Boyle ရဲ့ ဥပဒေ၊ Charles ရဲ့ ဥပဒေ နဲ့ G. Lussac ရဲ့ ဥပဒေ

Boyle ရဲ့ ဥပဒေ၊ Charles ရဲ့ ဥပဒေ နဲ့ G. Lussac ရဲ့ ဥပဒေ

Boyle ရဲ့ ဥပဒေ

ရောဘတ် ဘွိုင်းလ် (၁၆၂၇-၁၆၉၁) သည် ဓာတ်ငွေ့ဖိအားနှင့် ထုထည်အကြား ပမာဏဆိုင်ရာ ဆက်နွယ်မှုကို စုံစမ်းစစ်ဆေးရန် စမ်းသပ်ချက်များ ပြုလုပ်ခဲ့သည်။ ဤစမ်းသပ်ချက်တွင် ဓာတ်ငွေ့ပမာဏတစ်ခုကို ပိတ်ထားသော ကွန်တိန်နာတစ်ခုထဲတွင် ထည့်ခြင်း ပါဝင်သည်။ အတော်လေး ကောင်းမွန်သော ခန့်မှန်းချက်တစ်ခုအရ၊ ဓာတ်ငွေ့၏ အပူချိန်ကို တည်ငြိမ်အောင်ထားပါက ဓာတ်ငွေ့ဖိအား တိုးလာသည်နှင့်အမျှ ဓာတ်ငွေ့ထုထည် လျော့ကျသွားသည်ကို သူ တွေ့ရှိခဲ့သည်။ ဆန့်ကျင်ဘက်အားဖြင့် ဓာတ်ငွေ့ဖိအား လျော့ကျသွားသည်နှင့်အမျှ ဓာတ်ငွေ့ထုထည် တိုးလာသည်။ ဓာတ်ငွေ့ဖိအားသည် ဓာတ်ငွေ့ထုထည်နှင့် ပြောင်းပြန်အချိုးကျသည်။ ဤဆက်နွယ်မှုကို ဘွိုင်းလ်၏ဥပဒေ ဟု လူသိများသည် ။ သင်္ချာနည်းအရ-

Boyle ရဲ့ ဥပဒေကို အောက်ပါအတိုင်းလည်း ရေးသားနိုင်ပါတယ်-

PV = ကိန်းသေ → ညီမျှခြင်း ၁

P ₁ V ₁ = P ₂ V ₂ → ညီမျှခြင်း 2

ညီမျှခြင်း ၁ ရဲ့ အဓိပ္ပာယ်ကတော့ အပူချိန် (T) မှာ ဓာတ်ငွေ့ရဲ့ ဖိအား (P) ပြောင်းလဲရင် ဓာတ်ငွေ့ရဲ့ ထုထည် (V) လည်း ပြောင်းလဲသွားပြီး ဖိအားနဲ့ ထုထည် မြှောက်လဒ်ဟာ အမြဲတမ်း ကိန်းသေ ဖြစ်ပါတယ်။ ဓာတ်ငွေ့ဖိအား တိုးလာရင် ဓာတ်ငွေ့ထုထည် လျော့ကျသွားပါတယ်၊ ဒါမှမဟုတ် ဓာတ်ငွေ့ဖိအား လျော့ကျရင် ဓာတ်ငွေ့ထုထည် တိုးလာတာကြောင့် ဖိအားနဲ့ ထုထည် မြှောက်လဒ်ဟာ အမြဲတမ်း ကိန်းသေ ဖြစ်ပါတယ်။

ထုထည်နှင့် ဖိအားကြား ဆက်နွယ်မှုကို ပြသသည့် ဂရပ်သည် အောက်ပါကဲ့သို့ ပုံပေါ်သည်။ ရောဘတ် ဘွိုင်းလ်သည် သူ၏ စမ်းသပ်ချက်များအပေါ် အခြေခံ၍ ဓာတ်ငွေ့ထုထည်သည် မမှန်မကန် ပြောင်းလဲနေပြီး ဂရပ်ပေါ်ရှိ မျဉ်းကြောင်းသည် ကွေးညွှတ်နေပုံ ပေါ်သည်ကို ရှာဖွေတွေ့ရှိခဲ့သည်။ ဂရပ်ပေါ်တွင် ဖော်ပြထားသော ဖိအားသည် gauge ဖိအား မဟုတ်ဘဲ ပကတိဖိအား ဖြစ်သည်။

