Ideāla gāze. Ideālu gāzu molekulāri kinētiskā teorija

Molekulārā kinētiskā teorija apraksta īpaša ideāla objekta, ko sauc par , uzvedību un īpašības ideāla gāze. Šis fiziskais modelis ir balstīts uz vielas molekulāro struktūru. Molekulārās teorijas radīšana ir saistīta ar R. Klausiusa, Dž. Maksvela, D. Džoula un L. Bolcmaņa darbiem.

Ideāla gāze. Ideālās gāzes molekulāri kinētiskā teorija ir balstīts uz šādiem pieņēmumiem:

atomus un molekulas var redzēt kā materiālie punkti, kas atrodas nepārtrauktā kustībā;

gāzes molekulu iekšējais tilpums ir niecīgs salīdzinājumā ar trauka tilpumu;

visi atomi un molekulas ir atšķirami, tas ir, principā ir iespējams sekot katras daļiņas kustībai;

pirms gāzes molekulu sadursmes starp tām nav mijiedarbības spēku, un tiek pieņemts, ka molekulu sadursmes savā starpā un ar trauka sienām ir absolūti elastīgas;

katra gāzes atoma vai molekulas kustību apraksta klasiskās mehānikas likumi.

Ideālai gāzei iegūtos likumus var izmantot reālu gāzu izpētē. Šim nolūkam tiek izveidoti eksperimentāli ideālās gāzes modeļi, kuros reālas gāzes īpašības ir tuvas ideālās gāzes īpašībām (piemēram, zemā spiedienā un augstā temperatūrā).

Ideālie gāzes likumi

Boila-Mariotas likums:

noteiktai gāzes masai nemainīgā temperatūrā gāzes spiediena un tilpuma reizinājums ir nemainīga vērtība: pV = konst , (1.1)

plkst T = konst , m = konst .

Līkne, kas parāda attiecību starp daudzumiem R un V, raksturo vielas īpašības nemainīgā temperatūrā, un to sauc izoterma tā ir hiperbola (1.1. att.), un procesu, kas notiek nemainīgā temperatūrā, sauc par izotermisku.

Geja-Lusaka likumi:

Noteiktas gāzes masas tilpums nemainīgā spiedienā mainās lineāri atkarībā no temperatūras

V = V 0 (1 +   t ) plkst P = konst , m = konst . (1.2)

lpp = lpp 0 (1 +  t ) plkst V = konst , m = konst . (1.3)

(1.2) un (1.3) vienādojumos temperatūru izsaka pēc Celsija skalas, spiedienu un tilpumu - plkst. 0 С, kamēr

.

Tiek saukts process, kas notiek pastāvīgā spiedienā izobarisks, to var attēlot kā lineāru funkciju (1.2. att.).

Tiek saukts process, kas notiek nemainīgā tilpumā izohorisks(1.3. att.).

No vienādojumiem (1.2) un (1.3) izriet, ka izobāri un izohori punktā krusto temperatūras asi t =1/ \u003d - 273,15 С . Ja mēs pārvietojam izcelsmi uz šo punktu, tad pārejam uz Kelvina skalu.

Ievadīšana formulās (1.2) un (1.3) termodinamiskā temperatūra, Gay-Lussac likumiem var piešķirt ērtāku formu:

V = V 0 (1+t) = = V 0 = =V 0 T;

lpp = lpp 0 (1+t) = lpp 0 = lpp 0 T;

plkst p=konst., m=konst ; (1.4)

plkst V = const, m = const , (1.5)

kur indeksi 1 un 2 attiecas uz patvaļīgiem stāvokļiem, kas atrodas uz tā paša izobāra vai izohora .

Avogadro likums:

jebkuru gāzu moli vienādās temperatūrās un spiedienā aizņem vienādus tilpumus.

Normālos apstākļos šis tilpums ir vienāds ar V,0 \u003d 22,4110 -3 m 3 / mol . Pēc definīcijas vienā molā dažādas vielas satur tādu pašu molekulu skaitu, kas vienāds ar pastāvīgs Avogadro:N A = 6,02210 23 mol -1 .

Daltona likums:

maisījuma spiediens ideālās gāzes vienāds ar daļējo spiedienu summu R 1 , R 2 , R 3 … R n, tajā iekļautās gāzes:

p = p 1 + lpp 2 + R 3 + …+ lpp n .

