Springen naar inhoud

inversie curve (Joule-Thompson effect)


  • Log in om te kunnen reageren

#1

goosje

    goosje


  • 0 - 25 berichten
  • 6 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 27 juli 2005 - 10:59

De inversie curves (curves waarbij de joule-thompson coefficient gelijk is aan 0) voor waterstof en helium liggen zo dat bij het ontspannen van deze twee gassen bij normale druk en temperatuur de gassen opwarmen. Nu is mijn vraag: waarom liggen deze curves zo?

mvg,

goosje

Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 27 juli 2005 - 14:52

Het klinkt een beetje als een vraag naar de zin van het leven!? (of "waarom kookt water bij 100 graden....) Maar ik kan wel proberen antwoord te geven. Een echte specialist ben ik niet...

Die curves die worden bepaalde door de vorm van de curve van de interactie-energie tussen twee moleculen als functie van de afstand tussen die moleculen, en door de verdeling van de afstand tussen de moleculen (i.e. de temperatuur en de druk). Blijkbaar zijn He en H2 uniek in de vorm van de interactie-energie.

Voor Helium is mij bekend dat er nagenoeg geen attractieve component zit in de energiecurve. Dit zou voor dit unieke effect kunnen zorgen. Voor waterstof is me dat niet expliciet bekend, maar daar is ook duidelijk dat er geen ruimte is voor andere elektronen in de buurt (de 1s schil is voor H2 mooi vol, dus het zou best kunnen dat er iets dergelijks geldt.

Veranderd door rwwh, 27 juli 2005 - 14:53


#3

goosje

    goosje


  • 0 - 25 berichten
  • 6 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 27 juli 2005 - 19:10

Ja zulk antwoord zocht ik! En over water kan je ook zeggen dat het pas kookt bij zulke hoge temperaturen (ten opzichte van stoffen die er in chemisch opzicht op lijken) door de waterstofbruggen. Maar hoe verbind je die energiecurves dan met de inversiecurves?

bedankt!

#4

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 27 juli 2005 - 19:27

Nou, stel je eens voor dat je een expansie uitvoert met een gas. De atomen of moleculen komen verder uit elkaar te liggen, en daardoor wordt er op het "heelal" een arbeid verricht van pΔV. Voor een ideaal gas is de kous daarmee af. Voor He echter is het zo dat de atomen bij kamertemperatuur en -druk elkaar significant afstoten. Die zijn dus erg blij dat ze verder uit elkaar mogen: ze duwen elkaar weg. Uitzetting levert daardoor een afname van de potentiele energie op van de kracht tussen de deeltjes. Die energie wordt omgezet in warmte.

Voor andere gassen geldt het omgekeerde: de atomen of moleculen vinden het wel leuk om meer ruimte te krijgen (een entropie-effect), maar aan de andere kant vinden ze het energetisch best leuk om bij elkaar in de buurt te blijven: ze trekken elkaar een beetje aan (maar niet genoeg om tot vloeistof te condenseren). Deze aantrekkingskracht moet overwonnen worden bij expansie, en dat kost (thermische) energie.

De overgang van het ene naar het andere gebied komt doordat de gemiddelde afstand tussen deeltjes varieert als functie van het volume. Deeltjes die op een afstand X elkaar netto aantrekken kunnen op een afstand Y elkaar netto afstoten.

Veranderd door rwwh, 27 juli 2005 - 19:28


#5

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 27 juli 2005 - 19:31

Mocht er nu toch een expert in de zaal zijn, dan zou ik wel eens willen weten waarom gassen waarbij deze effecten zo'n belangrijke en zeer duidelijk meetbare rol spelen, toch redelijk goed aan de ideale gaswet pV=nRT voldoen? Ik zou denken dat die aantrekking of afstoting die zo goed te zien is in een expansie- of compressie-experiment een behoorlijke viriaalcoefficient zou geven.

#6

Germen Roding

    Germen Roding


  • 0 - 25 berichten
  • 1 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 26 augustus 2005 - 14:37

Mocht er nu toch een expert in de zaal zijn, dan zou ik wel eens willen weten waarom gassen waarbij deze effecten zo'n belangrijke en zeer duidelijk meetbare rol spelen, toch redelijk goed aan de ideale gaswet pV=nRT voldoen? Ik zou denken dat die aantrekking of afstoting die zo goed te zien is in een expansie- of compressie-experiment een behoorlijke viriaalcoefficient zou geven.

De reden is puur klassiek natuurkundig. In een gas op kamertemperatuur zijn de onderlinge afstanden domweg te groot om kwantumeffecten een grote rol te laten spelen.
Moleculen bezitten twee vormen van energie: potentieel en kinetisch. Temperatuur is (in gassen) evenredig met de kinetische energie van gasdeeltjes.
Bij botsingen vindt er tijdelijke conversie van kinetische energie in potentiŽle energie plaats. De reden is dat door de botsing beide moleculen tijdelijk in elkaar geduwd worden, dus dat er kinetische energie in potentiŽle energie wordt omgezet en dus de gemeten temperatuur afneemt.
Als het gas expandeert, neemt het percentage moleculen dat in toestand van botsing is, af. Immers, er is meer ruimte per molecuul, dus zijn er minder botsingen. En is de kinetische energie groter, wat zich vertaalt in een hogere temperatuur. Indien waterstof en helium boven het transitiepunt (waterstof: 204 K, helium: 43 K) worden geŽxpandeerd is dit effect groter dan de toename in potentiŽle energie doordat de polarisaties uit elkaar worden getrokken.





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures