Faste stoffer er de stoffene som er i stand til å danne kropper og har volum. De skiller seg fra væsker og gasser i form. Faste stoffer beholder kroppsformen på grunn av at partiklene deres ikke er i stand til å bevege seg fritt. De er forskjellige i tetthet, plastisitet, elektrisk ledningsevne og farge. De har også andre egenskaper. For eksempel smelter de fleste av disse stoffene under oppvarming, og får en flytende aggregeringstilstand. Noen av dem, når de varmes opp, blir umiddelbart til gass (sublimerer). Men det er også de som brytes ned til andre stoffer.
Typer faste stoffer
Alle faste stoffer er delt inn i to grupper.
- Amorf, der individuelle partikler er ordnet tilfeldig. Med andre ord: de har ikke en klar (definert) struktur. Disse faststoffene er i stand til å smelte innenfor et visst temperaturområde. De vanligste av dem inkluderer glass og harpiks.
- Krystallinsk, som igjen er delt inn i 4 typer: atom, molekylær, ionisk, metallisk. I dem er partikler kun lokalisert i henhold til et visst mønster, nemlig ved nodene til krystallgitteret. Dens geometri i forskjellige stoffer kan variere sterkt.
Faste krystallinske stoffer dominerer over amorfe stoffer i antall.
Typer krystallinske faste stoffer
I fast tilstand har nesten alle stoffer en krystallinsk struktur. De utmerker seg ved deres gitter ved nodene som inneholder forskjellige partikler og kjemiske elementer. Det er i samsvar med dem at de har fått navnene sine. Hver type har karakteristiske egenskaper:
- I et atomisk krystallgitter er partikler av et fast stoff forbundet med kovalente bindinger. Det utmerker seg ved sin styrke. På grunn av dette har slike stoffer et høyt kokepunkt. Denne typen inkluderer kvarts og diamant.
- I et molekylært krystallgitter er bindingene mellom partikler preget av deres svakhet. Stoffer av denne typen er preget av enkel koking og smelting. De er preget av flyktighet, på grunn av hvilken de har en viss lukt. Slike faste stoffer inkluderer is og sukker. Bevegelsene til molekyler i faste stoffer av denne typen utmerker seg ved deres aktivitet.
- Tilsvarende partikler, ladet positivt og negativt, veksler ved nodene. De holdes sammen av elektrostatisk tiltrekning. Denne typen gitter finnes i alkalier, salter Mange stoffer av denne typen er lett løselige i vann. På grunn av den ganske sterke bindingen mellom ionene er de ildfaste. Nesten alle av dem er luktfrie, siden de er preget av ikke-flyktighet. Stoffer med et ionisk gitter er ikke i stand til å lede elektrisk strøm fordi de ikke inneholder frie elektroner. Et typisk eksempel på et ionisk fast stoff er bordsalt. Dette krystallgitteret gir det skjørhet. Dette skyldes det faktum at enhver forskyvning av den kan føre til fremveksten av ionefrastøtende krefter.
- I et metallkrystallgitter er bare positivt ladede kjemiske ioner tilstede ved nodene. Mellom dem er det frie elektroner, gjennom hvilke termisk og elektrisk energi passerer perfekt. Det er grunnen til at alle metaller utmerker seg ved en slik funksjon som ledningsevne.
Generelle begreper om faste stoffer
Faste stoffer og stoffer er praktisk talt det samme. Disse begrepene refererer til en av 4 aggregeringstilstander. Faste stoffer har en stabil form og et mønster av termisk bevegelse av atomer. Dessuten utfører sistnevnte små svingninger nær likevektsposisjonene. Den vitenskapsgrenen som studerer sammensetningen og den indre strukturen kalles faststofffysikk. Det er andre viktige kunnskapsområder som omhandler slike stoffer. Å endre form under ytre påvirkninger og bevegelse kalles mekanikken til en deformerbar kropp.
På grunn av de forskjellige egenskapene til faste stoffer, har de funnet anvendelse i forskjellige tekniske enheter laget av mennesker. Oftest var bruken basert på egenskaper som hardhet, volum, masse, elastisitet, plastisitet og skjørhet. Moderne vitenskap gjør det mulig å bruke andre kvaliteter av faste stoffer som bare kan påvises under laboratorieforhold.
Hva er krystaller
Krystaller er faste stoffer med partikler ordnet i en bestemt rekkefølge. Hver har sin egen struktur. Atomene danner et tredimensjonalt periodisk arrangement kalt et krystallgitter. Faste stoffer har forskjellige struktursymmetrier. Den krystallinske tilstanden til et fast stoff anses som stabil fordi det har en minimumsmengde potensiell energi.
De aller fleste faste stoffer består av et stort antall tilfeldig orienterte individuelle korn (krystallitter). Slike stoffer kalles polykrystallinske. Disse inkluderer tekniske legeringer og metaller, samt mange bergarter. Enkelte naturlige eller syntetiske krystaller kalles monokrystallinske.
Oftest dannes slike faste stoffer fra tilstanden til væskefasen, representert av en smelte eller løsning. Noen ganger er de hentet fra gassform. Denne prosessen kalles krystallisering. Takket være vitenskapelig og teknologisk fremgang har prosedyren for dyrking (syntetisering) av forskjellige stoffer nådd industriell skala. De fleste krystaller har en naturlig form som deres størrelse varierer sterkt. Dermed kan naturlig kvarts (bergkrystall) veie opptil hundrevis av kilo, og diamanter - opptil flere gram.
