Основные термодинамический параметры состояния систем.

Основные термодинамический параметры состояния систем.

Функции состояния зависят только от текущего состояния системы и не зависят от пути, по которому система пришла в это состояние.

Функции состояния в термодинамике включают:

температуру,

давление,

объём,

энтропию,

а также термодинамические потенциалы.

В зависимости от выбранной модели некоторые из этих величин, строго говоря, могут быть не функциями, а независимыми переменными

Абсолютная температура

Абсолютная температура — это безусловная мера температуры и одна из главных характеристик термодинамики.

Понятие абсолютной температуры было введено У. Томсоном (Кельвином), в связи с чем шкалу абсолютной температуры называют шкалой Кельвина или термодинамической температурной шкалой. Единица абсолютной температуры — кельвин (К).

Абсолютная шкала температуры называется так, потому что мера основного состояния нижнего предела температуры:

абсолютный ноль — наиболее низкая возможная температура, при которой ничего не может быть холоднее и теоретически невозможно извлечь из вещества тепловую энергию.

Абсолютный ноль определен как 0 K. Что приблизительно равно − 273.15 °C. Один Кельвин равен одному градусу Цельсия.

T=t+273k

Равновесное состояние системы

Называют такое состояние системы, при котором все параметры системы имеющие определённые значения, остаются при неизменных внешних условиях постоянными сколько угодно долго.

Модели идеального и реального газа и области их применения.

Идеа́ льный газ – это модель газа в которой 1)собственный объем молекул газа пренебрежимо мал по сравнению с объемом сосуда. 2)между молекулаи газа отсутствуют силы взаимодействия 3)столкновение молекул газа между собой и со стенками сосуда абсолютно упругие. Уравнение, описывающее состояние идеального газа называется уравнием Менделеева – Клапейрона

Модель широко применяется для решения задач термодинамики газов и задач аэрогазодинамики.

Реальный газ - газ, в котором учитывается взаимодействие между молекулами.

Термическим уравненим состояния (или, часто, просто уравнением состояния) называется связь между давлением, объёмом и температурой.

Для одного моля газа Ван-дер-Ваальса оно имеет вид:

где:

P — давление,

V — объём,

T — абсолютная температура,

R — универсальная газовая постоянная,

Видно, что это уравнение фактически является уравнением состояния идеального газа с двумя поправками. Поправка a учитывает притяжение молекул, поправка b — объём занимаемый молекулами.

Для ν молей газа Ван-дер-Ваальса уравнение состояния выглядит так:

Основные положения молекулярно-кинетической теории и ее эксперементальные подтверждения(Броуновское движение)

Основные положения МКТ

1)все тела состоят из частиц, размером которых можно пренебречь: атомов, молекул и ионов;

2)частицы находятся в непрерывном хаотическом движении (тепловом);

3)частицы взаимодействуют друг с другом путём упругих столкновений.

Бро́ уновское движе́ ние — тепловое движение микроскопических взвешенных частиц, (броуновские частицы) твёрдого вещества (пылинки, крупинки взвеси, частички пыльцы растения и так далее), находящейся в жидкой или газообразной среде.

Броуновское движение происходит из-за того, что все жидкости и газы состоят из атомов или молекул — мельчайших частиц, которые находятся в постоянном хаотическом тепловом движении, и потому непрерывно толкают броуновскую частицу с разных сторон.

Когда в среду погружено крупное тело, то толчки, происходящие в огромном количестве, усредняются и формируют постоянное давление. Если крупное тело окружено средой со всех сторон, то давление практически уравновешивается, остаётся только подъёмная сила Архимеда — такое тело плавно всплывает или тонет.

Если же тело мелкое, как броуновская частица, то становятся заметны флуктуации давления, которые создают заметную случайно изменяющуюся силу, приводящую к колебаниям частицы. Броуновские частицы обычно не тонут и не всплывают, а находятся в среде во взвешенном состоянии.

Основное уравнение МКТ

давление газа равно двум третям средней кинетической энергии поступательного движения молекул, содержащихся в единице объема.

Это уравнение устанавливает связь между давлением p идеального газа, массой молекулы m0, концентрацией молекул n, средним значением квадрата скорости и средней кинетической энергией поступательного движения молекул. Его называют основным уравнением молекулярно-кинетической теории газов.

