الحرارة النوعية للغازات

تعتمد الحرارة النوعية للغاز على ظروفه 

 ونفرق بين الحرارة النوعية للغاز عند ثبات ضغطه c_p (= الضغط Isobare) أو الحرارة النوعية للغاز عند ثبات حجمه c_V (= الحجم Isochore ) .

وينطبق بصفة عامة :

${\displaystyle \,c_{p}>c_{V}}$

ويرجع سبب أن الحرارة النوعية للغاز عند ضغط ثابت أكبر من حرارته النوعية عند حجم ثابت أنه عند ثبات الحجم لا يزاول شغل أثناء رفع الحرارة 

 أي أن كمية الحرارة المكتسبة من المادة تعمل بكاملها على رفع درجة حرارته 

بينما في حالة في حالة تثبيت ضغط الغاز فإن جزءا من الحرارة التي يكتسبها الغاز تؤدي إلى زيادة حجمه وبالتالي أداء شغل (الشغل =p.dV) 

 والجزء الباقي من الحرارة المكتسبة تعمل على رفع درجة حرارة الغاز.

أما في حالتي المادة السائلة أو المادة الصلبة فلا يعني هذا الفرق شيئا حيث أن التمدد يكون طفيفا جدا بمقارنته بتمدد الغاز.

بالنسبة للغازات تنطبق العلاقة التقريبية:

${\displaystyle \,c_{p}=c_{V}+R_{\mathrm {s} }}$.

حيث:

${\displaystyle R_{\mathrm {s} }}$ ثابت الغازات النوعي,

و ${\displaystyle R_{\mathrm {s} }=R/M}$

و R ثابت الغازات العام (R = 8.314472 جول · كلفن^-1 · مول^-1)

و M الكتلة المولية للغاز .

وينطبق أيضا التقريب للحرارة النوعية عند ثبات الحجم:

${\displaystyle c_{V}=f\cdot {\frac {R_{\mathrm {s} }}{2}}}$

حيث:

${\displaystyle f\geq 3}$ عدد درجات حرية جزيئ الغاز (تعتمد هل جسيمات الغاز ذرات منفردة أم غاز ثنائي الذرات أم يتكون جزيئ الغاز من ثلاثة ذرات ، وغيرها ).

وتتكون طاقة الجزيئ من ثلاثة درجات حرية خاصة 

بطاقة الحركة :

 (حركة في الاتجاه س ، وحركة في اتجاه ص ، وحركة في اتجاه المحور ع) ، ويضاف إليها "طاقة دورانية " بعدد من درجات الحرية بين الصفر و 3 وهي تختص بطاقة دوران الجزيئ حول نفسه (وتكون صفرا إذا كان الجزيئ أحادي الذرة) ، ويضاف غليهما أيضا "طاقة اهتزاز" لعدد من درجات الحرية بين الصفر و n من درجات حرية اهتزاز مكونات الجزيئ .

يمكن حساب ${\displaystyle \,c_{p}}$ من ${\displaystyle \,R_{\mathrm {s} }}$ و معامل ثبات الإنتروبية (كابا ${\displaystyle \kappa }$ ):

${\displaystyle \,c_{p}={\frac {\kappa }{(\kappa -1)}}\cdot R_{\mathrm {s} }}$

ونستنتج تلك العلاقة من المعادلات المذكورة مع وضع :

${\displaystyle \kappa ={\frac {f+2}{f}}}$.