ချားလ်စ်၏ ဥပဒေ

ရောဘတ် ဘွိုင်းလ်သည် ထုထည်နှင့် ဖိအားကြား ဆက်နွယ်မှုကို ရှာဖွေတွေ့ရှိပြီး နှစ်တစ်ရာအကြာတွင် ပြင်သစ်သိပ္ပံပညာရှင် ဂျက်ကွက်စ် ချားလ်စ် (၁၇၄၆-၁၈၂၃) သည် အပူချိန်နှင့် ဓာတ်ငွေ့ထုထည်ကြား ဆက်နွယ်မှုကို စုံစမ်းစစ်ဆေးခဲ့သည်။ သူ၏ စမ်းသပ်ချက်များအပေါ် အခြေခံ၍ ဓာတ်ငွေ့ဖိအားသည် တည်ငြိမ်နေပါက ဓာတ်ငွေ့၏ အပူချိန်တိုးလာသည်နှင့်အမျှ ထုထည်လည်း တိုးလာကြောင်း သူ တွေ့ရှိခဲ့သည်။ ဆန့်ကျင်ဘက်အားဖြင့် ဓာတ်ငွေ့၏ အပူချိန် လျော့ကျလာသည်နှင့်အမျှ ထုထည်လည်း လျော့ကျသွားသည်။

အပူချိန်ပြောင်းလဲမှုကြောင့် ဓာတ်ငွေ့ပမာဏပြောင်းလဲမှုများသည် ပုံမှန်ဖြစ်ပေါ်လေ့ရှိသောကြောင့် ဤဂရပ်ပေါ်ရှိ မျဉ်းသည် ဖြောင့်တန်းနေပုံရသည်။ ဂရပ်ပေါ်ရှိ မျဉ်းကို အပူချိန်နိမ့်တွင် ဆွဲထားပါက ၎င်းသည် -၂၇၃ ^{ဒီဂရီ} စင်တီ ဂရိတ်ခန့်တွင် ဝင်ရိုးကို ဖြတ်သွားမည်ဖြစ်သည်။

ပြုလုပ်ခဲ့သော စမ်းသပ်ချက်များစွာအပေါ် အခြေခံ၍ ဓာတ်ငွေ့တစ်ခုစီ၏ ထုထည်ပြောင်းလဲမှုပမာဏ မတူညီသော်လည်း V-T ဂရပ်ပေါ်ရှိ မျဉ်းကြောင်းကို အပူချိန်နိမ့်သို့ ဆွဲလိုက်သောအခါ မျဉ်းသည် ဝင်ရိုးနှင့် -၂၇၃ ^{ဒီဂရီ} စင်တီဂရိတ်ခန့်တွင် အမြဲတမ်း ဖြတ်သွားကြောင်း တွေ့ရှိခဲ့သည် ။ ဓာတ်ငွေ့ကို -၂၇၃ ^{ဒီဂရီ} စင်တီဂရိတ်အထိ အအေးခံပါက ဓာတ်ငွေ့၏ ထုထည် = ၀ ဟု ကျွန်ုပ်တို့ ပြောနိုင်သည်။ ဓာတ်ငွေ့၏ အပူချိန် -၂၇၃ ^{ဒီဂရီစင်တီ} ဂရိတ်အောက်သို့ ရောက်ရှိသည်အထိ ထပ်မံအအေးခံပါက ဓာတ်ငွေ့၏ ထုထည်သည် အနုတ်တန်ဖိုးတစ်ခု ရှိမည်ဖြစ်ပြီး မဖြစ်နိုင်ပေ။

ဒါကြောင့် - ၂၇၃ ^oC သည် ရောက်ရှိနိုင်သော အနိမ့်ဆုံးအပူချိန်ဖြစ်သည်။ အဘယ်ကြောင့်ဆိုသော် မျဉ်းကြောင်းသည် ဝင်ရိုးကို -၂၇၃ ဒီဂရီခန့်တွင် ဖြတ်သွားသောကြောင့်ဖြစ်သည်။ ^oဒီဂရီစင်တီဂရိတ် ထို့နောက် အပြန်အလှန်သဘောတူညီချက်အရ ရရှိနိုင်သော အနိမ့်ဆုံးအပူချိန်မှာ -၂၇၃.၁၅ ဖြစ်သည်ဟု ဆုံးဖြတ်ခဲ့သည်။ ^oဂ။ ‐၂၇၃.၁၅ ^oC ကို ပကတိသုညအပူချိန်ဟုခေါ်ပြီး ကယ်လ်ဗင်စကေးဟုလည်းလူသိများသော ပကတိစကေးအတွက် ရည်ညွှန်းချက်အဖြစ် အသုံးပြုသည်။ ကယ်လ်ဗင်ကို ဗြိတိသျှရူပဗေဒပညာရှင် လော့ဒ်ကယ်လ်ဗင် (၁၈၂၄–၁၉၀၇) ကို အစွဲပြု၍ အမည်ပေးထားသည်။ ဤစကေးတွင် အပူချိန်ကို ကယ်လ်ဗင်ဒီဂရီဖြင့် မဟုတ်ဘဲ ကယ်လ်ဗင် (K) ဖြင့် ဖော်ပြသည် (^oK)။ ဒီဂရီများအကြား အကွာအဝေးသည် စင်တီဂရိတ်စကေးတွင်နှင့် အတူတူပင်ဖြစ်သည်။ 0 K = ‐273,15 ^oC နှင့် ၂၇၃.၁၅ K = ၀ ^oC.

စင်တီဂရိတ်စကေးရှိ အပူချိန်ကို ၂၇၃.၁၅ ပေါင်းခြင်းဖြင့် ကယ်လ်ဗင်စကေးသို့ ပြောင်းလဲနိုင်ပြီး၊ ကယ်လ်ဗင်စကေးရှိ အပူချိန်ကို ၂၇၃.၁၅ နုတ်ခြင်းဖြင့် စင်တီဂရိတ်စကေးသို့ ပြောင်းလဲနိုင်သည်။ သင်္ချာနည်းအရ-

T (K) = T ( ^oC ) + ၂၇၃.၁၅

T( ^oC ) = T(K) ‐ ၂၇၃.၁၅

သတင်းအချက်အလက် :

T = အပူချိန်

K = ကယ်လ်ဗင်

C = စင်တီဂရိတ်

အပူချိန်ကို Kelvin scale ဖြင့် ဖော်ပြပါက အထက်ပါ graph သည် အောက်ပါပုံကဲ့သို့ ဖြစ်လိမ့်မည်။

ဤဂရပ်အပေါ်အခြေခံ၍ ဖိအားအဆက်မပြတ်တွင် ဓာတ်ငွေ့ထုထည်သည် ပကတိအပူချိန်နှင့် တိုက်ရိုက်အချိုးကျသည်ဟု ကောက်ချက်ချနိုင်သည်။ ဓာတ်ငွေ့တစ်ခု၏ ပကတိအပူချိန်တိုးလာပါက ထုထည်လည်းတိုးလာပြီး ဆန့်ကျင်ဘက်အနေဖြင့် ဓာတ်ငွေ့တစ်ခု၏ ပကတိအပူချိန်လျော့ကျပါက ထုထည်လည်း လျော့ကျသွားသည်။ ဤဆက်နွယ်မှုကို ချားလ်စ်၏ဥပဒေဟု လူသိများသည်။ သင်္ချာနည်းအရ အောက်ပါအတိုင်း ရေးသားထားသည်။