Постоянная Больцмана

Постоянная Больцмана физическая постоянная, определяющая связь между температурой и энергией. Названа в честь австрийского физика Людвига Больцмана, сделавшего большой вклад в статистическую физику, в которой эта постоянная играет ключевую роль. Её экспериментальное значение в системе СИ равно Дж/К

Распределение Максвелла

Закон Максвелла описывается некоторой функцией f(v), называемой функцией распределения молекул по скоростям. Если разбить диапазон скоростей молекул на малые интервалы, равные dv, то на каждый интервал будет приходиться некоторое число молекул dN(v)/N, скорости которых лежат в интервале от v до v+dv откуда f(v)=dN(v)/N dv применяя методы теории вероятностей, Максвелл нашел функцию f(v) закон для распределения молекул для распределения молекул идеального газа по скоростям.

Распределение Больцмана

В присутствии гравитационного поля (или, в общем случае, любого потенциального поля) на молекулы газа действует сила тяжести. В результате, концентрация молекул газа оказывается зависящей от высоты в соответствии с законом распределения Больцмана:

n = n0exp( -mgh / kT )

где n - концентрация молекул на высоте h, n0 - концентрация молекул на начальном уровне h = 0, m - масса частиц, g - ускорение свободного падения, k - постоянная Больцмана, T - температура.

Больцман доказал, что распределение справедливо не только для потенциального поля сил земного тяготения, но и в любом поле сил для совокупности любых одинаковых частиц, находящихся в состоянии хаотического движения.

Барометрическая формула

Барометрическая формула позволяет найти атмосферное давление в зависимости от высоты или, измерив давление, найти высоту.(т стр80)

Первое начало термодинамики

Количество теплоты, сообщенное системе, идет на приращение внутренней энергии системы и на совершение системой работы над внешними телами.

Первое начало термодинамики:

а) при изобарном процессе

б) при изохорном процессе (A=0)

в) при изотермическом процессе (Δ U = 0)

Степень свободы молекул

Подавляющее большинство физических систем может находиться не в одном, а во многих состояниях, описываемых как непрерывными (например, координаты тела), так и дискретными (например, квантовые числа электрона в атоме) переменными. Независимые «направления», переменные, характеризующие состояния системы, и называются степенями свободы.

Для газа, состоящего из одноатомных молекул (i = 3)

Для газа, состоящего из двухатомных молекул (i = 5)

Для газа, состоящего из многоатомных молекул (i = 6)

Теплота

_{кинетическая часть внутренней энергии вещества, определяемая интенсивным хаотическим движением молекул и атомов, из которых это вещество состоит.}

Работа

Бесконечно малое приращение работы термодинамической системы над внешней средой может быть вычислено так: где — нормаль элементарной (бесконечно малой) площадки, P — давление и dV — бесконечно малое приращение объёма. Работа в термодинамическом процессе , таким образом, выражается так: Величина работы зависит от пути, по которому термодинамическая система переходит из состояния 1 в состояние 2, и не является функцией состояния системы. Такие величины называют функциями процесса

Политропические процессы

Политропный процесс — термодинамический процесс, во время которого удельная теплоёмкость тела остаётся неизменной. Частными явлениями политропного процесса являются изопроцессы и адиабатный процесс.

Для идеального газа уравнение политропы может быть записано в виде:

pVⁿ = C

где величина называется показателем политропы.

Второе начало термодинамики

Энтропия системы может только возрастать(либо до достижения максимального значения оставаться неизменной) носит название закона возрастания энтропии или второго начала термодинамики dS> 0

Циклические процессы

Термодинамический цикл - термодинамический процесс, в результате которого термодинамическая система после ряда изменений своего состояния возвращается в первоначальное состояние

Циклы идеальные и реальные

Цикл Карно и его КПД

Цикл, состоящий из двух изотерм и двух адиабат. Одним из важных свойств цикла Карно является его обратимость: он может быть проведён как в прямом, так и в обратном направлении, при этом энтропия адиабатически изолированной (без теплообмена с окружающей средой) системы не меняется.. Для цикла Карно кпд определяется только температурами нагревателя и холодильника. Кроме того, КПД может составлять 100 % только в том случае, если температура холодильника равна абсолютному нулю

Энтропия

Термодинами́ ческая энтропи́ я S, часто просто именуемая энтропия, в химии и термодинамике является функцией состояния термодинамической системы; её существование постулируется вторым началом термодинамики. изменение энтропии термодинамической системы при обратимом процессе как отношение изменения общего количества тепла Δ Q к величине абсолютной температуры T:

Флуктуации

Флуктуации — случайные отклонения от среднего значения физических величин, характеризующих систему из большого числа частиц; вызываются тепловым движением частиц или квантовомеханическими эффектами.

