanden eller med beholderens vægge. Så længe et molekyle bevæger sig frit, har det kun kinetisk energi. Under en kollision får molekylerne også potentiel energi. Således er den samlede energi af en gas summen af dens molekylers kinetiske og potentielle energier. Jo mere sjældent gassen er, jo flere molekyler er på hvert tidspunkt i en tilstand af fri bevægelse og har kun kinetisk energi. Som følge heraf falder andelen af potentiel energi i sammenligning med kinetisk energi, når gassen fordærves.

Den gennemsnitlige kinetiske energi af et molekyle ved ideel gasligevægt har en meget vigtig egenskab: i en blanding af forskellige gasser er den gennemsnitlige kinetiske energi af et molekyle for forskellige komponenter i blandingen den samme.

For eksempel er luft en blanding af gasser. Den gennemsnitlige energi af et luftmolekyle for alle dets komponenter under normale forhold, hvor luft stadig kan betragtes som en ideel gas, er den samme. Denne egenskab ved ideelle gasser kan bevises på grundlag af generelle statistiske overvejelser. Det følger deraf vigtig konsekvens: Hvis to forskellige gasser (i forskellige beholdere) er i termisk ligevægt med hinanden, så er de gennemsnitlige kinetiske energier for deres molekyler de samme.

I gasser er afstanden mellem molekyler og atomer normalt meget større end selve molekylernes størrelse; interaktionskræfterne mellem molekyler er ikke store. Som følge heraf har gassen ikke sin egen form og konstante volumen. Gas komprimeres let og kan udvide sig uden grænser. Gasmolekyler bevæger sig frit (translationsmæssigt kan de rotere), og kolliderer kun nogle gange med andre molekyler og væggene i det fartøj, hvori gassen er placeret, og de bevæger sig med meget høje hastigheder.

Bevægelse af partikler i faste stoffer

Strukturen af faste stoffer er fundamentalt forskellig fra strukturen af gasser. I dem er de intermolekylære afstande små, og molekylernes potentielle energi er sammenlignelig med den kinetiske energi. Atomer (eller ioner eller hele molekyler) kan ikke kaldes ubevægelige; de udfører tilfældige oscillerende bevægelser omkring gennemsnitlige positioner. Jo højere temperatur, jo større er oscillationsenergien og derfor den gennemsnitlige amplitude af svingninger. Termiske vibrationer af atomer forklarer også varmekapaciteten af faste stoffer. Lad os overveje mere detaljeret bevægelserne af partikler i krystallinske faste stoffer. Hele krystallen som helhed er et meget komplekst koblet oscillerende system. Atomernes afvigelser fra deres gennemsnitlige positioner er små, og derfor kan vi antage, at atomerne er underlagt virkningen af kvasi-elastiske kræfter, der adlyder Hookes lineære lov. Sådanne oscillerende systemer kaldes lineære.

Der er en udviklet matematisk teori om systemer, der er underlagt lineære svingninger. Det beviser et meget vigtigt teorem, hvis essens er som følger. Hvis systemet udfører små (lineære) indbyrdes forbundne svingninger, så kan det ved at transformere koordinaterne formelt reduceres til et system af uafhængige oscillatorer (hvis oscillationsligninger ikke afhænger af hinanden). Et system af uafhængige oscillatorer opfører sig som en ideel gas i den forstand, at sidstnævntes atomer også kan betragtes som uafhængige.

Det er ved at bruge tanken om uafhængighed af gasatomer, at vi når frem til Boltzmanns lov. Denne meget vigtige konklusion repræsenterer en enkel og solidt fundament for hele teorien om faste stoffer.

Boltzmanns lov

Antal oscillatorer med givne parametre(koordinater og hastigheder) bestemmes på samme måde som antallet af gasmolekyler i en given tilstand, ifølge formlen:

Oscillator energi.