Daļējs spiediens – tas ir spiediens, ko radītu sastāvā esošā gāze gāzes maisījums ja tas viens pats aizņemtu tilpumu, kas vienāds ar maisījuma tilpumu tajā pašā temperatūrā.

Ideāls gāzes stāvokļa vienādojums

(Klepeirona-Mendeļejeva vienādojums)

Pastāv noteikta saistība starp temperatūru, tilpumu un spiedienu. Šo attiecību var attēlot ar funkcionālu atkarību:

f(p, V, T)= 0.

Savukārt katrs no mainīgajiem ( p, v, t) ir divu citu mainīgo funkcija. Eksperimentāli tiek noteikts funkcionālās atkarības veids katram vielas fāzes stāvoklim (ciets, šķidrs, gāzveida). Tas ir ļoti darbietilpīgs process, un stāvokļa vienādojums ir izveidots tikai gāzēm, kas ir retinātā stāvoklī, un aptuvenā formā dažām saspiestām gāzēm. Vielām, kas nav gāzveida stāvoklī, šī problēma vēl nav atrisināta.

Franču fiziķis B. Klepeirons atnesa ideālās gāzes stāvokļa vienādojums, apvienojot Boila-Mariotas, Geja-Lusaka, Čārlza likumus:

. (1.6)

Izteiksme (1.6) ir Klepeirona vienādojums, kur AT ir gāzes konstante. Dažādām gāzēm tas ir atšķirīgs.

DI. Mendeļejevs apvienoja Klepeirona vienādojumu ar Avogadro likumu, atsaucoties uz vienādojumu (1.6) uz vienu molu un izmantojot molāro tilpumu V . Pēc Avogadro likuma par to pašu R un T visu gāzu moli aizņem vienādu molāro tilpumu V  . . Tāpēc konstante AT būs vienāds visām ideālajām gāzēm. Šo konstanti parasti apzīmē R un vienāds ar R= 8,31

.

Klepeirona-Mendeļejeva vienādojums ir šāda forma:

lpp V  . = R T.

No vienādojuma (1.7) vienam molam gāzes var pāriet uz uz Klapeirona-Mendeļejeva vienādojumu patvaļīgai gāzes masai:

, (1.7)

kur  – molārā masa (viena mola vielas masa, kg/mol); m  gāzes masa; - vielas daudzums .

Biežāk tiek izmantota cita ideālās gāzes stāvokļa vienādojuma forma, ieviešot Bolcmaņa konstante:

.

Tad vienādojums (1.7) izskatās šādi:

, (1.8)

kur

– molekulu koncentrācija (molekulu skaits tilpuma vienībā). No šīs izteiksmes izriet, ka ideālās gāzes spiediens ir tieši proporcionāls tās molekulu koncentrācijai vai gāzes blīvumam. Tajā pašā temperatūrā un spiedienā visas gāzes satur vienādu molekulu skaitu tilpuma vienībā. Tiek saukts to molekulu skaits, kas normālos apstākļos atrodas 1 m 3 Loschmidt numurs:

N L = 2,68 10 25 m -3.

Molekulārās kinētikas pamatvienādojums

ideālo gāzu teorija

Vissvarīgākais uzdevums Gāzu kinētiskā teorija ir ideālas gāzes spiediena teorētiskais aprēķins pamatojoties uz molekulāri kinētiskiem jēdzieniem. Ideālo gāzu molekulāri kinētiskās teorijas pamatvienādojums ir iegūts, izmantojot statistikas metodes.

Tiek pieņemts, ka gāzes molekulas pārvietojas nejauši, savstarpējo sadursmju skaits starp gāzes molekulām ir niecīgs, salīdzinot ar triecienu skaitu uz trauka sienām, un šīs sadursmes ir absolūti elastīgas. Uz trauka sienas kāds elementārs laukums  S un aprēķiniet spiedienu, kādu gāzes molekulas radīs šajā zonā.

Ir jāņem vērā fakts, ka patiesībā molekulas var pārvietoties uz vietu dažādos leņķos un var būt dažādi ātrumi, kas turklāt var mainīties ar katru sadursmi. Teorētiskajos aprēķinos tiek idealizēta molekulu haotiskā kustība, tās tiek aizstātas ar kustību pa trim savstarpēji perpendikulāriem virzieniem.

