Basert på eksperimentelle data er det fastslått at avhengigheten av den sanne varmekapasiteten til virkelige gasser på temperaturen er krumlinjet, som vist i fig. 6.6, og kan uttrykkes ved en potensserie Med P = et +bt + dt 2 + ef 3 + .... (6.34)
hvor a, 6, d,... konstante koeffisienter, hvis numeriske verdier avhenger av typen gass og prosessens natur. I termiske beregninger erstattes ofte varmekapasitetens ikke-lineære avhengighet av temperatur med en lineær.
I dette tilfellet bestemmes den sanne varmekapasiteten fra
ligninger 
(6.35)
Hvor t - temperatur, °C;b= dc/ dt-vinklet helningskoeffisient med n = et +bt.
Basert på (6.20) finner vi formelen for gjennomsnittlig varmekapasitet når den varierer lineært med temperaturen i henhold til (6.35)
(6.36)
Hvis prosessen med temperaturendring skjer i
intervall OM-t
,
deretter (6.36) tar formen 
(6.37)
Varmekapasitet 
kalles gjennomsnittlig varmekapasitet i
temperaturspenn 
og varmekapasiteten
- gjennomsnittlig varmekapasitet i området 0- t.
Resultater av beregninger av sann og gjennomsnitt i temperaturområdet OM-t masse eller molar varmekapasitet ved
henholdsvis konstant volum og trykk i henhold til ligningene (6.34) og (6.37) er gitt i referanselitteraturen. Den viktigste oppvarmings- og kjøleoppgaven er å bestemme varmen som er involvert i prosessen. I henhold til forholdet 
q =
c n dT
og med en ikke-lineær avhengighet av den sanne varmekapasiteten på temperaturen, bestemmes varmemengden av det skraverte elementære området på diagrammet med koordinater Med n T(Fig. 6.6). Når temperaturen endres fra T 1
før T 2
i en vilkårlig endelig prosess bestemmes mengden varme som tilføres eller fjernes, i henhold til (6.38), som følger:
(6.38)
og bestemmes på samme diagram (fig. 6.6) med et areal på 12T 2 T 1 1. Erstatter verdien med n = f (T) i (6.38) for en gitt gass i henhold til relasjon (6.34) og integrerer , får vi en beregningsformel for å bestemme varme i gitt område av endringer i gasstemperatur, som imidlertid følger av (6.16):
Men siden det i referanselitteraturen kun er gjennomsnittlig varmekapasitet i temperaturområdet 0- t, da kan mengden varme i prosess 12 bestemmes ikke bare av den forrige formelen, men også på denne måten: Selvfølgelig er forholdet mellom de gjennomsnittlige varmekapasitetene i temperaturområdene T 1 - T 2 Og 0- t:
Mengden varme som tilføres (fjernes) til m kg arbeidsvæske
Mengden varme som tilføres til V m 3 gass bestemmes av formelen
Mengden varme som tilføres (fjernes) til n mol av arbeidsvæsken er lik
6.10 Molekylærkinetisk teori om varmekapasitet
Den molekylær-kinetiske teorien om varmekapasitet er svært omtrentlig, siden den ikke tar i betraktning vibrasjons- og potensielle komponenter til intern energi. Derfor, i henhold til denne teorien, er oppgaven å bestemme fordelingen av termisk energi som tilføres stoffet mellom translasjons- og rotasjonsformene for intern kinetisk energi. I følge Maxwell-Boltzmann-fordelingen, hvis et system med et veldig stort antall mikropartikler gis en viss mengde energi, blir det distribuert
Et molekyl av en monatomisk gass har tre frihetsgrader, siden posisjonen i rommet bestemmes av tre koordinater, og for en monatomisk gass er disse tre frihetsgradene frihetsgrader for translasjonsbevegelse.
For en diatomisk gass bestemmer verdiene til de tre koordinatene til ett atom ennå ikke posisjonen til molekylet i rommet, siden etter å ha bestemt posisjonen til ett atom, er det nødvendig å ta hensyn til at det andre atomet har mulighet for rotasjonsbevegelse. For å bestemme posisjonen i rommet til det andre atomet, er det nødvendig å kjenne dets to koordinater (fig. 6.7), og den tredje vil bli bestemt ut fra ligningen kjent i analytisk geometri
Hvor 
- avstand mellom atomer. Altså med en kjent 
Av de seks koordinatene trenger bare fem å være kjent. Følgelig har et molekyl av en diatomisk gass fem frihetsgrader, hvorav tre er translasjonelle og to er roterende.