Boltzmanns lov (1) i teorien om faste legemer har ingen begrænsninger, men formel (2) for oscillatorenergien er hentet fra klassisk mekanik. Når man teoretisk betragter faste stoffer, må man stole på kvantemekanikken, som er karakteriseret ved diskrete ændringer i oscillatorens energi. Diskretiteten af oscillatorenergien bliver kun ubetydelig, når der er tilstrækkelig høje værdier hans energi. Det betyder, at (2) kun kan anvendes ved tilstrækkelig høje temperaturer. Ved høje temperaturer af et fast stof, tæt på smeltepunktet, følger loven om ensartet fordeling af energi over frihedsgrader af Boltzmanns lov. Hvis der i gasser for hver frihedsgrad i gennemsnit er en energimængde svarende til (1/2) kT, så har oscillatoren én frihedsgrad, foruden den kinetiske, med potentiel energi. Derfor, for én grad af frihed i en solid krop med nok høj temperatur der er en energi lig kT. Ud fra denne lov er det ikke svært at beregne totalen indre energi af et fast legeme, og efter dets varmekapacitet. Et mol af et fast stof indeholder NA-atomer, og hvert atom har tre frihedsgrader. Derfor indeholder muldvarpen 3 NA-oscillatorer. Energi af et mol af et fast stof

og den molære varmekapacitet af et fast stof ved tilstrækkelig høje temperaturer er

Erfaring bekræfter denne lov.

Væsker indtager en mellemposition mellem gasser og faste stoffer. Flydende molekyler spredes ikke over lange afstande, og væske bevarer under normale forhold sit volumen. Men i modsætning til faste stoffer vibrerer molekyler ikke kun, men hopper også fra sted til sted, det vil sige, de udfører frie bevægelser. Når temperaturen stiger, koger væsker (der er et såkaldt kogepunkt) og bliver til gas. Når temperaturen falder, krystalliserer væsker og bliver til faste stoffer. Der er et punkt i temperaturfeltet, hvor grænsen mellem gas (mættet damp) og væske forsvinder (kritisk punkt). Mønstret for termisk bevægelse af molekyler i væsker nær størkningstemperaturen ligner meget opførselen af molekyler i faste stoffer. For eksempel er varmekapacitetskoefficienterne nøjagtigt de samme. Da et stofs varmekapacitet ændres lidt under smeltning, kan vi konkludere, at arten af bevægelsen af partikler i en væske er tæt på bevægelsen i et fast stof (ved smeltetemperaturen). Ved opvarmning ændres væskens egenskaber gradvist, og den bliver mere som en gas. I væsker er den gennemsnitlige kinetiske energi af partikler mindre end den potentielle energi af deres intermolekylære interaktion. Energien af intermolekylær interaktion i væsker og faste stoffer adskiller sig ubetydeligt. Hvis vi sammenligner fusionsvarmen og fordampningsvarmen, vil vi se, at under overgangen fra en aggregeringstilstand til en anden, er fusionsvarmen væsentligt lavere end fordampningsvarmen. En fyldestgørende matematisk beskrivelse af en væskes struktur kan kun gives ved hjælp af statistisk fysik. For eksempel, hvis en væske består af identiske sfæriske molekyler, så kan dens struktur beskrives ved radialfordelingsfunktionen g(r), som giver sandsynligheden for at detektere et hvilket som helst molekyle i en afstand r fra det givne valgt som referencepunkt. Eksperimentelt kan denne funktion findes ved at studere diffraktionen af røntgenstråler eller neutroner, man kan udføre computermodellering denne funktion ved hjælp af newtonsk mekanik.

Den kinetiske teori om væske blev udviklet af Ya.I. Frenkel. I denne teori betragtes en væske, som i tilfældet med et fast stof, som dynamisk system harmonisk oscillatorer. Men i modsætning til et fast legeme er ligevægtspositionen af molekyler i en væske midlertidig. Efter at have oscilleret omkring en position, hopper væskemolekylet til en ny position i nærheden. Et sådant spring opstår med energiforbrug. Den gennemsnitlige "afviklede levetid" for et væskemolekyle kan beregnes som:

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

hvor $t_0\ $ er perioden med svingninger omkring en ligevægtsposition. Den energi, et molekyle skal modtage for at bevæge sig fra en position til en anden, kaldes aktiveringsenergien W, og den tid, molekylet er i ligevægtspositionen, kaldes den "afviklede liv"-tid t.