Ja mēs uzskatām trauku kuba formā, kurā N gāzes molekulas sešos virzienos, ir viegli redzēt, ka jebkurā brīdī 1/3 no visu molekulu skaita pārvietojas pa katru no tām un puse no tām (tas ir, 1/6 no visu molekulu skaita) vienā virzienā, bet otrā puse (arī 1/6) - pretējā virzienā. Ar katru sadursmi atsevišķa molekula, kas pārvietojas perpendikulāri vietai, atstarojoties, pārnes tai impulsu, savukārt tās impulss (impulss) mainās par lielumu.

R 1 =m 0 v – (– m 0 v) = 2 m 0 v.

Molekulu, kas pārvietojas noteiktā virzienā, triecienu skaits vietnē būs vienāds ar: N = 1/6 n Svt. Saduroties ar platformu, šīs molekulas uz to pārnes impulsu.

P= N P 1 =2 m 0 vnSvt = m 0 v 2 nSt,

kur n ir molekulu koncentrācija. Tad spiediens, ko gāze iedarbojas uz trauka sienu, būs vienāds ar:

p =

= n m 0 v 2 . (1.9)

Tomēr gāzes molekulas pārvietojas dažādos ātrumos: v 1 , v 2 , …,v n, tāpēc ātrumiem jābūt vidējiem. Gāzes molekulu ātrumu kvadrātu summa, kas dalīta ar to skaitu, nosaka vidējo kvadrātisko ātrumu:

.

Vienādojums (1.9) būs šādā formā:

(1.10)

izteiksme (1.10) tiek izsaukta molekulārās kinētiskās teorijas pamatvienādojums ideālās gāzes.

Atsaucoties uz

, mēs iegūstam:

p V = N

=E, (1.11)

kur E ir visu gāzes molekulu translācijas kustības kopējā kinētiskā enerģija. Tāpēc gāzes spiediens ir tieši proporcionāls gāzes molekulu translācijas kustības kinētiskajai enerģijai.

Par vienu molu gāzes m =, un Klapeirona-Mendeļejeva vienādojumam ir šāda forma:

p V  . = R T,

un tā kā no (1.11) izriet, ka p V  . =   v kv. 2, mēs iegūstam:

R.T.=  v kv. 2 .

Tādējādi gāzes molekulu vidējais kvadrātiskais ātrums ir vienāds ar

 v kv.  =

=

=,

kur k = R/N A = 1,3810 -23 J/K – Bolcmaņa konstante. Šeit jūs varat atrast skābekļa molekulu vidējo kvadrātveida ātrumu istabas temperatūrā - 480 m/s, ūdeņraža - 1900 m/s.

Temperatūras molekulāri kinētiskā nozīme

Temperatūra ir ķermeņa karstuma kvantitatīvais mērs. Noskaidrot absolūtās termodinamiskās temperatūras fizisko nozīmi T Salīdzināsim gāzu molekulāri kinētiskās teorijas pamatvienādojumu (1.14) ar Klepeirona-Mendeļejeva vienādojumu. lpp V = R.T.

Pielīdzinot šo vienādojumu labās daļas, mēs atrodam vienas molekulas kinētiskās enerģijas vidējo vērtību  0 ( = N/N A , k=R/N A):

.

No šī vienādojuma izriet vissvarīgākais molekulārās kinētiskās teorijas secinājums: ideālas gāzes vienas molekulas translācijas kustības vidējā kinētiskā enerģija ir atkarīga tikai no temperatūras, savukārt tā ir tieši proporcionāla termodinamiskajai temperatūrai. Tādējādi termodinamiskā temperatūras skala iegūst tiešu fizikālu nozīmi: plkst T= 0 ideālu gāzes molekulu kinētiskā enerģija ir nulle. Tāpēc, pamatojoties uz šo teoriju, gāzes molekulu translācijas kustība apstāsies un tās spiediens kļūs vienāds ar nulli.

Ideālas gāzes līdzsvara īpašību teorija

Molekulu brīvības pakāpju skaits. Ideālu gāzu molekulāri kinētiskā teorija rada ļoti svarīgas sekas: gāzes molekulas pārvietojas nejauši, un molekulas translācijas kustības vidējo kinētisko enerģiju nosaka tikai temperatūra.