Et triatomisk gassmolekyl har seks frihetsgrader - tre translasjons- og tre rotasjonsbevegelser. Dette følger av det faktum at for å bestemme posisjonen i rommet er det nødvendig å vite seks koordinater av atomer, nemlig: tre koordinater til det første atomet, to koordinater til det andre atomet og en koordinat til det tredje. Da vil posisjonen til atomer i rommet være fullstendig bestemt, siden avstandene mellom dem 
- gitt.
Hvis vi tar en gass med høyere atomitet, det vil si 4-atom eller mer, vil antallet frihetsgrader for en slik gass også være lik seks, siden posisjonen til det fjerde og hvert påfølgende atom vil bli bestemt av dens faste avstand fra andre atomer.
I følge den molekylære kinetiske teorien om materie er den gjennomsnittlige kinetiske energien til translasjons- og rotasjonsbevegelsen til hvert molekyl proporsjonal med temperaturen
og lik henholdsvis 
Og 
- antall grader av frihet for rotasjonsbevegelse). Derfor vil den kinetiske energien til translasjons- og rotasjonsbevegelsene til alle molekyler være en lineær funksjon av temperatur
J, (6,39)
J.
Ligningene (6.39) og (6.40) uttrykker den nevnte loven om likefordeling av energi på tvers av frihetsgrader, ifølge hvilken for hver frihetsgrad av translasjons- og rotasjonsbevegelser av molekyler er det samme gjennomsnittlige kinetiske energi lik 1/2 (kT) ).
Energien til vibrasjonsbevegelse av molekyler er en kompleks økende funksjon av temperatur, og bare i noen tilfeller ved høye temperaturer kan den tilnærmet uttrykkes med en formel som ligner på (6.40). Den molekylære kinetiske teorien om varmekapasitet tar ikke hensyn til vibrasjonsbevegelsen til molekyler.
Mellom to molekyler av en ekte gass er det frastøtende og tiltrekkende krefter. For en ideell gass er det ingen potensiell energi for samspillet mellom molekyler. Ta hensyn til det ovennevnte, er den indre energien til en ideell gass lik U=
.
Fordi N=
vnN EN
,
At 
Den indre energien til en mol av en ideell gass, forutsatt at den universelle gasskonstanten bestemmes av produktet av to konstanter: 
=
kN EN ,
er definert som følger: 
,J/mol.
Å differensiere med hensyn til T og vite det du 
/
dT
=
c r ,
vi får den molare varmekapasiteten til en ideell gass ved konstant volum
Koeffisient 
kalt Poissons ratio eller adiabatisk eksponent.
For en ideell gass er den adiabatiske eksponenten en verdi som kun avhenger av atomstrukturen til gassmolekylene, som gjenspeiles i tabellen. 6.1. Den symbolske verdien av den adiabatiske eksponenten kan hentes fra Mayers ligning Med s - c v = R gjennom følgende transformasjoner: kc v - c p = R, c v (k- l) - R, hvor fra Til= 1 + R/ c v . Fra den forrige likheten følger det at den isokoriske varmekapasiteten er uttrykt i form av den adiabatiske eksponenten cv = = R/(k- 1) og deretter isobarisk varmekapasitet: med s. = kr/(k- 1).
Fra Mayers ligning 
Med R
=
får vi et uttrykk for den molare varmekapasiteten til en ideell gass ved konstant trykk 
J/(mol-K).
For omtrentlige beregninger ved ikke veldig høye temperaturer, når energien til vibrasjonsbevegelsen til atomer i molekyler på grunn av dens litenhet kan ignoreres, kan de oppnådde molare varmekapasitetene brukes 
med v 
Og 
Med s
som en funksjon av atomiteten til gasser. Verdiene for varmekapasitet er presentert i tabell. 6.1.
Tabell 6.1
Varmekapasitet i henhold til molekylær kinetikkteori om gasser
|
Varmekapasitet Gassatomitet |
|
| |||
|
møllhagl |
møllhagl | ||||
|
Monatomisk gass Diatomisk gass Trippel eller mer atomgass |
12,5 20,8 29,1 |
20.8 29.1 37.4 |
1,67 1,40 1,28 |
||
verdi, hvis den bestemmes ved forskjellige seksjoner AB, AC, AD i AB-prosessen, da 
Dette viser at i individuelle deler av prosessen, hvor temperaturen endres med 1 o C, forbrukes forskjellige mengder varme. Formelen ovenfor bestemmer derfor ikke det faktiske spesifikke varmeforbruket, men viser kun hvor mye varme i gjennomsnitt i AB-prosessen som rapporteres når gassen varmes opp med 1 o C.