I amorfe faste stoffer er atomer i konstant vibrasjon rundt tilfeldig plasserte punkter. De beholder en viss rekkefølge på kort rekkevidde, men mangler rekkefølge på lang rekkevidde. Dette skyldes det faktum at molekylene deres befinner seg i en avstand som kan sammenlignes med størrelsen. Det vanligste eksemplet på et slikt fast stoff i livet vårt er den glassaktige tilstanden. ofte betraktet som en væske med uendelig høy viskositet. Tiden for deres krystallisering er noen ganger så lang at den ikke vises i det hele tatt.
Det er egenskapene ovenfor til disse stoffene som gjør dem unike. Amorfe faste stoffer anses som ustabile fordi de kan bli krystallinske over tid.
Molekylene og atomene som utgjør et fast stoff er pakket med høy tetthet. De beholder praktisk talt sin relative posisjon i forhold til andre partikler og holdes sammen på grunn av intermolekylær interaksjon. Avstanden mellom molekylene til et fast stoff i forskjellige retninger kalles krystallgitterparameteren. Strukturen til et stoff og dets symmetri bestemmer mange egenskaper, som det elektroniske båndet, spaltning og optikk. Når et fast stoff utsettes for en tilstrekkelig stor kraft, kan disse egenskapene bli svekket i en eller annen grad. I dette tilfellet er det faste legemet utsatt for gjenværende deformasjon.
Atomer av faste stoffer gjennomgår vibrasjonsbevegelser, som bestemmer deres besittelse av termisk energi. Siden de er ubetydelige, kan de bare observeres under laboratorieforhold. av et fast stoff påvirker i stor grad dets egenskaper.
Studie av faste stoffer
Egenskapene, egenskapene til disse stoffene, deres kvaliteter og bevegelsen av partikler studeres i forskjellige underfelt av faststofffysikk.
Følgende metoder brukes til forskning: radiospektroskopi, strukturanalyse ved bruk av røntgen og andre metoder. Slik studeres de mekaniske, fysiske og termiske egenskapene til faste stoffer. Hardhet, belastningsmotstand, strekkfasthet, fasetransformasjoner studeres av materialvitenskap. Det har mye til felles med faststoff-fysikk. Det er annen viktig moderne vitenskap. Studiet av eksisterende stoffer og syntesen av nye utføres av faststoffkjemi.
Egenskaper av faste stoffer
Arten av bevegelsen til de ytre elektronene til atomene til et fast stoff bestemmer mange av dets egenskaper, for eksempel elektriske. Det er 5 klasser av slike kropper. De er satt avhengig av typen binding mellom atomer:
- Ionisk, den viktigste egenskapen er kraften til elektrostatisk tiltrekning. Dens funksjoner: refleksjon og absorpsjon av lys i det infrarøde området. Ved lave temperaturer har ioniske bindinger lav elektrisk ledningsevne. Et eksempel på et slikt stoff er natriumsaltet av saltsyre (NaCl).
- Kovalent, utført av et elektronpar som tilhører begge atomene. En slik binding er delt inn i: enkel (enkel), dobbel og trippel. Disse navnene indikerer tilstedeværelsen av elektronpar (1, 2, 3). Dobbelt- og trippelbindinger kalles multipler. Det er en annen inndeling av denne gruppen. Således, avhengig av fordelingen av elektrontetthet, skilles polare og ikke-polare bindinger. Den første er dannet av forskjellige atomer, og den andre av identiske. Denne faste materiens tilstand, eksempler på disse er diamant (C) og silisium (Si), utmerker seg ved sin tetthet. De hardeste krystallene tilhører nettopp den kovalente bindingen.
- Metallisk, dannet ved å kombinere valenselektronene til atomer. Som et resultat dukker det opp en generell elektronsky, som skifter under påvirkning av elektrisk spenning. En metallisk binding dannes når atomene som bindes er store. Det er de som kan donere elektroner. I mange metaller og komplekse forbindelser danner denne bindingen en fast tilstand av materie. Eksempler: natrium, barium, aluminium, kobber, gull. Følgende ikke-metalliske forbindelser kan noteres: AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8. Stoffer med metalliske bindinger (metaller) har varierte fysiske egenskaper. De kan være flytende (Hg), myke (Na, K), veldig harde (W, Nb).
- Molekylær, forekommer i krystaller som er dannet av individuelle molekyler av et stoff. Det er preget av gap mellom molekyler med null elektrontetthet. Kreftene som binder atomer sammen i slike krystaller er betydelige. I dette tilfellet tiltrekkes molekylene kun av svak intermolekylær tiltrekning. Det er grunnen til at bindingene mellom dem lett ødelegges når de varmes opp. Forbindelser mellom atomer er mye vanskeligere å bryte ned. Molekylær binding er delt inn i orienterende, dispersiv og induktiv. Et eksempel på et slikt stoff er fast metan.
- Hydrogen, som oppstår mellom de positivt polariserte atomene til et molekyl eller en del av det og den negativt polariserte minste partikkelen til et annet molekyl eller del. Slike forbindelser inkluderer is.
Faste stoffers egenskaper
Hva vet vi i dag? Forskere har lenge studert egenskapene til stoffets faste tilstand. Når den utsettes for temperaturer, endres den også. Overgangen av et slikt legeme til væske kalles smelting. Transformasjonen av et fast stoff til en gassform kalles sublimering. Når temperaturen synker, krystalliserer det faste stoffet. Noen stoffer under påvirkning av kulde går over i den amorfe fasen. Forskere kaller denne prosessen glassovergang.
Når den indre strukturen til faste stoffer endres. Den får den største orden når temperaturen synker. Ved atmosfærisk trykk og temperatur T > 0 K størkner alle stoffer som finnes i naturen. Bare helium, som krever et trykk på 24 atm for å krystallisere, er et unntak fra denne regelen.