Molekulārās kustības kinētisko enerģiju neizsmeļ kinētika uz priekšu kustības enerģija: tas arī sastāv no kinētiskā enerģijas rotācija un svārstības molekulas. Lai aprēķinātu enerģiju, kas nonāk visu veidu molekulu kustībā, ir jādefinē brīvības pakāpju skaits.

Zem brīvības pakāpju skaits (i) no ķermeņa neatkarīgo koordinātu skaits, kas jāievada, lai noteiktu ķermeņa stāvokli telpā.

H Piemēram, materiālam punktam ir trīs brīvības pakāpes, jo tā atrašanās vietu telpā nosaka trīs koordinātas: x, y un z. Tāpēc monatomiskajai molekulai ir trīs translācijas kustības brīvības pakāpes.

D buhatomiskajai molekulai ir 5 brīvības pakāpes (1.4. att.): 3 translācijas kustības brīvības pakāpes un 2 rotācijas kustības brīvības pakāpes.

Trīs vai vairāk atomu molekulām ir 6 brīvības pakāpes: 3 translācijas kustības brīvības pakāpes un 3 rotācijas kustības brīvības pakāpes (1.5. att.).

Katrai gāzes molekulai ir noteikts brīvības pakāpju skaits, no kurām trīs atbilst tās translācijas kustībai.

Regula par vienlīdzīgu enerģijas sadali

pēc brīvības pakāpēm

Gāzu molekulāri kinētiskās teorijas pamatprincips ir pieņēmums par pilnīgu nejaušību molekulu kustībā. Tas attiecas gan uz svārstībām, gan rotācijas kustībām, nevis tikai uz translācijas kustībām. Tiek pieņemts, ka visi molekulu kustības virzieni gāzē ir vienādi iespējami. Tāpēc var pieņemt, ka katrai molekulas brīvības pakāpei vidēji ir vienāds enerģijas daudzums - tā ir nostāja par enerģijas sadalījumu pa brīvības pakāpēm. Enerģija uz vienu molekulas brīvības pakāpi ir:

. (1.12)

Ja molekulai ir i brīvības pakāpes, tad katrai brīvības pakāpei ir vidēji:

. (1.13)

Ideālas gāzes iekšējā enerģija

Ja uz vienu molu attiecinām kopējo gāzes iekšējās enerģijas piegādi, tad tās vērtību iegūstam, reizinot  ar Avogadro skaitli:

. (1.14)

No tā izriet, ka ideālas gāzes viena mola iekšējā enerģija ir atkarīga tikai no temperatūras un gāzes molekulu brīvības pakāpju skaita.

Maksvela un Bolcmana sadalījumi

Ideālas gāzes molekulu sadalījums termiskās kustības ātruma un enerģijas izteiksmē (Maksvela sadalījums). Pie nemainīgas gāzes temperatūras tiek pieņemts, ka visi molekulu kustības virzieni ir vienādi iespējami. Šajā gadījumā katras molekulas vidējais kvadrātiskais ātrums paliek nemainīgs un ir vienāds ar

.

Tas izskaidrojams ar to, ka ideālā gāzē, kas atrodas līdzsvara stāvoklī, tiek izveidots noteikts molekulu stacionārs ātruma sadalījums, kas laika gaitā nemainās. šis sadalījums ir pakļauts noteiktam statistikas likumam, kuru teorētiski atvasināja Dž. Maksvels. Maksvela likumu apraksta funkcija

,

tāda ir funkcija f(v) nosaka relatīvo molekulu skaitu

, kuru ātrumi atrodas intervālā no v pirms tam v+dv. Pielietojot varbūtību teorijas metodes, Maksvels atklāja ideālas gāzes molekulu sadalījuma likums ātruma izteiksmē:

. (1.15)

Sadales funkcija ir grafiski parādīta attēlā. 1.6. Laukums, ko ierobežo sadalījuma līkne un x ass, ir vienāds ar vienu. Tas nozīmē, ka funkcija f(v) atbilst normalizācijas nosacījumam:

.

NO ātrums, pie kura ideālo gāzes molekulu sadalījuma funkcija ātrumu izteiksmē f(v) ir maksimālais, tiek saukts visticamāk ātrumu v B .

