Gas e vapore

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Introduzione alla fisica sperimentale: meccanica, termodinamica

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Politecnico di Milano

Introduzione alla fisica sperimentale: meccanica, termodinamica

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Il corso affronta le tematiche della meccanica e della termodinamica, fornendo le nozioni che risultano utili per affrontare insegnamenti di fisica di base, a partire dalla comprensione del metodo sperimentale per poi mostrare le grandezze fondamentali e loro relazioni in tali ambiti, imparando a identificarle, distinguerle e utilizzarle. Gli argomenti affrontati relativamente alla meccanica sono, divisi per settimane: · cinematica del punto materiale ed esempi di moti · dinamica del punto materiale ed esempi di forze · lavoro, energia, urti e gravitazione universale mentre per la termodinamica si ha · cinematica e dinamica dei liquidi ideali · temperatura, gas ideali, calore, macchine termiche ed entropia All’interno di ogni settimana si trovano video relativi a lezioni, esercizi ed approfondimenti su alcuni argomenti, nonché quiz a risposta chiusa allo scopo di fornire allo studente l’opportunità di un primo feedback di auto-valutazione. Ognuna delle tematiche si chiude poi con un quiz riepilogativo per verificare l’acquisizione delle nozioni presentate.

Из урока

TERMODINAMICA

La termodinamica si occupa di studiare la relazione tra i fenomeni meccanici (visti in precedenza) e quelli termici (relativi al riscaldamento) del sistema, come nel caso di forze d'attrito; in particolare, la termologia è quella branca della termodinamica che studia la generazione e la propagazione del calore, una diversa una forma di trasferimento di energia utile a produrre i fenomeni termici. La termodinamica classica non tiene conto di come sia fatta la materia, ma cerca di derivarne le proprietà e relative leggi in base all’osservazione, senza tentare di darne una spiegazione, con un approccio empirico; nasce così ad esempio la definizione di temperatura. Come in precedenza per i liquidi ideali, verrà presentato il caso del gas ideale mostrandone le caratteristiche principali, possibili sue trasformazioni e alcune applicazioni quale l'uso in macchine termiche per la produzione di lavoro.

Lavoro termodinamico - Parte I7:14

Lavoro termodinamico - Parte II4:04

Lavoro termodinamico - Parte III2:10

Calore e calore specifico8:42

Esperimento di Joule6:05

Trasformazioni di fase6:15

Stati della materia2:55

Gas e vapore5:57

Equilibrio termico tra solidi (Exe)5:14

Equilibrio termico bifase (Exe)5:36

Познакомьтесь с преподавателями

Maurizio Zani
Assistant Professor
Physics Department

Fino a metà del 1800 si pensava che qualunque aeriforme se sottoposto ad una pressione sufficientemente

elevata, potesse passare dalla fase aeriforme alla fase liquida. Quindi subire una transizione

di fase in particolare nota come liquefazione. Dunque, ad esempio, se io avessi un contenitore con un

pistone contenente dell'anidride carbonica, se premessi questo pistone potrei liquefare

la CO2. questo indipendentemente dalla temperatura della CO2. Mentre invece nel 1860 Andrews

dimostra che ciò è impossibile, cioè che non è sempre possibile questo passaggio ma

che ci sono altre considerazioni e condizioni che dobbiamo tener presenti. Qui è riportato

un diagramma sempre nel piano PV, caratteristico proprio della CO2. Osserviamo cosa succede

mentre, partendo da un certo stato iniziale, ad una temperatura di 10 °C, provassi a comprimere

il gas. Inizialmente questo tratto di curva che mi porta fino allo stato A, è approssimabile

ad una isoterma, a temperatura di 10 °C, quindi ad una iperbole equilatera. Però,

giunti ad un certo valore del volume, caratterizzato dallo stato A, si osserva che benché la temperatura

rimanga sempre costante, anche la pressione rimane costante, finché non si giunge allo

stato B, dopo di che, tentando di comprimere ulteriormente il volume, la pressione come

si vede diventa via via sempre più grande, diverge idealmente all'infinito. Che cosa

sta succedendo? Sta succedendo che nel momento in cui io raggiungo lo stato A, inizio ad

avere un equilibrio tra la fase dell'aeriforme, che iniziamo a chiamare vapore, poi capiremo

meglio perché, e la fase liquida. Quindi il passaggio A a B è caratterizzato da un

equilibrio vapore, liquido. Quando giungo nello stato B ho un liquido, dunque sappiamo

che i liquidi sono incomprimibili, ecco il motivo per cui si osserva una divergenza nella

pressione. A questo punto posso immaginare di partire da un'altra temperatura, ad esempio

di 15 °C, e all'inizio se il volume è sufficientemente ampio, si osserva sempre un tratto di iperbole

equilatera, fino a quando non giungo in un valore di volume caratteristico dello stato

A' e come si può osservare dal diagramma il volume di A e di A' sono diversi.

In particolare il volume di A' è più piccolo rispetto a quello di A. Ma non soltanto

questo, anche il tratto che io vado a compiere nella regione di coesistenza vapore liquido,

è più breve. Fino a giungere ad un volume B', che è > del volume di B,

in questo punto, in questo stato, avrò tutto liquido, e quindi il tentativo di comprimere

ulteriormente un liquido incomprimibile fa sì che la pressione vada all'infinito. Questa

zona è di coesistenza e mano mano il tratto che mi porta da tutto vapore a tutto liquido

si stringe. Fino a quando non si aggiunge ad una isoterma critica, chiamata, con pedice

C, indicato, di 31 °C. In questo caso abbiamo di nuovo un andamento da iperbole equilatera,

nel primo tratto, quando siamo abbastanza distanti da questa regione che poi andremo

a specificare meglio, fino a quando non si giunge in un punto C, perché il tratto, che

prima era A B A' B' è sempre più breve fino a quando non si riduce ad un unico punto,

qui avviene una liquefazione istantanea del mio CO2 e a questo punto di nuovo la pressione

aumenta come prima e io quindi posso caratterizzare tutti questi punti A, A', A'', e così via

fino a C e poi B'', B'_B, dentro una curva, che, come è riportato qui, è una curva di

saturazione, dove abbiamo coesistenza di fase vapore e di fase liquida, e quindi il vapore

prende il nome di vapore saturo. Se la temperatura è maggiore, molto maggiore della temperatura

critica, la caratteristica nel piano PV, le isoterme sono caratterizzate da iperboli equilatere

e quindi ritroviamo il risultato che abbiamo studiato per i gas ideali. Dunque Andrews nel 1860

dimostra che il diagramma di fase è ben più complicato e non è sempre possibile ovviamente

liquefare sempre la CO2. Ad esempio se io avessi una temperatura molto maggiore della

temperatura critica, è evidente che posso comprimere il volume quanto voglio ma non

avrò mai la transizione di fase. Questo tra l'altro ci permette anche di distinguere gli

aeriformi fra gas e vapori. In condizioni standard se il mio gas, e questo è il nome

che daremo, la temperatura è maggiore della temperatura critica in condizioni standard,

questo è un aeriforme chiamato gas. Viceversa se in condizioni standard siamo sotto la temperatura

critica di quest'aeriforme sarà considerato un vapore. È evidente, come considerazione

conclusiva, che i gas ideali sono quei gas che non presentano questa complicazione nel

diagramma PV delle isoterme. Perché? Perché dovremmo immaginare che un gas ideale non

passa mai attraverso la fase di liquefazione e dunque sarà caratterizzato da un fascio

di iperboli equilatere per qualunque temperatura.

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