Den faste tilstanden til et stoff gir det ulike fysiske egenskaper. De karakteriserer den spesifikke oppførselen til kropper under påvirkning av visse felt og krefter. Disse eiendommene er delt inn i grupper. Det er 3 metoder for påvirkning, tilsvarende 3 typer energi (mekanisk, termisk, elektromagnetisk). Følgelig er det 3 grupper av fysiske egenskaper til faste stoffer:
- Mekaniske egenskaper forbundet med stress og deformasjon av kropper. I henhold til disse kriteriene deles faste stoffer inn i elastisk, reologisk, styrke og teknologisk. I hvile beholder en slik kropp sin form, men den kan endre seg under påvirkning av en ytre kraft. I dette tilfellet kan dens deformasjon være plastisk (den opprinnelige formen kommer ikke tilbake), elastisk (tilbake til sin opprinnelige form) eller destruktiv (desintegrasjon/brudd oppstår når en viss terskel er nådd). Responsen på den påførte kraften er beskrevet av elastiske moduler. En solid kropp motstår ikke bare kompresjon og spenning, men også skjæring, vridning og bøyning. Styrken til et fast stoff er dets evne til å motstå ødeleggelse.
- Termisk, manifestert når den utsettes for termiske felt. En av de viktigste egenskapene er smeltepunktet der kroppen blir til en flytende tilstand. Det observeres i krystallinske faste stoffer. Amorfe legemer har en latent fusjonsvarme, siden deres overgang til flytende tilstand skjer gradvis med økende temperatur. Når den når en viss varme, mister den amorfe kroppen sin elastisitet og får plastisitet. Denne tilstanden betyr at den har nådd glassovergangstemperaturen. Ved oppvarming deformeres den faste kroppen. Dessuten utvider det seg oftest. Kvantitativt er denne tilstanden preget av en viss koeffisient. Kroppstemperatur påvirker mekaniske egenskaper som fluiditet, duktilitet, hardhet og styrke.
- Elektromagnetisk, assosiert med innvirkning på fast materiale av strømmer av mikropartikler og elektromagnetiske bølger med høy stivhet. Disse inkluderer også strålingsegenskaper.
Sonestruktur
Faste stoffer klassifiseres også etter deres såkalte sonestruktur. Så blant dem er det:
- Ledere karakterisert ved at deres lednings- og valensbånd overlapper hverandre. I dette tilfellet kan elektroner bevege seg mellom dem og motta den minste energien. Alle metaller regnes som ledere. Når en potensialforskjell påføres et slikt legeme, dannes det en elektrisk strøm (på grunn av fri bevegelse av elektroner mellom punkter med lavest og høyeste potensial).
- Dielektriske stoffer hvis soner ikke overlapper hverandre. Intervallet mellom dem overskrider 4 eV. For å lede elektroner fra valensbåndet til ledningsbåndet kreves det store mengder energi. På grunn av disse egenskapene leder dielektrikum praktisk talt ikke strøm.
- Halvledere preget av fravær av ledning og valensbånd. Intervallet mellom dem er mindre enn 4 eV. For å overføre elektroner fra valensbåndet til ledningsbåndet kreves det mindre energi enn for dielektrikum. Rene (udopede og iboende) halvledere passerer dårlig strøm.
Bevegelsene til molekyler i faste stoffer bestemmer deres elektromagnetiske egenskaper.
Andre eiendommer
Faste stoffer er også klassifisert etter deres magnetiske egenskaper. Det er tre grupper:
- Diamagneter, hvis egenskaper avhenger lite av temperatur eller aggregeringstilstand.
- Paramagneter, som er en konsekvens av orienteringen av ledningselektroner og magnetiske momenter til atomer. I følge Curies lov avtar deres mottakelighet proporsjonalt med temperaturen. Så ved 300 K er det 10 -5.
- Leger med en ordnet magnetisk struktur, som har lang rekkevidde atomær orden. Partikler med magnetiske momenter er periodisk lokalisert ved nodene til gitteret deres. Slike faste stoffer og stoffer brukes ofte i ulike felt av menneskelig aktivitet.
De hardeste stoffene i naturen
Hva er de? Tettheten av faste stoffer bestemmer i stor grad deres hardhet. De siste årene har forskere oppdaget flere materialer som hevder å være den "sterkeste kroppen". Det hardeste stoffet er fulleritt (en krystall med fullerenmolekyler), som er omtrent 1,5 ganger hardere enn diamant. Dessverre er den foreløpig kun tilgjengelig i ekstremt små mengder.
I dag er det hardeste stoffet som kan bli brukt i industrien i fremtiden lonsdaleite (sekskantet diamant). Det er 58% hardere enn diamant. Lonsdaleite er en allotrop modifikasjon av karbon. Krystallgitteret er veldig likt det til diamant. En celle av lonsdaleitt inneholder 4 atomer, og en diamant - 8. Av de mye brukte krystallene i dag er diamant fortsatt den hardeste.
La oss vurdere hvordan projeksjonen av den resulterende kraften av interaksjon mellom dem på den rette linjen som forbinder sentrene til molekylene endres avhengig av avstanden mellom molekylene. Hvis molekyler er plassert i avstander som er flere ganger større enn størrelsen, har interaksjonskreftene mellom dem praktisk talt ingen effekt. Samspillskreftene mellom molekyler er kortdistanse.
Ved avstander over 2-3 molekylære diametre er frastøtningskraften praktisk talt null. Bare tiltrekningskraften er merkbar. Når avstanden minker, øker tiltrekningskraften og samtidig begynner frastøtningskraften å påvirke. Denne kraften øker veldig raskt når elektronskallene til molekylene begynner å overlappe hverandre.