For et vandmolekyle, for eksempel ved stuetemperatur, gennemgår et molekyle omkring 100 vibrationer og hopper til en ny position. Tiltrækningskræfterne mellem en væskes molekyler er stærke, så volumenet opretholdes, men molekylernes begrænsede stillesiddende levetid fører til fremkomsten af et sådant fænomen som fluiditet. Under partikeloscillationer nær ligevægtspositionen kolliderer de kontinuerligt med hinanden, så selv en lille komprimering af væsken fører til en skarp "hærdning" af partikelkollisioner. Det betyder kraftig stigning trykket af en væske på væggene af beholderen, hvori den er komprimeret.

Eksempel 1

Opgave: Bestem kobbers specifikke varmekapacitet. Antag, at temperaturen af kobber er tæt på smeltepunktet. (Molar masse af kobber $\mu =63\cdot 10^(-3)\frac(kg)(mol))$

Ifølge Dulong og Petits lov er muldvarpe kemisk simple stoffer ved temperaturer tæt på smeltepunktet har den en varmekapacitet:

Specifik varmekapacitet af kobber:

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

Svar: Specifik varmekapacitet af kobber $0,39\ \cdot 10^3\venstre(\frac(J)(kgK)\right).$

Opgave: Forklar på en forenklet måde ud fra et fysisk synspunkt processen med at opløse salt (NaCl) i vand.

Grundlaget for den moderne teori om løsninger blev skabt af D.I. Mendeleev. Han konstaterede, at der under opløsning sker to processer samtidigt: fysisk - den ensartede fordeling af partikler af det opløste stof gennem hele opløsningens volumen, og kemisk - opløsningsmidlets interaktion med det opløste stof. Vi er interesserede i den fysiske proces. Saltmolekyler ødelægger ikke vandmolekyler. I dette tilfælde ville det være umuligt at fordampe vandet. Hvis saltmolekyler sluttede sig til vandmolekyler, ville vi få noget nyt stof. Og saltmolekyler kan ikke trænge ind i molekylerne.

En ion-dipolbinding opstår mellem Na+ og Cl- ionerne i klor og polære vandmolekyler. Det viser sig at være stærkere end ionbindinger i molekyler bordsalt. Som et resultat af denne proces svækkes bindingen mellem ionerne på overfladen af NaCl-krystaller, natrium- og klorioner løsnes fra krystallen, og vandmolekyler danner såkaldte hydreringsskaller omkring dem. De adskilte hydratiserede ioner er under påvirkning af termisk bevægelse jævnt fordelt mellem opløsningsmiddelmolekylerne.

Et fast stofs molekyler og atomer er arrangeret i en bestemt rækkefølge og form krystalgitter . Sådanne faste stoffer kaldes krystallinske. Atomer udfører vibrationsbevægelser omkring ligevægtspositionen, og tiltrækningen mellem dem er meget stærk. Derfor bevarer faste stoffer under normale forhold deres volumen og har deres egen form.

Termisk ligevægt er tilstanden af et termodynamisk system, som det spontant passerer ind i efter en tilstrækkelig lang tidsperiode under forhold med isolation fra miljøet.

Temperatur er en fysisk størrelse, der karakteriserer den gennemsnitlige kinetiske energi af partikler i et makroskopisk system i en tilstand af termodynamisk ligevægt. I en ligevægtstilstand har temperaturen samme værdi for alle makroskopiske dele af systemet.

Grader celsius(betegnelse: °C) er en meget brugt temperaturenhed, der bruges i det internationale system af enheder (SI) sammen med kelvin.

Kviksølv medicinsk termometer

Mekanisk termometer

Graden Celsius er opkaldt efter den svenske videnskabsmand Anders Celsius, som foreslog en ny skala til temperaturmåling i 1742. Isens smeltepunkt blev taget som nul på Celsius-skalaen, og kogepunktet for vand ved standardatmosfærisk tryk som 100°. (I begyndelsen tog Celsius isens smeltetemperatur til 100° og vands kogetemperatur til 0°. Og først senere "vendte" hans samtidige Carl Linnaeus denne skala). Denne skala er lineær i området 0-100° og fortsætter også lineært i området under 0° og over 100°. Linearitet er et stort problem ved nøjagtige temperaturmålinger. Det er tilstrækkeligt at nævne, at et klassisk termometer fyldt med vand ikke kan mærkes for temperaturer under 4 grader Celsius, da vandet i dette område begynder at udvide sig igen.