Gjennomsnittlig varmekapasitet – forholdet mellom varmen som gis til gassen og endringen i dens temperatur, forutsatt at temperaturforskjellen er en endelig verdi. Under ekte varmekapasitet gass forstå grensen som den gjennomsnittlige varmekapasiteten tenderer til som den tenderer til ΔT til null. Så hvis i prosessen Aa den gjennomsnittlige varmekapasiteten, så er den sanne varmekapasiteten i starttilstanden A:
Derfor, ekte varmekapasitet er forholdet mellom varmen som gis til en gass under en prosess og endringen i dens temperatur, forutsatt at temperaturforskjellen er forsvinnende liten.
Generelle formler for varme. Fra formlene ovenfor følger det at varmen som gis til gassen i en vilkårlig prosess kan bestemmes av formelen:
eller for en vilkårlig mengde gass
hvor er den gjennomsnittlige varmekapasiteten til gassen i prosessen som vurderes når temperaturen endres fra T 1 før T 2. Varme kan også bestemmes ved hjelp av formlene:
hvor c er den sanne varmekapasiteten til gassen.
Formler for gjennomsnittlig og sann varmekapasitet. Varmekapasiteten til ekte gasser avhenger av trykk og temperatur. Pressavhengighet blir ofte neglisjert. Temperaturavhengigheten er betydelig og, basert på eksperimentelle data, uttrykkes ved en ligning av formen hvor a, b, d– numeriske koeffisienter avhengig av gassens natur og prosessens art.
Spesifikke varmekapasiteter:
Varmekapasiteten per 1 kg gass kalles gravimetrisk varmekapasitet– . Varmekapasiteten per 1 m 3 gass kalles volumetrisk varmekapasitet– 3. Varmekapasiteten per 1 mol gass kalles molar varmekapasitet – .
La det ta joule varme for å varme 1 kg gass med 1 °C. Fordi en føflekk inneholder et kilo gass, for så å varme opp 1 mol med 1 o C, kreves det ganger mer varme, dvs.
Nå, for å varme 1 m 3 gass med 1 o C, kreves det joule varme. Fordi en føflekk under normale forhold inneholder 22,4 m 3 gass, så for å varme 1 mol med 1 o trenger du 22,4 ganger mer varme:
Ved å sammenligne formlene (a) og (b), finner vi forholdet mellom vekten og volumetriske varmekapasiteter:
Avhengighet av varmekapasitet på prosessens art. La oss vurdere to prosesser for å levere varme til gass:
a) Varme tilføres 1 kg gass innelukket i en sylinder med fast stempel (fig. 5). Varmen som gis til gassen vil være lik 
, hvor er varmekapasiteten til gass ved ; og – start- og sluttgasstemperaturer. Med en temperaturforskjell får vi det. Åpenbart vil all varmen i dette tilfellet gå til å øke den indre energien til gassen.
Ris. 5. Fig. 6.
b) Varme tilføres 1 kg gass innelukket i en sylinder med bevegelig stempel (fig. 6) og vil i dette tilfellet være lik 
, hvor er varmekapasiteten til gass ved ; og er de innledende og endelige gasstemperaturene ved . Når vi får det. I dette tilfellet ble varmen som ble tilført gassen brukt til å øke den indre energien til gassen (som i det første tilfellet), samt for å utføre arbeid under stempelets bevegelse. Følgelig, for å øke temperaturen på 1 kg gass med 1 o C i det andre tilfellet, trengs det mer varme enn i det første, dvs. .
Tatt i betraktning andre prosesser, kan det fastslås at varmekapasitet kan ta på seg en rekke tallverdier, fordi mengden varme som gis til gassen avhenger av prosessens art.
Forbindelse mellom Og , koeffisient . Ved oppvarming av 1 kg gass med 1 o C tilføres J varme. En del av det, lik , går til å øke den indre energien, og en del - for å utføre utvidelsesarbeidet. La oss betegne dette verket med . Fordi Siden varmen som brukes til å varme opp gassen og utføre arbeid må være lik den tilførte varmen, kan vi skrive at
Varmekapasitet er en funksjon av tilstandsparametere - trykk og temperatur, derfor i teknisk termodynamikk skilles sanne og gjennomsnittlige varmekapasiteter.