ထုထည် ∝ အပူချိန် → စဉ်ဆက်မပြတ်ဖိအား

V ∝ T → P ကိန်းသေ

ချားလ်စ်၏ဥပဒေကို ဤသို့လည်းရေးသားနိုင်သည်။

ညီမျှခြင်း ၁ ရဲ့ အဓိပ္ပာယ်ကတော့ ကိန်းသေဖိအား (P) မှာ၊ ဓာတ်ငွေ့ရဲ့ ပကတိအပူချိန် (T) ပြောင်းလဲသွားရင် ဓာတ်ငွေ့ရဲ့ ထုထည် (V) လည်း ပြောင်းလဲသွားတာကြောင့် ပကတိအပူချိန်နဲ့ ထုထည်ကြား နှိုင်းယှဉ်ချက်ရလဒ်က အမြဲတမ်းကိန်းသေဖြစ်ပါတယ်။ ဓာတ်ငွေ့ရဲ့ ပကတိအပူချိန် တိုးလာရင် ဓာတ်ငွေ့ရဲ့ ထုထည်လည်း တိုးလာပါတယ်၊ ဒါမှမဟုတ် ဓာတ်ငွေ့ရဲ့ ပကတိအပူချိန် လျော့ကျသွားရင် ဓာတ်ငွေ့ရဲ့ ထုထည်လည်း လျော့ကျသွားတာကြောင့် အပူချိန်နဲ့ ထုထည်ကြား နှိုင်းယှဉ်ချက်က အမြဲတမ်းကိန်းသေဖြစ်ပါတယ်။ ဓာတ်ငွေ့ရဲ့ ပကတိအပူချိန်ဆိုတာ Kelvin scale မှာ ဖော်ပြထားတဲ့ ဓာတ်ငွေ့ရဲ့ အပူချိန်ပါ။ အပူချိန်က Celsius scale မှာ ရှိနေရင် Kelvin scale ကို အရင်ပြောင်းပါ။

Gay-Lussac ရဲ့ ဥပဒေ

ဂျိုးဇက် ဂေး-လူဆက် (၁၇၇၈-၁၈၅၀) သည် စမ်းသပ်ချက်တစ်ခု ပြုလုပ်ခဲ့ပြီး ဓာတ်ငွေ့တစ်ခု၏ ထုထည်ကို ကိန်းသေထားပါက ဓာတ်ငွေ့ဖိအား မြင့်တက်လာသည်နှင့်အမျှ ဓာတ်ငွေ့၏ ပကတိအပူချိန်လည်း မြင့်တက်လာကြောင်း တွေ့ရှိခဲ့သည်။ ဆန့်ကျင်ဘက်အနေဖြင့် ဓာတ်ငွေ့ဖိအား လျော့ကျလာသည်နှင့်အမျှ ဓာတ်ငွေ့၏ ပကတိအပူချိန်လည်း လျော့ကျသွားသည်။ ကိန်းသေထုထည်တွင် ဓာတ်ငွေ့ဖိအားသည် ဓာတ်ငွေ့၏ ပကတိအပူချိန်နှင့် တိုက်ရိုက်အချိုးကျသည်။ ဤဆက်နွယ်မှုကို ဂေး-လူဆက်၏ ဥပဒေသဟုခေါ်သည်။ သင်္ချာနည်းအရ-

