Citat:
Ursprungligen postat av
papperskula
Liten fundering kring lösningen på denna..
"Luft med starttillståndet p1=100kPa & T1=293,15K komprimeras till ett slutryck p2=1000kPa. Beräkna, för reversibelt förlopp, värmeutbytet med omgivningen om förändringen sker isotermiskt"
dQ = dU + dW [dU = 0 vid isotermisk process]
dQ = dW = p1V1*ln(V2/V1)
I ett reversibelt förlopp så blir väl fetade p1V1 värdena för gasen i komprimerat läge. Kikar på lösningen och ser att man substituerat p1V1 samt V2/V1 mha värden från ideala gaslagen.. hur kommer det sig att man kan jobba med den när trycket p1 är så högt? Har inte hållt på så mkt med det här, men har iaf förstått att gaslagen inte är giltig vid höga tryck.. eller är det jag som inte fattar uppgiften?
Så här kan man tänka om man iaf vill kunna göra en grov uppskattning på hur högt tryck som den ideala gaslagen funkar för:
Luft har i runda tal tusen ggr lägre densitet än vätskor och fast materia, så den ideala gaslagen skulle kunna funka till som minst ca 1/1000 av startvolymen. Med ännu högre kompression skulle molekylena behöva tryckas in i varandra vilket iaf inte beskriver en gas.
Med konstant temperatur är pV=konstant, så detta kan översättas till max 1000 ggr starttrycket, dvs 1000 bar. Vilket förstås är lite väl optimistiskt, men om vi istället för 1000 nöjer oss med faktorn 100 har gasmolekylerna iaf ca 10 ggr mer plats än vad de får i flytande och fasta material.