Figur 2.10 viser grafisk projeksjonsavhengigheten F r kreftene i samspillet mellom molekyler på avstanden mellom sentrene deres. På avstand r 0, omtrent lik summen av de molekylære radiene, F r = 0 , siden tiltrekningskraften er like stor som frastøtningskraften. På r > r 0 er det en tiltrekningskraft mellom molekylene. Projeksjonen av kraften som virker på høyre molekyl er negativ. På r < r 0 det er en frastøtende kraft med en positiv projeksjonsverdi F r .
Opprinnelsen til elastiske krefter
Avhengigheten av interaksjonskreftene mellom molekyler på avstanden mellom dem forklarer utseendet til elastisk kraft under kompresjon og strekking av kropper. Hvis du prøver å bringe molekylene nærmere en avstand mindre enn r0, så begynner en kraft å virke som hindrer tilnærmingen. Tvert imot, når molekyler beveger seg bort fra hverandre, virker en attraktiv kraft som returnerer molekylene til sine opprinnelige posisjoner etter opphør av ytre påvirkning.
Med en liten forskyvning av molekyler fra likevektsposisjoner øker tiltreknings- eller frastøtningskreftene lineært med økende forskyvning. I et lite område kan kurven betraktes som et rett segment (den fortykkede delen av kurven i fig. 2.10). Det er derfor, ved små deformasjoner, viser Hookes lov seg å være gyldig, ifølge hvilken den elastiske kraften er proporsjonal med deformasjonen. Ved store molekylære forskyvninger er ikke lenger Hookes lov gyldig.
Siden avstandene mellom alle molekyler endres når et legeme deformeres, står nabolagene med molekyler for en ubetydelig del av den totale deformasjonen. Derfor er Hookes lov tilfredsstilt ved deformasjoner millioner av ganger større enn størrelsen på molekylene.
Atomkraftmikroskop
Enheten til et atomkraftmikroskop (AFM) er basert på virkningen av frastøtende krefter mellom atomer og molekyler på korte avstander. Dette mikroskopet, i motsetning til et tunnelmikroskop, lar deg få bilder av overflater som ikke leder elektrisk strøm. I stedet for en tungstenspiss, bruker AFM et lite fragment av diamant, slipt til atomstørrelse. Dette fragmentet er festet på en tynn metallholder. Når spissen nærmer seg overflaten som studeres, begynner elektronskyene til diamant- og overflateatomer å overlappe hverandre og frastøtende krefter oppstår. Disse kreftene avleder spissen av diamantspissen. Avviket registreres ved hjelp av en laserstråle reflektert fra et speil montert på en holder. Den reflekterte strålen driver en piezoelektrisk manipulator, lik manipulatoren til et tunnelmikroskop. Tilbakemeldingsmekanismen sørger for at høyden på diamantnålen over overflaten er slik at bøyningen på holderplaten forblir uendret.
I figur 2.11 ser du et AFM-bilde av polymerkjedene til aminosyren alanin. Hver tuberkel representerer ett aminosyremolekyl.
For tiden er det konstruert atommikroskoper, hvis design er basert på virkningen av molekylære tiltrekningskrefter på avstander flere ganger større enn størrelsen på et atom. Disse kreftene er omtrent 1000 ganger mindre enn de frastøtende kreftene i AFM. Derfor brukes et mer komplekst sensorsystem for å registrere kreftene.
Atomer og molekyler er bygd opp av elektrisk ladede partikler. På grunn av virkningen av elektriske krefter over korte avstander, tiltrekkes molekyler, men begynner å frastøte når elektronskallene til atomene overlapper hverandre.
1. Struktur av gassformige, flytende og faste legemer
Den molekylære kinetiske teorien gjør det mulig å forstå hvorfor et stoff kan eksistere i gassformig, flytende og fast tilstand.
Gasser. I gasser er avstanden mellom atomer eller molekyler i gjennomsnitt mange ganger større enn størrelsen på selve molekylene ( Fig.8.5). For eksempel, ved atmosfærisk trykk er volumet av et kar titusenvis av ganger større enn volumet til molekylene i det.
Gasser komprimeres lett, og den gjennomsnittlige avstanden mellom molekylene reduseres, men formen på molekylet endres ikke ( Fig.8.6).
Molekyler beveger seg med enorme hastigheter – hundrevis av meter per sekund – i verdensrommet. Når de kolliderer, spretter de av hverandre i forskjellige retninger som biljardballer. De svake tiltrekningskreftene til gassmolekyler er ikke i stand til å holde dem nær hverandre. Derfor gasser kan utvide seg ubegrenset. De beholder verken form eller volum.
Tallrike påvirkninger av molekyler på veggene i fartøyet skaper gasstrykk.
Væsker. Molekylene i væsken befinner seg nesten nær hverandre ( Fig.8.7), så et væskemolekyl oppfører seg annerledes enn et gassmolekyl. I væsker er det såkalt kortdistanseorden, det vil si at det ordnede arrangementet av molekyler opprettholdes over avstander lik flere molekylære diametre. Molekylet svinger rundt sin likevektsposisjon og kolliderer med nabomolekyler. Bare fra tid til annen gjør hun et nytt "hopp" og kommer inn i en ny likevektsposisjon. I denne likevektsposisjonen er frastøtningskraften lik tiltrekningskraften, dvs. den totale interaksjonskraften til molekylet er null. Tid avgjort liv vannmolekyler, dvs. tiden for dens vibrasjoner rundt en spesifikk likevektsposisjon ved romtemperatur, er i gjennomsnitt 10 -11 s. Tiden for en oscillasjon er mye mindre (10 -12 -10 -13 s). Med økende temperatur reduseres oppholdstiden til molekyler.