Den oprindelige definition af grader Celsius afhang af definitionen af standardatmosfærisk tryk, fordi både vands kogepunkt og isens smeltepunkt afhænger af tryk. Dette er ikke særlig praktisk til standardisering af måleenheden. Derfor, efter vedtagelsen af Kelvin K som den grundlæggende enhed for temperatur, blev definitionen af graden Celsius revideret.

Ifølge moderne definition er en grad Celsius lig med én kelvin K, og nulpunktet på Celsius-skalaen er sat således, at temperaturen på vandets tredobbelte punkt er 0,01 °C. Som et resultat er Celsius- og Kelvin-skalaerne forskudt med 273,15:

26)Ideel gas - matematisk model gas, hvori det antages, at molekylers potentielle interaktionsenergi kan negligeres i sammenligning med deres kinetiske energi. Der er ingen tiltræknings- eller frastødningskræfter mellem molekyler, kollisioner af partikler med hinanden og med karrets vægge er absolut elastiske, og interaktionstiden mellem molekyler er ubetydelig sammenlignet med den gennemsnitlige tid mellem kollisioner.

Hvor k er Boltzmann-konstanten (forholdet mellem den universelle gaskonstant R til Avogadros nummer N A), jeg- antallet af molekylers frihedsgrader (i de fleste problemer om ideelle gasser, hvor molekyler antages at være kugler med lille radius, hvis fysiske analog kan være inerte gasser), og T- absolut temperatur.

Den grundlæggende MKT-ligning relaterer makroskopiske parametre (tryk, volumen, temperatur) gasanlæg med mikroskopisk (masse af molekyler, gennemsnitlig hastighed af deres bevægelse).

Fysik. Molekyler. Arrangement af molekyler i gasformige, flydende og faste afstande.

I den gasformige tilstand er molekylerne ikke forbundet med hinanden, det er de lang distance fra hinanden. Brownsk bevægelse. Gassen kan relativt let komprimeres.
I en væske er molekylerne tæt på hinanden og vibrerer sammen. Næsten umuligt at komprimere.
I et fast stof er molekylerne arrangeret i en streng rækkefølge (i krystalgitter), og der er ingen molekylær bevægelse. Kan ikke komprimeres.
Stoffets struktur og kemiens begyndelse:
http://samlib.ru/a/anemow_e_m/aa0.shtml
(uden registrering og SMS-beskeder i et praktisk tekstformat: du kan bruge Ctrl+C)
Det er umuligt at blive enige om, at molekyler i fast tilstand ikke bevæger sig.
Bevægelse af molekyler i gasser
I gasser er afstanden mellem molekyler og atomer normalt betydelig flere størrelser molekyler, og tiltrækningskræfterne er meget små. Derfor har gasser ikke deres egen form og konstante volumen. Gasser komprimeres let, fordi frastødende kræfter over store afstande også er små. Gasser har den egenskab, at de udvider sig på ubestemt tid, og fylder hele det volumen, der leveres til dem. Gasmolekyler bevæger sig med meget høje hastigheder, kolliderer med hinanden og hopper af hinanden i forskellige retninger. Talrige påvirkninger af molekyler på karrets vægge skaber gastryk.

Bevægelse af molekyler i væsker
I væsker svinger molekyler ikke kun rundt i ligevægtspositionen, men springer også fra den ene ligevægtsposition til den næste. Disse spring forekommer periodisk. Tidsperioden mellem sådanne hop kaldes den gennemsnitlige tid af stillesiddende liv (eller gennemsnitlig afslapningstid) og er angivet med bogstavet ?. Med andre ord er afspændingstid tiden for svingninger omkring en bestemt ligevægtsposition. Ved stuetemperatur er denne tid i gennemsnit 10-11 s. Tiden for en svingning er 10-1210-13 s.