ဖိအား ∝ အပူချိန် → စဉ်ဆက်မပြတ် ပမာဏ

P ∝ T → V ကိန်းသေ

Gay-Lussac ၏ ဥပဒေကို ဤသို့လည်း ရေးသားနိုင်ပါသည်။

ညီမျှခြင်း ၁ ရဲ့ အဓိပ္ပာယ်ကတော့ ပမာဏ (V) ကိန်းသေမှာ၊ ဓာတ်ငွေ့ရဲ့ ဖိအား (P) ပြောင်းလဲသွားရင် ဓာတ်ငွေ့ရဲ့ ပကတိအပူချိန် (T) လည်း ပြောင်းလဲသွားတဲ့အတွက် ဖိအားနဲ့ ပကတိအပူချိန် နှိုင်းယှဉ်ချက်ရလဒ်က ကိန်းသေဖြစ်ပါတယ်။ တစ်နည်းအားဖြင့် ဓာတ်ငွေ့ဖိအား တိုးလာရင် ဓာတ်ငွေ့ရဲ့ ပကတိအပူချိန်လည်း တိုးလာမယ်၊ ဒါမှမဟုတ် ပြောင်းပြန်အားဖြင့် ဓာတ်ငွေ့ဖိအား လျော့ကျသွားရင် ဓာတ်ငွေ့ရဲ့ ပကတိအပူချိန်လည်း လျော့ကျသွားတာကြောင့် ဖိအားနဲ့ အပူချိန် နှိုင်းယှဉ်ချက်က အမြဲတမ်း ကိန်းသေဖြစ်ပါတယ်။

ဓာတ်ငွေ့တစ်ခု၏ ပကတိအပူချိန်ဆိုသည်မှာ ကယ်လ်ဗင်စကေးတွင် ဖော်ပြထားသော ဓာတ်ငွေ့၏ အပူချိန်ဖြစ်သည်။ အပူချိန်သည် စင်တီဂရိတ်စကေးတွင် ရှိနေသေးပါက ၎င်းကို ကယ်လ်ဗင်စကေးသို့ ဦးစွာပြောင်းပါ။

Boyle's law၊ Charles's law နှင့် Gay-Lussac's law တို့သည် ဓာတ်ငွေ့ဖိအားနှင့် သိပ်သည်းဆ မမြင့်မားပါက တိကျသောရလဒ်များကို ပေးစွမ်းနိုင်ကြောင်း မှတ်သားထားရန် အရေးကြီးပါသည်။ ထို့အပြင်၊ ဤဥပဒေသုံးခုသည် ၎င်းတို့၏ ဆူမှတ်နှင့် မနီးစပ်သော အပူချိန်ရှိသော ဓာတ်ငွေ့များအတွက်သာ အကျုံးဝင်ပါသည်။

ဤအချက်အပေါ်အခြေခံ၍ Boyle's law၊ Charles's law နှင့် Gay-Lussac's law တို့ကို ဓာတ်ငွေ့အခြေအနေအားလုံးတွင် အသုံးချ၍မရဟု ကောက်ချက်ချနိုင်ပါသည်။ ၎င်းတို့ကို တကယ့်ဓာတ်ငွေ့အခြေအနေအားလုံးတွင် အသုံးချ၍မရသောကြောင့်၊ ကျွန်ုပ်တို့သည် ideal gas သို့မဟုတ် perfect gas ၏ အယူအဆ လိုအပ်ပါသည်။ ဤ ideal gas သည် နေ့စဉ်ဘဝတွင် မရှိပါ။ ideal gas သည် rigid body နှင့် ideal fluid ၏ အယူအဆများနှင့်ဆင်တူသော ideal model တစ်ခုသာဖြစ်သည်။ ထို့ကြောင့် အထက်ဖော်ပြပါ ဓာတ်ငွေ့ဥပဒေသုံးခုသည် ideal gas အခြေအနေအားလုံးတွင် အသုံးချသည်ဟု ကျွန်ုပ်တို့ယူဆပါသည်။

ဓာတ်ငွေ့ဥပဒေပြဿနာများကိုဖြေရှင်းရာတွင် အပူချိန်ကို ကယ်လ်ဗင်စကေးဖြင့်ဖော်ပြရမည်။ ဓာတ်ငွေ့ဖိအားသည် တိုင်းတာသည့်ဖိအားတစ်ခုဖြစ်နေဆဲဖြစ်ပါက ၎င်းကို ဦးစွာ ပကတိဖိအားအဖြစ်ပြောင်းပါ။ ပကတိဖိအား = လေထုဖိအား + ဂေ့ဂ်ဖိအား r။