Naturen til molekylær bevegelse i væsker, først etablert av den sovjetiske fysikeren Ya.I. Frenkel, lar oss forstå de grunnleggende egenskapene til væsker.
Flytende molekyler er plassert rett ved siden av hverandre. Når volumet minker, blir frastøtende krefter svært store. Dette forklarer lav komprimerbarhet av væsker.
Som kjent, væsker er flytende, det vil si at de ikke beholder formen. Dette kan forklares på denne måten. Den ytre kraften endrer ikke merkbart antall molekylære hopp per sekund. Men hopp av molekyler fra en stasjonær posisjon til en annen skjer hovedsakelig i retning av den ytre kraften ( Fig.8.8). Dette er grunnen til at væske flyter og tar form av beholderen.
Faste stoffer. Atomer eller molekyler av faste stoffer, i motsetning til atomer og molekyler av væsker, vibrerer rundt visse likevektsposisjoner. Av denne grunn, faste stoffer beholde ikke bare volum, men også form. Den potensielle energien for interaksjon mellom faste molekyler er betydelig større enn deres kinetiske energi.
Det er en annen viktig forskjell mellom væsker og faste stoffer. En væske kan sammenlignes med en mengde mennesker, der individuelle individer rastløst tøffer på plass, og en solid kropp er som en slank kohort av de samme individene som, selv om de ikke står på oppmerksomhet, i gjennomsnitt opprettholder visse avstander mellom seg selv. . Hvis du kobler sentrene til likevektsposisjonene til atomer eller ioner i et fast legeme, får du et vanlig romlig gitter kalt krystallinsk.
Figurene 8.9 og 8.10 viser krystallgitteret til bordsalt og diamant. Den indre rekkefølgen i arrangementet av atomer i krystaller fører til vanlige ytre geometriske former.
Figur 8.11 viser Yakut-diamanter.
I en gass er avstanden l mellom molekylene mye større enn størrelsen på molekylene 0:" l>>r 0 .
For væsker og faste stoffer l≈r 0. Molekylene i en væske er ordnet i uorden og hopper fra tid til annen fra en fast posisjon til en annen.
Krystallinske faste stoffer har molekyler (eller atomer) arrangert på en strengt ordnet måte.
2. Ideell gass i molekylær kinetisk teori
Studiet av ethvert fysikkfelt begynner alltid med introduksjonen av en bestemt modell, innenfor rammen av hvilken videre studier finner sted. For eksempel, når vi studerte kinematikk, var modellen av kroppen et materiell punkt osv. Som du kanskje har gjettet, vil modellen aldri samsvare med de faktisk forekommende prosessene, men ofte kommer den veldig nær denne korrespondansen.
Molekylærfysikk, og spesielt MCT, er intet unntak. Mange forskere har arbeidet med problemet med å beskrive modellen siden det attende århundre: M. Lomonosov, D. Joule, R. Clausius (fig. 1). Sistnevnte introduserte faktisk den ideelle gassmodellen i 1857. En kvalitativ forklaring av de grunnleggende egenskapene til et stoff basert på molekylær kinetisk teori er ikke spesielt vanskelig. Teorien som etablerer kvantitative sammenhenger mellom eksperimentelt målte størrelser (trykk, temperatur osv.) og egenskapene til molekylene selv, deres antall og bevegelseshastighet, er imidlertid svært kompleks. I en gass ved normalt trykk er avstanden mellom molekylene mange ganger større enn deres dimensjoner. I dette tilfellet er interaksjonskreftene mellom molekyler ubetydelige og den kinetiske energien til molekylene er mye større enn den potensielle interaksjonsenergien. Gassmolekyler kan betraktes som materielle punkter eller veldig små solide kuler. I stedet for ekte gass, mellom molekylene som komplekse interaksjonskrefter virker av, vil vi vurdere det Modellen er en ideell gass.
Ideell gass– en gassmodell, der gassmolekyler og atomer er representert i form av svært små (forsvinnende størrelser) elastiske kuler som ikke interagerer med hverandre (uten direkte kontakt), men bare kolliderer (se fig. 2).
Det skal bemerkes at forseldet hydrogen (under svært lavt trykk) nesten fullstendig tilfredsstiller den ideelle gassmodellen.
Ris. 2.
Ideell gass er en gass der interaksjonen mellom molekyler er ubetydelig. Naturligvis, når molekyler av en ideell gass kolliderer, virker en frastøtende kraft på dem. Siden vi kan betrakte gassmolekyler, ifølge modellen, som materielle punkter, neglisjerer vi størrelsene på molekylene, med tanke på at volumet de opptar er mye mindre enn volumet til karet.
La oss huske at det i en fysisk modell bare tas i betraktning egenskapene til et reelt system, hvis vurdering er helt nødvendig for å forklare de studerte oppførselsmønstrene til dette systemet. Ingen modell kan formidle alle egenskapene til et system. Nå må vi løse et ganske snevert problem: å bruke molekylær kinetisk teori for å beregne trykket til en ideell gass på veggene til et fartøy. For dette problemet viser den ideelle gassmodellen seg å være ganske tilfredsstillende. Det fører til resultater som er bekreftet av erfaring.
3. Gasstrykk i molekylær kinetisk teori
La gassen være i en lukket beholder. Trykkmåler viser gasstrykk p 0. Hvordan oppstår dette presset?