Tiden for stillesiddende liv falder med stigende temperatur. Afstanden mellem molekylerne i en væske er mindre end størrelsen af molekylerne, partiklerne er placeret tæt på hinanden, og den intermolekylære tiltrækning er stærk. Arrangementet af flydende molekyler er dog ikke strengt ordnet i hele volumen.
Væsker bevarer ligesom faste stoffer deres volumen, men har ikke deres egen form. Derfor tager de formen af det fartøj, de er placeret i. Væske har egenskaben flydende. Takket være denne egenskab modstår væsken ikke at ændre form, er let komprimeret, og dens fysiske egenskaber er de samme i alle retninger inde i væsken (isotropi af væsker). Naturen af molekylær bevægelse i væsker blev først fastslået af den sovjetiske fysiker Yakov Ilyich Frenkel (1894 1952).
Bevægelse af molekyler i faste stoffer
Et fast stofs molekyler og atomer er arrangeret i en bestemt rækkefølge og danner et krystalgitter. Sådanne faste stoffer kaldes krystallinske. Atomer udfører vibrationsbevægelser omkring ligevægtspositionen, og tiltrækningen mellem dem er meget stærk. Derfor bevarer faste stoffer under normale forhold deres volumen og har deres egen form.
I den gasformige - de bevæger sig tilfældigt, de tænder
I væske - bevæg dig i overensstemmelse med hinanden
I faste stoffer bevæger de sig ikke.

Kinetisk energi af et molekyle

Den gennemsnitlige kinetiske energi af et molekyle ved ligevægt af en ideel gas har en meget vigtig egenskab: i en blanding af forskellige gasser er den gennemsnitlige kinetiske energi af et molekyle for forskellige komponenter i blandingen den samme.

For eksempel er luft en blanding af gasser. Den gennemsnitlige energi af et luftmolekyle for alle dets komponenter under normale forhold, hvor luft stadig kan betragtes som en ideel gas, er den samme. Denne egenskab ved ideelle gasser kan bevises på grundlag af generelle statistiske overvejelser. En vigtig konsekvens følger af dette: hvis to forskellige gasser (i forskellige kar) er i termisk ligevægt med hinanden, så er de gennemsnitlige kinetiske energier af deres molekyler de samme.

Bevægelse af partikler i faste stoffer

Det er ved at bruge tanken om uafhængighed af gasatomer, at vi når frem til Boltzmanns lov. Denne meget vigtige konklusion giver et simpelt og pålideligt grundlag for hele teorien om faste stoffer.

Boltzmanns lov

Antallet af oscillatorer med givne parametre (koordinater og hastigheder) bestemmes på samme måde som antallet af gasmolekyler i en given tilstand, ifølge formlen:

Oscillator energi.

Boltzmanns lov (1) i teorien om faste legemer har ingen begrænsninger, men formel (2) for oscillatorenergien er hentet fra klassisk mekanik. Når man teoretisk betragter faste stoffer, må man stole på kvantemekanikken, som er karakteriseret ved diskrete ændringer i oscillatorens energi. Diskretiteten af oscillatorenergien bliver kun ubetydelig ved tilstrækkeligt høje værdier af dens energi. Det betyder, at (2) kun kan anvendes ved tilstrækkelig høje temperaturer. Ved høje temperaturer af et fast stof, tæt på smeltepunktet, følger loven om ensartet fordeling af energi over frihedsgrader af Boltzmanns lov. Hvis der i gasser for hver frihedsgrad i gennemsnit er en energimængde svarende til (1/2) kT, så har oscillatoren én frihedsgrad, foruden den kinetiske, med potentiel energi. Derfor er der per en frihedsgrad i et fast stof ved en tilstrækkelig høj temperatur en energi svarende til kT. Baseret på denne lov er det ikke svært at beregne den samlede indre energi af et fast legeme og efter dets varmekapacitet. Et mol af et fast stof indeholder NA-atomer, og hvert atom har tre frihedsgrader. Derfor indeholder muldvarpen 3 NA-oscillatorer. Energi af et mol af et fast stof

og den molære varmekapacitet af et fast stof ved tilstrækkelig høje temperaturer er

Erfaring bekræfter denne lov.

