Розділ 1 теоретичні основи вакуумної техніки

Стан газу, при якому його тиск нижчий атмосферного, називається вакуумом. Властивості газів за низьких тисків вивчаються фізикою вакууму, яка є розділом молекулярно-кінетичної теорії (МКТ) газів. Отже, газові закони і співвідношення статистичної фізики поширюються і на вакуум.

1.1 Газові закони

Процеси, що відбуваються в макроскопічних системах, які складаються з великої множини мікроскопічних часток, наприклад атомів або молекул, можуть бути описані двома методами: статистичним і феноменологічним або термодинамічним.

Термодинаміка в цілому базується на декількох основних положеннях (началах), що є узагальненням великої кількості накопичених експериментальних даних. Термодинамічний метод, не спираючись ні на які модельні уявлення, має велику загальність, велику простоту і після математичних розрахунків приводить до рішення цілого ряду важливих задач.

Як відомо, тиск газу ( ) на стінки посудини обумовлений ударами молекул. Чим більша кінетична енергія поступального руху кожної молекули, тим більша сила, що виникає при її ударі об стінку. Окрім цього, чим більша концентрація молекул, тим частіше вони зтикаються зі стінкою. Отже, тиск газу з позицій МКТ є сумарний імпульс сили, яка внаслідок теплового руху передається ударами молекул газу в одиницю часу на одиниці поверхні. Такий підхід дав можливість вивести основне рівняння молекулярно-кінетичної теорії ідеального газу, що має наступний вигляд:

або , (1.1)

де - концентрація молекул; - середня кінетична енергія поступального руху молекул; - абсолютна температура газу; =1,38·10^-23Дж/К – постійна Больцмана.

Наслідком записаної закономірності є закон Дальтона: тиск суміші газів дорівнює сумі парціальних (часткових) тисків його компонент, тобто

(1.2)

При відсутності зовнішніх силових полів ідеальний газ являє собою просту термодинамічну систему і характеризується одним зовнішнім параметром (об’ємом V), одним внутрішнім (тиском р) і температурою T. Рівняння, що зв’язує ці параметри при незмінній масі, називається рівнянням стану. У загальному вигляді рівняння може бути записане як

або

Таким рівнянням для ідеального газу власно кажучи є основне рівняння молекулярно-кінетичної теорії (1.1). Дійсно, у цьому рівнянні пов’язані всі параметри стану

Якщо підставити наступні величини: R=8,314510 Дж/мольК  універсальна газова стала, m  маса розглянутого газу, M  молярна маса, то отримаємо рівняння Клапейрона-Менделєєва

(1.3)

Рівняння стану ідеального газу є першим наближенням до стану реального газу. Воно добре описує реальні процеси, що відбуваються з газом при невеличких концентраціях речовини і достатньо високих температурах. Наслідком співвідношення (1.3) є ряд газових законів для ізопроцесів.

Процеси, при яких маса газу і один із його термодинамічних параметрів залишаються постійними, називаються ізопроцесами.

Ізотермічний процес відбувається при постійній температурі (Т=const) і незмінній масі (m=const). У цьому випадку одержуємо рівняння ізотерми ідеального газу

(1.4)

Це рівняння виражає закон Бойля-Маріотта. Ізотерми ідеального газу при трьох температурах приведені на рис. 1.1.

Рис.1.1. Ізотерми для однієї маси газу при різних температурах

Ізотермічні процеси характеризуються ізотермічною стисливістю

Знак мінус у правій частині вказує на те, що приріст об’єму і тиску, як правило, має різні знаки.

Ізобарний процес здійснюється в системі при сталому тиску (p=const) і незмінній масі (m=const). Рівняння ізобари виражає закон Гей-Люссака, що має вигляд

(1.5)

Графіки ізобар приведені на рис. 1.2. Закон Гей-Люссака виконується тільки при достатньо високих температурах, коли коректними можуть вважатися обмеження моделі ідеального газу. При зниженні температури, коли відстані між молекулами стають порівнянними з їхніми розмірами, спостерігається відхилення залежності від лінійної і на графіках ця область зображена пунктиром.

Рис.1.2. Ізобари для однієї маси газу при різних значеннях тисків

Часто рівняння ізобари записують у вигляді

де V₀  об’єм при 0 ⁰С, V  об’єм при даній температурі, t  температура у ⁰С,   термічний коефіцієнт об’ємного розширення, що визначається за співвідношенням:

При відносно невеликих тисках, коефіцієнт об’ємного розширення однаковий для всіх газів =1/273=0,003661 ⁰С^1_.

Ізохорний процес відбувається при сталому об’ємі (V=const) і незмінній масі (m=const). Експериментально було встановлено закон Шарля:

(1.6)

Графіки ізохор для трьох значень об’ємів наведені на рис. 1.3.

Рис.1.3. Ізохори для однієї маси газу при різних значеннях об’ємів

Рівняння ізохорного процесу може бути записане у вигляді:

де р₀  тиск при 0⁰С; р  тиск при температурі t⁰C; =0,003661⁰С^1  термічний коефіцієнт тиску, що визначається за співвідношенням:

Закон виконується тільки в області достатньо високих температур, де дійсно можна зневажати в розрахунках розмірами молекул. При зниженні температури, коли міжмолекулярна взаємодія стає істотною, спостерігається відхилення залежності від лінійної.