Hvert gassmolekyl som treffer veggen virker på det med en viss kraft i en kort periode. Som følge av tilfeldige påvirkninger på veggen endrer trykket seg raskt over tid, omtrent som vist i figur 8.12. Imidlertid er effektene forårsaket av virkningene av individuelle molekyler så svake at de ikke registreres av en trykkmåler. Trykkmåleren registrerer den tidsgjennomsnittlige kraften som virker på hver enhet av overflatearealet til dets følsomme element - membranen. Til tross for små endringer i trykk, gjennomsnittlig trykkverdi p 0 viser seg praktisk talt å være en helt bestemt verdi, siden det er mange påvirkninger på veggen, og massene til molekylene er veldig små.
En ideell gass er en modell av en ekte gass. I følge denne modellen kan gassmolekyler betraktes som materielle punkter hvis interaksjon bare skjer når de kolliderer. Når gassmolekylene kolliderer med veggen, utøver de trykk på den.
4. Mikro- og makroparametre for gass
Nå kan vi begynne å beskrive parametrene til en ideell gass. De er delt inn i to grupper:
Ideelle gassparametere
Det vil si at mikroparametre beskriver tilstanden til en enkelt partikkel (mikrokropp), og makroparametere beskriver tilstanden til hele gassdelen (makrokropp). La oss nå skrive ned forholdet som forbinder noen parametere med andre, eller den grunnleggende MKT-ligningen:
Her: - gjennomsnittlig hastighet på partikkelbevegelse;
Definisjon. – konsentrasjon gasspartikler - antall partikler per volumenhet; ; enhet - .
5. Gjennomsnittlig verdi av kvadratet av hastigheten til molekyler
For å beregne gjennomsnittstrykket, må du vite gjennomsnittshastigheten til molekylene (mer presist, gjennomsnittsverdien av kvadratet av hastigheten). Dette er ikke et enkelt spørsmål. Du er vant til at hver partikkel har hastighet. Gjennomsnittshastigheten til molekyler avhenger av bevegelsen til alle partikler.
Gjennomsnittlige verdier. Helt fra begynnelsen må du gi opp å prøve å spore bevegelsen til alle molekylene som utgjør gassen. Det er for mange av dem, og de beveger seg veldig vanskelig. Vi trenger ikke å vite hvordan hvert molekyl beveger seg. Vi må finne ut hvilket resultat bevegelsen til alle gassmolekyler fører til.
Arten av bevegelsen til hele settet av gassmolekyler er kjent av erfaring. Molekyler deltar i tilfeldig (termisk) bevegelse. Dette betyr at hastigheten til ethvert molekyl kan være enten veldig stor eller veldig liten. Bevegelsesretningen til molekyler endres hele tiden når de kolliderer med hverandre.
Hastighetene til individuelle molekyler kan imidlertid være hvilken som helst gjennomsnitt verdien av modulen til disse hastighetene er ganske bestemt. På samme måte er ikke høyden på elevene i en klasse den samme, men gjennomsnittet er et visst tall. For å finne dette tallet må du legge sammen høydene til individuelle elever og dele denne summen på antall elever.
Gjennomsnittsverdien av kvadratet av hastigheten. I fremtiden vil vi trenge gjennomsnittsverdien ikke av selve hastigheten, men av kvadratet av hastigheten. Den gjennomsnittlige kinetiske energien til molekyler avhenger av denne verdien. Og den gjennomsnittlige kinetiske energien til molekyler, som vi snart vil se, er veldig viktig i hele den molekylære kinetiske teorien.
La oss betegne hastighetsmodulene til individuelle gassmolekyler med . Gjennomsnittsverdien av kvadratet av hastigheten bestemmes av følgende formel:
Hvor N- antall molekyler i gassen.
Men kvadratet av modulen til en hvilken som helst vektor er lik summen av kvadratene av dens projeksjoner på koordinataksene OX, OY, OZ. Derfor
Gjennomsnittsverdier av mengder kan bestemmes ved å bruke formler som ligner på formel (8.9). Mellom gjennomsnittsverdien og gjennomsnittsverdiene til kvadratene av projeksjoner er det samme forhold som forhold (8.10):
Faktisk er likhet (8.10) gyldig for hvert molekyl. Legge til disse likhetene for individuelle molekyler og dele begge sider av den resulterende ligningen med antall molekyler N, kommer vi til formel (8.11).
Merk følgende! Siden retningene til de tre aksene ÅH ÅH Og OZ på grunn av tilfeldig bevegelse av molekyler er de like, gjennomsnittsverdiene til kvadratene til hastighetsprojeksjonene er lik hverandre:
Du skjønner, et visst mønster dukker opp fra kaoset. Kan du finne ut av dette selv?
Ved å ta hensyn til relasjon (8.12), erstatter vi i formel (8.11) i stedet for og . Så for middelkvadraten til hastighetsprojeksjonen får vi:
dvs. middelkvadraten til hastighetsprojeksjonen er lik 1/3 av middelkvadraten til selve hastigheten. 1/3-faktoren vises på grunn av rommets tredimensjonalitet og følgelig eksistensen av tre projeksjoner for enhver vektor.
Hastighetene til molekylene endres tilfeldig, men den gjennomsnittlige kvadratet av hastigheten er en veldefinert verdi.
6. Grunnleggende ligning for molekylær kinetisk teori
La oss gå videre til utledningen av den grunnleggende ligningen for den molekylære kinetiske teorien om gasser. Denne ligningen fastslår avhengigheten av gasstrykk av den gjennomsnittlige kinetiske energien til molekylene. Etter utledningen av denne ligningen på 1800-tallet. og eksperimentelt bevis på dens gyldighet startet den raske utviklingen av den kvantitative teorien, som fortsetter til i dag.