Væsker indtager en mellemposition mellem gasser og faste stoffer. Flydende molekyler spredes ikke over lange afstande, og væske bevarer under normale forhold sit volumen. Men i modsætning til faste stoffer vibrerer molekyler ikke kun, men hopper også fra sted til sted, det vil sige, de udfører frie bevægelser. Når temperaturen stiger, koger væsker (der er et såkaldt kogepunkt) og bliver til gas. Når temperaturen falder, krystalliserer væsker og bliver til faste stoffer. Der er et punkt i temperaturfeltet, hvor grænsen mellem gas (mættet damp) og væske forsvinder (kritisk punkt). Mønstret for termisk bevægelse af molekyler i væsker nær størkningstemperaturen ligner meget opførselen af molekyler i faste stoffer. For eksempel er varmekapacitetskoefficienterne nøjagtigt de samme. Da et stofs varmekapacitet ændres lidt under smeltning, kan vi konkludere, at arten af bevægelsen af partikler i en væske er tæt på bevægelsen i et fast stof (ved smeltetemperaturen). Ved opvarmning ændres væskens egenskaber gradvist, og den bliver mere som en gas. I væsker er den gennemsnitlige kinetiske energi af partikler mindre end den potentielle energi af deres intermolekylære interaktion. Energien af intermolekylær interaktion i væsker og faste stoffer adskiller sig ubetydeligt. Hvis vi sammenligner fusionsvarmen og fordampningsvarmen, vil vi se, at under overgangen fra en aggregeringstilstand til en anden, er fusionsvarmen væsentligt lavere end fordampningsvarmen. En fyldestgørende matematisk beskrivelse af en væskes struktur kan kun gives ved hjælp af statistisk fysik. For eksempel, hvis en væske består af identiske sfæriske molekyler, så kan dens struktur beskrives ved radialfordelingsfunktionen g(r), som giver sandsynligheden for at detektere et hvilket som helst molekyle i en afstand r fra det givne valgt som referencepunkt. Denne funktion kan findes eksperimentelt ved at studere diffraktionen af røntgenstråler eller neutroner, eller en computersimulering af denne funktion kan udføres ved hjælp af newtonsk mekanik.

Den kinetiske teori om væske blev udviklet af Ya.I. Frenkel. I denne teori betragtes en væske, som i tilfældet med et fast stof, som et dynamisk system af harmoniske oscillatorer. Men i modsætning til et fast legeme er ligevægtspositionen af molekyler i en væske midlertidig. Efter at have oscilleret omkring en position, hopper væskemolekylet til en ny position i nærheden. Et sådant spring opstår med energiforbrug. Den gennemsnitlige "afviklede levetid" for et væskemolekyle kan beregnes som:

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

For et vandmolekyle, for eksempel ved stuetemperatur, gennemgår et molekyle omkring 100 vibrationer og hopper til en ny position. Tiltrækningskræfterne mellem en væskes molekyler er stærke, så volumenet opretholdes, men molekylernes begrænsede stillesiddende levetid fører til fremkomsten af et sådant fænomen som fluiditet. Under partikeloscillationer nær ligevægtspositionen kolliderer de kontinuerligt med hinanden, så selv en lille komprimering af væsken fører til en skarp "hærdning" af partikelkollisioner. Dette betyder en kraftig stigning i trykket af væsken på væggene af beholderen, hvori den er komprimeret.

Eksempel 1

Opgave: Bestem kobbers specifikke varmekapacitet. Antag, at temperaturen af kobber er tæt på smeltepunktet. (Molar masse af kobber $\mu =63\cdot 10^(-3)\frac(kg)(mol))$

Ifølge Dulong og Petits lov har en mol af kemisk simple stoffer ved temperaturer tæt på smeltepunktet en varmekapacitet:

Specifik varmekapacitet af kobber:

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

Svar: Specifik varmekapacitet af kobber $0,39\ \cdot 10^3\venstre(\frac(J)(kgK)\right).$

Opgave: Forklar på en forenklet måde ud fra et fysisk synspunkt processen med at opløse salt (NaCl) i vand.

En ion-dipolbinding opstår mellem Na+ og Cl- ionerne i klor og polære vandmolekyler. Det viser sig at være stærkere end ionbindingerne i molekylerne af bordsalt. Som et resultat af denne proces svækkes bindingen mellem ionerne på overfladen af NaCl-krystaller, natrium- og klorioner løsnes fra krystallen, og vandmolekyler danner såkaldte hydreringsskaller omkring dem. De adskilte hydratiserede ioner er under påvirkning af termisk bevægelse jævnt fordelt mellem opløsningsmiddelmolekylerne.