Varmekapasiteten til en ideell gass avhenger bare av temperatur og kan per definisjon bare finnes i temperaturområdet. Imidlertid kan vi alltid anta at dette intervallet er veldig lite nær enhver temperaturverdi. Da kan vi si at varmekapasiteten bestemmes ved en gitt temperatur. Denne varmekapasiteten kalles ekte.
I referanselitteratur, avhengigheten av ekte varmekapasitet med s Og med v på temperatur er spesifisert i form av tabeller og analytiske avhengigheter. Det analytiske forholdet (for eksempel for massevarmekapasitet) er vanligvis representert som et polynom:
Deretter mengden varme som tilføres under prosessen i temperaturområdet [ t1,t2] bestemmes av integralet:
. (2)
Når man studerer termodynamiske prosesser, bestemmes ofte den gjennomsnittlige varmekapasitetsverdien over et temperaturområde. Det er forholdet mellom mengden varme som tilføres i prosessen Q 12 til den endelige temperaturforskjellen:
Så, hvis avhengigheten av den sanne varmekapasiteten på temperaturen er gitt, i samsvar med (2):
.
Ofte i referanselitteratur er verdiene for gjennomsnittlig varmekapasitet gitt med s Og med v for temperaturområdet fra 0 før t o C. Som sanne er de representert i form av tabeller og funksjoner:
(4)
Når du erstatter temperaturverdien t Denne formelen vil finne gjennomsnittlig varmekapasitet i temperaturområdet [ 0,t]. For å finne gjennomsnittsverdien av varmekapasitet i et vilkårlig intervall [ t1,t2], ved å bruke forhold (4), må du finne mengden varme Q 12, levert til systemet i dette temperaturområdet. Basert på regelen kjent fra matematikken, kan integralet i ligning (2) deles inn i følgende integraler:
.
, A 
.
Etter dette finner man ønsket verdi av gjennomsnittlig varmekapasitet ved hjelp av formel (3).
Gassblandinger
I teknologien brukes ofte blandinger av ulike gasser som arbeidsvæsker fremfor rene stoffer. I dette tilfellet forstås en gassblanding som en mekanisk blanding av rene stoffer kalt blandingskomponenter som ikke inngår kjemiske reaksjoner med hverandre. Et eksempel på en gassblanding er luft, hvis hovedkomponenter er oksygen og nitrogen. Hvis komponentene i blandingen er ideelle gasser, vil blandingen som helhet også betraktes som en ideell gass.
Når man vurderer blandinger, antas det at:
Hver gass som er inkludert i blandingen er jevnt fordelt over hele volumet, det vil si at volumet er lik volumet av hele blandingen;
Hver av komponentene i blandingen har en temperatur lik temperaturen til blandingen;
Hver gass skaper sitt eget trykk på veggene i beholderen, kalt partialtrykk.
Delvis Trykk, således er trykket som en komponent av blandingen ville ha hvis den alene okkuperte hele volumet av blandingen ved samme temperatur. Summen av partialtrykkene til hver komponent er lik trykket til blandingen (Daltons lov):
.
Delvis volum komponent V er volumet som vil bli okkupert av denne komponenten ved et trykk lik trykket i blandingen og en temperatur lik temperaturen til blandingen. Det er klart at summen av delvolumene er lik volumet av blandingen (Amags lov):
.
Når du studerer termodynamiske prosesser med gassblandinger, er det nødvendig å vite en rekke mengder som karakteriserer dem: gasskonstant, molar masse, tetthet, varmekapasitet, etc. For å finne dem må du spesifisere blandingssammensetning, som bestemmer det kvantitative innholdet av hver komponent som inngår i blandingen. Sammensetningen av gassblandingen er vanligvis spesifisert gigantisk, omfangsrik eller jeksel aksjer
Massefraksjon blandingskomponent g er en mengde lik forholdet mellom massen til en komponent og massen til hele blandingen:
Tydeligvis massen av blandingen m lik summen av massene til alle komponenter:
,
og summen av massefraksjoner:
Volumfraksjon blandingskomponent r jeg er en mengde lik forholdet mellom delvolumet av komponenten og volumet av blandingen:
Ligningen for den volumetriske sammensetningen av blandingen har formen:
og summen av volumfraksjoner:
Molfraksjon blandingskomponent x i er en mengde lik forholdet mellom antall mol av denne komponenten og det totale antallet mol av blandingen:
Det er åpenbart at:
Sammensetningen av blandingen er spesifisert i brøkdeler av en enhet eller i prosent. Forholdet mellom mol- og volumfraksjoner kan etableres ved å skrive Clapeyron-Mendeleev-ligningen for blandingskomponenten og hele blandingen:
Ved å dele det første ligningsleddet på leddet med det andre får vi:
For ideelle gasser er således volum- og molfraksjonene like.