Beviset for nesten alle utsagn i fysikk, utledningen av enhver ligning kan gjøres med varierende grad av strenghet og overbevisende: veldig forenklet, mer eller mindre strenge, eller med den fulle strengheten tilgjengelig for moderne vitenskap.
En streng utledning av ligningen til den molekylære kinetiske teorien om gasser er ganske kompleks. Derfor vil vi begrense oss til en svært forenklet, skjematisk utledning av ligningen. Til tross for alle forenklingene vil resultatet bli riktig.
Utledning av grunnligningen. La oss beregne gasstrykket på veggen CD fartøy ABCD område S, vinkelrett på koordinataksen OKSE (Fig.8.13).
Når et molekyl treffer en vegg, endres momentumet: . Siden modulen for hastigheten til molekyler ved støt ikke endres, da 
. I følge Newtons andre lov er endringen i bevegelsesmengden til et molekyl lik impulsen til kraften som virker på det fra karveggen, og i henhold til Newtons tredje lov, størrelsen på impulsen til kraften som molekylet virker på veggen er det samme. Følgelig, som et resultat av påvirkningen av molekylet, ble det utøvet en kraft på veggen, hvis momentum er lik .
Mange naturfenomener indikerer den kaotiske bevegelsen av mikropartikler, molekyler og materieatomer. Jo høyere temperatur stoffet har, desto mer intens er denne bevegelsen. Derfor er varmen til et legeme en refleksjon av den tilfeldige bevegelsen til dets molekyler og atomer.
Bevis på at alle atomer og molekyler i et stoff er i konstant og tilfeldig bevegelse kan være diffusjon - gjensidig penetrering av partikler av et stoff inn i et annet (se fig. 20a). Dermed sprer lukten seg raskt over hele rommet selv i fravær av luftbevegelse. En dråpe blekk gjør raskt hele glasset med vann jevnt svart, selv om det ser ut til at tyngdekraften skal hjelpe til med å farge glasset bare i topp-til-bunn-retningen. Diffusjon kan også påvises i faste stoffer hvis de presses tett sammen og står lenge. Diffusjonsfenomenet viser at mikropartikler av et stoff er i stand til spontan bevegelse i alle retninger. Denne bevegelsen av mikropartikler av et stoff, så vel som dets molekyler og atomer, kalles termisk bevegelse.
Det er klart at alle vannmolekylene i glasset beveger seg selv om det ikke er noen dråpe blekk i det. Ganske enkelt gjør diffusjonen av blekk den termiske bevegelsen til molekyler merkbar. Et annet fenomen som gjør det mulig å observere termisk bevegelse og til og med evaluere dens egenskaper, kan være Brownsk bevegelse, som refererer til den kaotiske bevegelsen av alle minste partikler i en helt rolig væske synlig gjennom et mikroskop. Den ble kalt Brownian til ære for den engelske botanikeren R. Brown, som i 1827 undersøkte pollensporer fra en av plantene suspendert i vann gjennom et mikroskop, oppdaget at de var i kontinuerlig og kaotisk bevegelse.
Browns observasjon ble bekreftet av mange andre forskere. Det viste seg at Brownsk bevegelse ikke er assosiert verken med strømninger i væsken eller med dens gradvise fordampning. De minste partiklene (de ble også kalt Brownske) oppførte seg som om de var i live, og denne "dansen" av partikler akselererte med oppvarming av væsken og med en reduksjon i størrelsen på partiklene, og omvendt ble hastigheten redusert når man erstattet vann med et mer viskøst medium. Brownsk bevegelse var spesielt merkbar når den ble observert i gass, for eksempel ved å følge røykpartikler eller tåkedråper i luften. Dette fantastiske fenomenet stoppet aldri, og det kunne observeres så lenge man ønsket.
En forklaring på Brownsk bevegelse ble gitt først i siste kvartal av 1800-tallet, da det ble åpenbart for mange forskere at bevegelsen til en Brownsk partikkel er forårsaket av tilfeldige påvirkninger av molekyler i mediet (væske eller gass) som gjennomgår termisk bevegelse ( se fig. 20b). I gjennomsnitt påvirker molekylene i mediet en Brownsk partikkel fra alle retninger med lik kraft, men disse støtene opphever aldri hverandre nøyaktig, og som et resultat varierer hastigheten til den Brownske partikkelen tilfeldig i størrelse og retning. Derfor beveger den Brownske partikkelen seg langs en sikksakkbane. Dessuten, jo mindre størrelsen og massen til en Brownsk partikkel er, jo mer merkbar blir dens bevegelse.
I 1905 skapte A. Einstein teorien om Brownsk bevegelse, og mente at akselerasjonen til en Brownsk partikkel til enhver tid avhenger av antall kollisjoner med molekyler i mediet, noe som betyr at den avhenger av antall molekyler per enhet volum av mediet, dvs. fra Avogadros nummer. Einstein avledet en formel som det var mulig å beregne hvordan middelkvadraten for forskyvningen av en Brownsk partikkel endrer seg over tid, hvis du kjenner temperaturen til mediet, dets viskositet, størrelsen på partikkelen og Avogadros tall, som fortsatt var ukjent på den tiden. Gyldigheten av denne Einstein-teorien ble bekreftet eksperimentelt av J. Perrin, som var den første som oppnådde verdien av Avogadros tall. Dermed la analysen av Brownsk bevegelse grunnlaget for den moderne molekylære kinetiske teorien om materiens struktur.
Gjennomgå spørsmål:
· Hva er diffusjon, og hvordan er det relatert til termisk bevegelse av molekyler?