Vērtības v = 0 un v =  atbilst izteiksmes minimumiem (1.15). Visticamāko ātrumu var atrast, diferencējot izteiksmi (1.23) un pielīdzinot to nullei:

=

= 1,41

Paaugstinoties temperatūrai, funkcijas maksimums nobīdīsies pa labi (1.6. att.), tas ir, paaugstinoties temperatūrai, palielinās arī visticamākais ātrums, tomēr līknes norobežotais laukums paliek nemainīgs. Jāņem vērā, ka gāzēs un zemā temperatūrā vienmēr ir neliels skaits molekulu, kas pārvietojas lielā ātrumā. Šādu "karstu" molekulu klātbūtne ir liela nozīme daudzu procesu laikā.

Vidējais aritmētiskais ātrums molekulas nosaka pēc formulas

.

Vidējais kvadrātveida ātrums

= 1,73

.

Šo ātrumu attiecība nav atkarīga no temperatūras vai gāzes veida.

Molekulu sadalījuma funkcija pēc siltuma kustības enerģijām. Šo funkciju var iegūt, molekulu sadalījuma vienādojumā (1.15) aizvietojot ātruma vietā kinētiskās enerģijas vērtību:

.

Integrējot izteiksmi pār enerģijas vērtībām no

pirms tam

, saņemam vidējā kinētiskā enerģija ideālās gāzes molekulas:

.

barometriskā formula. Boltzmann izplatīšana. Atvasinot gāzu molekulāri kinētiskās teorijas pamatvienādojumu un Maksvela molekulu sadalījumu pēc ātrumiem, tika pieņemts, ka ideālās gāzes molekulas neietekmē ārējie spēki, tāpēc molekulas ir vienmērīgi sadalītas pa visu tilpumu. Tomēr jebkuras gāzes molekulas atrodas Zemes gravitācijas laukā. Atvasinot likumu par spiediena atkarību no augstuma, tiek pieņemts, ka gravitācijas lauks ir vienmērīgs, temperatūra ir nemainīga un visu molekulu masa ir vienāda:

. (1.16)

Izteiksme (1.16) tiek izsaukta barometriskā formula. Tas ļauj jums atrast atmosfēras spiedienu atkarībā no augstuma vai, izmērot spiedienu, jūs varat atrast augstumu. Jo h 1 ir augstums virs jūras līmeņa, kur spiediens tiek uzskatīts par normālu, tad izteiksmi var mainīt:

.

Barometrisko formulu var pārvērst, izmantojot izteiksmi p = nkT:

,

G de n – molekulu koncentrācija augstumā h, m 0 gh=P– molekulas potenciālā enerģija gravitācijas laukā. Pastāvīgā temperatūrā gāzes blīvums ir lielāks, ja molekulas potenciālā enerģija ir mazāka. Grafiski likums par daļiņu skaita samazināšanos tilpuma vienībā ar augstumu izskatās kā parādīts attēlā. 1.7.

Patvaļīgam ārējam potenciāla laukam mēs rakstām šādu vispārīgu izteiksmi

,

Retajā gāzē attālums starp molekulām ir daudzkārt lielāks par to izmēru. Šajā gadījumā mijiedarbība starp molekulām ir niecīga, un molekulu kinētiskā enerģija ir daudz lielāka par to mijiedarbības potenciālo enerģiju.

Lai izskaidrotu vielas īpašības gāzveida stāvoklī, īstas gāzes vietā tiek izmantots tās fiziskais modelis - ideāla gāze. Modelis paredz:

attālums starp molekulām ir nedaudz lielāks par to diametru;

molekulas ir elastīgas bumbiņas;

starp molekulām nav pievilcīgu spēku;

molekulām saduroties savā starpā un ar trauka sienām, iedarbojas atgrūdoši spēki;

Molekulārā kustība pakļaujas mehānikas likumiem.

Ideālas gāzes mkt pamatvienādojums:

MKT pamatvienādojums ļauj aprēķināt gāzes spiedienu, ja ir zināma molekulas masa, ātruma kvadrāta vidējā vērtība un molekulu koncentrācija.