Forholdet mellom masse- og volumfraksjoner er etablert av følgende relasjoner:
. (5)
Fra Avogadros lov følger det:
hvor μ er den molare massen av blandingen, som kalles tilsynelatende. Det kan bli funnet, spesielt gjennom den volumetriske sammensetningen av blandingen. Å skrive Clapeyron–Mendeleev-ligningen for i-th komponent av blandingen i form
og summerer alle komponentene, får vi:
.
Sammenligne det med tilstandsligningen for blandingen som helhet
vi kommer til den åpenbare sammenhengen:
.
Hvis blandingens molare masse er funnet, kan gasskonstanten til blandingen bestemmes på vanlig måte:
. (7)
Disse formlene brukes til å bestemme den sanne og gjennomsnittlige varmekapasiteten til blandingen.
Med tanke på at varmekapasiteten ikke er konstant, men avhenger av temperatur og andre termiske parametere, skilles det mellom sann og gjennomsnittlig varmekapasitet. Den sanne varmekapasiteten uttrykkes ved ligning (2.2) for visse parametere i den termodynamiske prosessen, det vil si i en gitt tilstand av arbeidsfluidet. Spesielt hvis de ønsker å understreke avhengigheten av varmekapasiteten til arbeidsfluidet av temperaturen, skriver de det som , og den spesifikke varmekapasiteten som. Vanligvis forstås ekte varmekapasitet som forholdet mellom den elementære varmemengden som tilføres et termodynamisk system i en hvilken som helst prosess og den uendelig lille økningen i temperaturen til dette systemet forårsaket av den tilførte varmen. Vi vil anta at den sanne varmekapasiteten til et termodynamisk system ved systemets temperatur er lik, og den sanne spesifikke varmen til arbeidsfluidet ved dens temperatur er lik. Deretter kan den gjennomsnittlige spesifikke varmekapasiteten til arbeidsvæsken når temperaturen endres, bestemmes som følger:
|
|
Vanligvis gir tabeller gjennomsnittlige varmekapasitetsverdier for ulike temperaturområder som starter med. Derfor, i alle tilfeller når en termodynamisk prosess finner sted i temperaturområdet fra til hvor, bestemmes mengden spesifikk varme i prosessen ved å bruke tabellverdier for gjennomsnittlig varmekapasitet som følger:
|
|
.Verdiene for gjennomsnittlig varmekapasitet og er funnet fra tabellene.
2.3 Varmekapasiteter ved konstant volum og trykk
Av spesiell interesse er gjennomsnittlig og sann varmekapasitet i prosesser ved konstant volum ( isokorisk varmekapasitet, lik forholdet mellom den spesifikke mengden varme i en isokorisk prosess og endringen i temperaturen til arbeidsfluidet dT) og ved konstant trykk ( isobarisk varmekapasitet, lik forholdet mellom den spesifikke mengden varme i en isobar prosess og endringen i temperaturen til arbeidsfluidet dT).
For ideelle gasser er forholdet mellom isobarisk og isokorisk varmekapasitet etablert av den velkjente Mayer-ligningen.
Fra Mayers ligning følger det at den isobariske varmekapasiteten er større enn den isokoriske varmekapasiteten med verdien av den spesifikke karakteristiske konstanten til en ideell gass. Dette forklares av det faktum at i en isobar prosess () utføres ikke eksternt arbeid og varme brukes kun på å endre den indre energien til arbeidsvæsken, mens i en isobar prosess () brukes varme ikke bare på å endre den indre energien av arbeidsvæsken, avhengig av dens temperatur, men også for å utføre eksternt arbeid.
For ekte gasser, siden når de utvider seg, arbeides det ikke bare mot ytre krefter, men også internt arbeid mot kreftene til interaksjon mellom gassmolekyler, som i tillegg forbruker varme.
I varmeteknikk er forholdet mellom varmekapasiteter, som kalles Poissons forhold (adiabatisk indeks), mye brukt. I tabellen Tabell 2.1 viser verdiene for noen gasser oppnådd eksperimentelt ved en temperatur på 15 °C.