· Hva kalles Brownsk bevegelse, og er det termisk?
· Hvordan endres arten av Brownsk bevegelse når den varmes opp?
Ris. 20. (a) – den øvre delen viser molekyler av to forskjellige gasser adskilt av en skillevegg, som fjernes (se nedre del), hvoretter diffusjon begynner; (b) i nedre venstre del er det en skjematisk representasjon av en Brownsk partikkel (blå), omgitt av molekyler av mediet, kollisjoner som får partikkelen til å bevege seg (se tre baner til partikkelen).
§ 21. INTERMOLEKYLÆRE KREFTER: STRUKTUR AV GASSFORMIGE, VÆSENDE OG FASTLEMMER
Vi er vant til det faktum at væske kan helles fra ett kar til et annet, og gass fyller raskt hele volumet som er gitt til det. Vann kan bare strømme langs elveleiet, og luften over det kjenner ingen grenser. Hvis ikke gassen prøvde å okkupere all plassen rundt oss, ville vi kveles, fordi... Karbondioksidet vi puster ut ville samle seg i nærheten av oss, og hindre oss i å ta et pust av frisk luft. Ja, og bilene ville snart stoppe av samme grunn, fordi... De trenger også oksygen for å brenne drivstoff.
Hvorfor fyller en gass, i motsetning til en væske, hele volumet til den? Det er intermolekylære tiltrekningskrefter mellom alle molekyler, hvis størrelse avtar veldig raskt når molekylene beveger seg bort fra hverandre, og derfor samhandler de ikke i en avstand lik flere molekylære diametre i det hele tatt. Det er lett å vise at avstanden mellom nabogassmolekyler er mange ganger større enn for en væske. Ved å bruke formel (19.3) og vite tettheten til luft (r=1,29 kg/m3) ved atmosfærisk trykk og dens molare masse (M=0,029 kg/mol), kan vi beregne den gjennomsnittlige avstanden mellom luftmolekyler, som vil være lik 6.1.10- 9 m, som er tjue ganger avstanden mellom vannmolekyler.
Mellom flytende molekyler som befinner seg nesten nær hverandre, virker således attraktive krefter som hindrer disse molekylene i å spre seg i forskjellige retninger. Tvert imot, de ubetydelige tiltrekningskreftene mellom gassmolekyler er ikke i stand til å holde dem sammen, og derfor kan gasser utvide seg og fylle hele volumet som de får. Eksistensen av intermolekylære tiltrekningskrefter kan verifiseres ved å utføre et enkelt eksperiment - å trykke to blystenger mot hverandre. Hvis kontaktflatene er tilstrekkelig glatte, vil stengene feste seg sammen og vil være vanskelige å skille.
Imidlertid kan ikke intermolekylære tiltrekningskrefter alene forklare alle forskjellene mellom egenskapene til gassformige, flytende og faste stoffer. Hvorfor er det for eksempel veldig vanskelig å redusere volumet av en væske eller et fast stoff, men det er relativt enkelt å komprimere en ballong? Dette forklares av det faktum at mellom molekyler er det ikke bare attraktive krefter, men også intermolekylære frastøtende krefter, som virker når elektronskallene til atomene til nabomolekylene begynner å overlappe hverandre. Det er disse frastøtende kreftene som hindrer ett molekyl i å trenge inn i et volum som allerede er okkupert av et annet molekyl.
Når ingen ytre krefter virker på et flytende eller fast legeme, er avstanden mellom deres molekyler slik (se r0 i fig. 21a) at de resulterende tiltreknings- og frastøtningskreftene er lik null. Hvis du prøver å redusere volumet til en kropp, reduseres avstanden mellom molekylene, og de resulterende økte frastøtende kreftene begynner å virke fra siden av den komprimerte kroppen. Tvert imot, når en kropp strekkes, er de elastiske kreftene som oppstår assosiert med en relativ økning i tiltrekningskreftene, fordi når molekyler beveger seg bort fra hverandre, faller frastøtende krefter mye raskere enn tiltrekningskreftene (se fig. 21a).
Gassmolekyler er plassert i avstander som er titalls ganger større enn størrelsen, som et resultat av at disse molekylene ikke samhandler med hverandre, og derfor komprimeres gasser mye lettere enn væsker og faste stoffer. Gasser har ingen spesifikk struktur og er en samling av bevegelige og kolliderende molekyler (se fig. 21b).
En væske er en samling molekyler som er nesten tett ved siden av hverandre (se fig. 21c). Termisk bevegelse lar et flytende molekyl endre naboene fra tid til annen, og hoppe fra ett sted til et annet. Dette forklarer fluiditeten til væsker.
Atomer og molekyler av faste stoffer er fratatt evnen til å endre sine naboer, og deres termiske bevegelse er bare små fluktuasjoner i forhold til posisjonen til naboatomer eller molekyler (se fig. 21d). Samspillet mellom atomer kan føre til at et fast stoff blir en krystall, og atomene i det opptar posisjoner på stedene til krystallgitteret. Siden molekylene til faste kropper ikke beveger seg i forhold til naboene, beholder disse legemene sin form.
Gjennomgå spørsmål:
· Hvorfor tiltrekker ikke gassmolekyler hverandre?
· Hvilke egenskaper ved legemer bestemmer de intermolekylære kreftene til frastøting og tiltrekning?
Hvordan forklarer du fluiditeten til en væske?
· Hvorfor beholder alle faste stoffer sin form?
§ 22. IDEELL GASS. GRUNNLEGGNING FOR DEN MOLEKYlær-KINETISKE GASSTEORIEN.