Ideāls gāzes spiediens slēpjas faktā, ka molekulas sadursmēs ar kuģa sienām mijiedarbojas ar tām saskaņā ar mehānikas likumiem kā elastīgiem ķermeņiem. Molekulai saduroties ar trauka sienu, ātruma vektora ātruma v x projekcija uz asi OX, kas ir perpendikulāra sienai, maina savu zīmi uz pretējo, bet absolūtā vērtībā paliek nemainīga. Tāpēc molekulas sadursmes ar sienu rezultātā tās impulsa projekcija uz OX asi mainās no mv 1x = -mv x uz mv 2x =mv x . Molekulas impulsa maiņa pēc sadursmes ar sienu izraisa spēku F 1, kas uz to iedarbojas no sienas sāniem. Molekulas impulsa izmaiņas ir vienādas ar šī spēka impulsu:

Sadursmes laikā saskaņā ar Ņūtona trešo likumu molekula iedarbojas uz sienu ar spēku F 2, kas pēc absolūtās vērtības ir vienāds ar spēku F 1 un ir vērsts pretēji.

Ir daudz molekulu, un katra no tām sadursmes laikā piešķir sienai vienādu impulsu. Pēc sekundes viņi pārraida impulsu

, kur z ir visu molekulu sadursmju skaits ar sienu, kas ir proporcionāls molekulu koncentrācijai gāzē, molekulu ātrumam un sienas virsmas laukumam:

. Tikai puse molekulu virzās uz sienu, pārējās kustas pretējā virzienā:

. Tad kopējais impulss tiek pārnests uz sienu 1 sekundē:

. Saskaņā ar otro Ņūtona likumu ķermeņa impulsa izmaiņas laika vienībā ir vienādas ar spēku, kas uz to iedarbojas:

Ņemot vērā, ka ne visām molekulām ir vienāds ātrums, spēks, kas iedarbojas uz sienu, būs proporcionāls ātruma vidējam kvadrātam. Tā kā molekulas pārvietojas visos virzienos, ātruma projekciju kvadrātu vidējās vērtības ir vienādas. Tāpēc ātruma projekcijas vidējais kvadrāts ir:

;

. Tad gāzes spiediens uz trauka sienu ir:

- MKT pamatvienādojums.

Apzīmē ideālo gāzes molekulu translācijas kustības kinētiskās enerģijas vidējo vērtību:

, saņemam

Temperatūra un tās mērīšana:

MKT pamatvienādojums ideālai gāzei saista viegli izmērāmu makroskopisku parametru - spiedienu - ar tādiem mikroskopiskiem gāzes parametriem kā molekulu vidējā kinētiskā enerģija un koncentrācija. Bet, izmērot tikai spiedienu, mēs nevaram uzzināt ne molekulu kinētiskās enerģijas vidējo vērtību atsevišķi, ne to koncentrāciju. Tāpēc, lai atrastu gāzes mikroskopiskos parametrus, ir nepieciešami kāda cita fiziska lieluma mērījumi, kas saistīti ar molekulu vidējo kinētisko enerģiju. Šī vērtība ir temperatūra.

Jebkurš makroskopisks ķermenis vai makroskopisko ķermeņu grupa pastāvīgos ārējos apstākļos spontāni pāriet termiskā līdzsvara stāvoklī. termiskais līdzsvars - tas ir stāvoklis, kurā visi makroskopiskie parametri paliek nemainīgi patvaļīgi ilgu laiku.

Temperatūra raksturo ķermeņu sistēmas termiskā līdzsvara stāvokli: visiem sistēmas ķermeņiem, kas atrodas termiskā līdzsvarā vienam ar otru, ir vienāda temperatūra.

Temperatūras mērīšanai varat izmantot jebkura makroskopiskā daudzuma izmaiņas atkarībā no temperatūras: tilpuma, spiediena, elektriskās pretestības utt.

Visbiežāk praksē tiek izmantota šķidruma (dzīvsudraba vai spirta) tilpuma atkarība no temperatūras. Kalibrējot termometru, par atskaites punktu parasti tiek ņemta ledus kušanas temperatūra (0); otrais nemainīgais punkts (100) ir ūdens viršanas punkts normālā atmosfēras spiedienā (Celsija skala). Tā kā dažādi šķidrumi karsējot izplešas atšķirīgi, šādi izveidotā skala zināmā mērā būs atkarīga no konkrētā šķidruma īpašībām. Protams, 0 un 100°C sakritīs visiem termometriem, bet 50°C nesakritīs.

