Kompression/volym

Hur ligger det till egentligen? Om man har en behållare på 1 lit med 1 atmosfärs tryck, om man nu pressar in 9 liter luft till i behållaren vad blir trycket? 10 atmosfärer eller?

Japp

Jasså, var det så enkelt.

temperatur och tryck där du mäter upp dina liter luft spelar givetvis också roll.
och smäller du in 9 liter luft i en flaska får du en temperaturökning, så du kommer ha lite över 9 atmosfärers tryck direkt efteråt(beror förståss på hur våldsamt(snabbt) du pressar in dem.

Jag menade i teorin och det fick jag svar på. Tack för svaren.

Bara en kort utveckling av tidigare korrekta svar.

För ideala gaser gäller

p*V = n*R*T, 'tryck gånger volym = antal mol * gaskonstanten * temperatur'.

Så i detta fall gäller att om antal mol ökar från n, till 10*n så ökar trycket
från p till 10*p. Precis som angavs ovan.

En ideal gas består av punktformiga partiklar som inte växelverkar med
varandra. Detta kriterium är då väl uppfyllt för

små molekyler - nästan punktlika
låg densitet - inte så nära att elektrostatisk interaktion blir viktig
hög temperatur - kinetisk energi mycket större än elektrostatisk potential

Dessa kriterium är inte oberoende vilket framgår av ekvationen.

Luft vid rumstemperatur är en ganska bra ideal gas, medan H2 är bättre. Vill
man ha en lite bättre beskrivning av gaser så tittar man på sina antaganden
och säger att

1) om varje molekyl har en molvolym på b så är den tillgängliga volymen att
röra sig på bara (V-n*b). Detta ger en repulsiv kraft.

2) molekyler i mitten av gasen känner ingen attraktiv elektrostatisk kraft
eftersom den är lika i alla riktningar och blir totalt noll. För molekyler i kanten
av behållaren är dock de flesta molekyler på ena sidan, bakom dem, så
de bör saktas ned. Då molekyler saktas ned blir det uppmätta trycket P, lägre
än det verkliga trycket. Hur mycket en molekyl saktas ned måste bero på hur
många molekyler det är i närheten, proportionellt mot n/V. Eftersom trycket
ges av totala antalet molekyler som träffar behållarens väggar måste vi
ha ytterligare en faktor n/V. Vi lägger alltså till en term a*(n/V)^2 till
trycket så att vi tar hänsyn till att det verkliga inre trycket är P+a*(n/V)^2
och inte det uppmätta P.

Man får nu en ny tillståndsekvation som kallas van der Waals ekvation

(P+a*(n/V)^2)*(V-n*b) = n*R*T

där a och b är gaspecifika konstanter som tar hänsyn till attraktiva och
repulsiva krafter i gasen.

Ja givetvis.
Där hängde man ju med.

Är det inte så en värmepump fungerar ex.vis bergvärme. Att man tar vätska med få grader och ökar trycket och så får man ut värme.

Det stämmer. En cykel i en värmepump går till så här:

Ett gasformigt medium av låg temperatur komprimeras i en kompressor, varpå det värms upp. Det förs sedan in ett område där det avlämnar ett värme till ett annat medium (ett kylrör). Då värmet avförs kondenserar mediet till vätskeform. Mediet förs sedan genom en tryckventil till ett område med lågt tryck. Det låga trycket får mediet att förångas, och det upptar då ett värme från sin omgivning.

Vi har alltså en cykel:
kall gas, lågt tryck => varm gas, högt tryck => varm vätska, högt tryck => kall vätska, högt tryck => kall gas, lågt tryck

Då mediet går från stadie 2 till 3 avförs värme, och från stadie 4 till 1 upptas värme. Typisk användning för en värmepump är i ett kylskåp. I det läget låter man övergången 2=>3 ske i en kylfläns på baksidan av kylskåpet, och övergången 4=>1 inuti kylskåpet. På det sättet flyttar man ett värme från ett kallare område till ett varmare, vilket inte sker passivt. Kostnaden är att man måste tillföra energi, detta genom kompressorns arbete som driver övergången 1=>2.

Motsatt effekt har man ju märkt när man luftar ur kompressortanken på jobbet, det blir rena snöbollskriget när kondensen i luften fryser, tills det nästan blir stopp i ventilen.