Varmekapasiteten avhenger av temperaturen, derfor må den adiabatiske indeksen avhenge av temperaturen.
Det er kjent at med økende temperatur øker varmekapasiteten. Derfor, med økende temperatur, avtar den og nærmer seg enhet. Det er imidlertid alltid mer enn én igjen. Vanligvis er avhengigheten av den adiabatiske indeksen av temperatur uttrykt med en formel av formen
og siden
Eksperimentelle verdier av varmekapasitet ved forskjellige temperaturer presenteres i form av tabeller, grafer og empiriske funksjoner.
Det er sanne og gjennomsnittlige varmekapasiteter.
Sann varmekapasitet C er varmekapasiteten for en gitt temperatur.
I ingeniørberegninger brukes ofte gjennomsnittsverdien av varmekapasitet i et gitt temperaturområde (t1;t2).
Gjennomsnittlig varmekapasitet angis på to måter: ,.
Ulempen med sistnevnte betegnelse er at temperaturområdet ikke er spesifisert.
Sann og gjennomsnittlig varmekapasitet er relatert av forholdet:
Sann varmekapasitet er grensen som den gjennomsnittlige varmekapasiteten tenderer til, i et gitt temperaturområde t1…t2, ved ∆t=t2-t1
Erfaring viser at den virkelige varmekapasiteten til de fleste gasser øker med økende temperatur. Den fysiske forklaringen på denne økningen er som følger:
Det er kjent at temperaturen til en gass ikke er relatert til vibrasjonsbevegelsen til atomer og molekyler, men avhenger av den kinetiske energien E k til translasjonsbevegelsen til partikler. Men etter hvert som temperaturen øker, blir varmen som tilføres gassen mer og mer omfordelt til fordel for den oscillerende bevegelsen, d.v.s. Temperaturøkningen med samme varmetilførsel avtar etter hvert som temperaturen stiger.
Typisk avhengighet av varmekapasitet på temperatur:
c=c 0 + at + bt 2 + dt 3 + … (82) 
hvor c 0 , a, b, d er empiriske koeffisienter.
c – Ekte varmekapasitet, dvs. verdien av varmekapasiteten for en gitt temperatur T.
For varmekapasiteten er bitoproximatkurven et polynom i form av en serie i potenser av t.
Tilpasningskurven utføres ved hjelp av spesielle metoder, for eksempel minste kvadraters metode. Essensen av denne metoden er at når den brukes, er alle punkter omtrent like langt fra den tilnærmede kurven.
For ingeniørberegninger er de som regel begrenset til de to første leddene på høyre side, dvs. anta at varmekapasitetens avhengighet av temperaturen er lineær c=c 0 + ved (83)
Den gjennomsnittlige varmekapasiteten er grafisk definert som midtlinjen til en skravert trapes; som kjent er gjennomsnittslinjen til en trapes definert som halvparten av summen av basene.
Formler brukes hvis den empiriske avhengigheten er kjent.
I tilfeller der varmekapasitetens avhengighet av temperaturen ikke kan tilnærmes tilfredsstillende til avhengigheten c=c 0 +at, kan du bruke følgende formel:
Denne formelen brukes i tilfeller der avhengigheten av c på t er betydelig ikke-lineær.
Fra den molekylære kinetiske teorien om gasser er det kjent
U = 12,56T, U er den indre energien til en kilomol av en ideell gass.
Tidligere oppnådd for en ideell gass:
,
,
Fra det oppnådde resultatet følger det at varmekapasiteten oppnådd ved bruk av MCT ikke er avhengig av temperaturen.
Mayers ligning: c p -c v =R ,
c p =c v +R =12,56+8,31420,93.
Som i det forrige tilfellet for MCT av gasser, er den molekylære isobariske varmekapasiteten ikke avhengig av temperaturen.
Konseptet med en ideell gass tilsvarer nærmest monoatomiske gasser ved lavt trykk, i praksis må vi forholde oss til 2, 3... atomgasser. For eksempel luft, som i volum består av 79 % nitrogen (N 2), 21 % oksygen (O 2) (i ingeniørberegninger er det ikke tatt hensyn til inerte gasser på grunn av deres lave innhold).
Du kan bruke følgende tabell for estimatberegninger:
|
monoatomisk | ||
|
diatomisk | ||
|
triatomisk |
For ekte gasser, i motsetning til ideelle gasser, kan varmekapasiteten ikke bare avhenge av temperaturen, men også av volumet og trykket til systemet.