Atšķirībā no šķidrumiem, visas retinātās gāzes karsējot izplešas vienādi un maina spiedienu tādā pašā veidā, mainoties temperatūrai. Tāpēc fizikā, lai izveidotu racionālu temperatūras skalu, tiek izmantota noteikta daudzuma retinātas gāzes spiediena izmaiņas nemainīgā tilpumā vai gāzes tilpuma izmaiņas nemainīgā spiedienā. Šo skalu dažreiz sauc ideālās gāzes temperatūras skala.

Termiskā līdzsvara apstākļos visu gāzu molekulu translācijas kustības vidējā kinētiskā enerģija ir vienāda. Spiediens ir tieši proporcionāls molekulu translācijas kustības vidējai kinētiskajai enerģijai:

. Termiskā līdzsvara apstākļos, ja noteiktas masas gāzes spiediens un tilpums ir fiksēts, gāzes molekulu vidējai kinētiskajai enerģijai ir jābūt stingri noteiktai vērtībai, piemēram, temperatūrai. Jo

, tad

, vai

.

Apzīmē

. Vērtība palielinās līdz ar temperatūru un nav atkarīgs no nekā cita kā temperatūras. Tāpēc to var uzskatīt par dabisku temperatūras mērauklu.

Vai tu zināji, kas ir domu eksperiments, gedanken eksperiments?
Tā ir neesoša prakse, pārpasaulīga pieredze, iztēle par to, kā patiesībā nav. Domu eksperimenti ir kā dienas sapņi. Viņi dzemdē monstrus. Atšķirībā no fiziskā eksperimenta, kas ir eksperimentāls hipotēžu tests, “domu eksperiments” maģiski aizvieto eksperimentālo testu ar vēlamiem, nepārbaudītiem secinājumiem, manipulējot ar loģiskām konstrukcijām, kas faktiski pārkāpj pašu loģiku, izmantojot nepierādītas premisas kā pierādītas, t.i. aizstāšana. Tādējādi "domu eksperimentu" pretendentu galvenais uzdevums ir maldināt klausītāju vai lasītāju, reālu fizisko eksperimentu aizstājot ar viņa "lelli" - fiktīvu spriešanu nosacīti pirms pašas fiziskās pārbaudes.
Fizikas piepildīšana ar iedomātiem, "domu eksperimentiem" ir novedusi pie absurda, sirreāla, mulsinoša pasaules attēla. Īstam pētniekam šādi "aptinēji" jāatšķir no īstām vērtībām.

Relatīvisti un pozitīvisti apgalvo, ka "domu eksperiments" ir ļoti noderīgs rīks, lai pārbaudītu teorijas (kas arī rodas mūsu prātā) konsekvences nodrošināšanai. Ar to viņi maldina cilvēkus, jo jebkuru pārbaudi var veikt tikai no verifikācijas objekta neatkarīgs avots. Pats hipotēzes pieteicējs nevar būt sava apgalvojuma tests, jo paša šī apgalvojuma iemesls ir pieteicējam saskatāmo pretrunu neesamība apgalvojumā.

Mēs to redzam SRT un GTR piemērā, kas ir pārvērtušies par sava veida reliģiju, kas pārvalda zinātni un sabiedriskā doma. Nekādi fakti, kas tiem ir pretrunā, nevar pārvarēt Einšteina formulu: "Ja fakts neatbilst teorijai, mainiet faktu" (Citā versijā "Vai fakts neatbilst teorijai? - Jo sliktāk faktam" ").

Maksimums, uz ko var pretendēt "domu eksperiments", ir tikai hipotēzes iekšējā konsekvence paša pieteicēja, bieži vien nekādā ziņā nepatiesas loģikas ietvaros. Atbilstība praksei to nepārbauda. Īsts pārbaudījums var notikt tikai reālā fiziskā eksperimentā.

Eksperiments ir eksperiments, jo tas nav domas pilnveidošana, bet gan domas pārbaude. Doma, kas ir konsekventa pati par sevi, nevar sevi pārbaudīt. To ir pierādījis Kurts Gēdels.