Примером термодинамических флуктуаций являются флуктуации плотности вещества в окрестностях критических точек, приводящих, в частности, к сильному рассеянию света веществом и потери прозрачности.

Флуктуации, вызванные квантовомеханическими эффектами присутствуют даже при температуре абсолютного нуля. Они принципиально неустранимы. Пример проявления квантовомеханических флуктуаций — эффект Казимира, а также силы Ван-дер-Ваальса.

Явление переноса в газах.

Явление переноса в газах – необратимый процесс, происходящий в том случае. Если отклонения от равновесия не велики. При нарушениях равновесия в телах возникают потоки тепла, либо массы, электрического заряда и т.п., сопутствующие этому явления называются явлениями переноса.

Различают три явления переноса: внутреннее трение (вязкость), теплопроводность и диффузию.

Реальные газы

Реальный газ — газ, который не описывается уравнением состояния идеального газа Менделеева - Клапейрона.

Зависимости между его параметрами показывают, что молекулы в реальном газе взаимодействуют между собой и занимают определенный объем. Состояние реального газа часто на практике описывается обобщенным уравнением Менделеева - Клапейрона:

где p — давление; T — температура; Zr = Zr (p, T) — коэффициент сжимаемости газа; М — масса; R — газовая постоянная

Изотермы реальных газов

Для исследования поведения реального газа рассмотрим изотермы Ван-дер-вальса. Кривые зависимости р от V_m при заданны Т, определяемых уравнением Ван-дер-Вальса. Эти кривый для четырех различных температур имеют своеобразный характер. При высоких температурах изотерма реального газа отличается от изотермы идеального газа лишь некоторым искажением ее формы, оставаясь монотонно спадающей кривой. При некоторой температуре т критическая на изотерме имеется лишь ода точка перегиба, называемая критической точкой, в этой точке касательная к неи параллельна оси абсцисс.Следовательно в этой точке объем и давление называются также критическими. Состояние с критическими параметрами называется критическим состоянием. При нзких температурах изотермы имеют волнообразный участок, сначала опускаясь вниз, затем поднимаясь вверх и снова монотонно опускаясь.

Критическое состояние

При некоторой температуре т критическая на изотерме имеется лишь ода точка перегиба, называемая критической точкой, в этой точке касательная к неи параллельна оси абсцисс.Следовательно в этой точке объем и давление называются также критическими. Состояние с критическими параметрами называется критическим состоянием.

Сжижение газов

переход вещества из газообразного состояния в жидкое. С. г. достигается охлаждением их ниже критической температуры (Тк) и последующей конденсацией в результате отвода теплоты парообразования (конденсации). Охлаждение газа ниже ТК необходимо для достижения области температур, при которых газ может сконденсироваться в жидкость (при Т > ТК жидкость существовать не может).

Кривая фазового равновесия

Для наглядного изображения фазовых превращений используется диаграмма состояния, на которой в координатах р, Т задается зависимость между температурой фазового перехода и давления в виде кривых испарении (Ки), плавления (Кп) и сублимации(Кс), разделяющих поле диаграммы на три области, соответствующие условиям существования твердой (тт), жидкой (ж) и газообразной (г) фаз. Кривые на диаграмме называются кривыми фазового равновесия, каждая точка на них соответствует условиям равновесия двух существующих фаз: КП твердого тела и жидкости, КИ жидкости и газа, КС жидкости и газа.

11.2Тройная точка - точка, в которой пересекаются кривые фазового равновесия, называется тройной точкой. Она определяет условия одновременного равновесного существования трёх фаз вещества.

Закон Клапейрона-Клаузиуса

КЛАПЕЙРОНА-КЛАУЗИУСА УРАВНЕНИЕ, устанавливает связь между изменениями равновесных значений т-ры Т и давления р однокомпонентной системы (чистого в-ва) при фазовых переходах первого рода (плавлении, испарении, сублимации, полиморфных превращениях). Имеет вид:

где DV - изменение объема системы при фазовом переходе, L - теплота перехода. При равновесном переходе 1 моля в-ва из фазы 1 в фазу 2 при постоянных T и p (процесс изотермо-изобарический) L=H2-Н1 и DV=V2-Vl, где Н2, Hl, V2 и Vl - молярные энтальпии и объемы фаз 1 и 2 соответственно. Производная dp/dT рассчитывается как тангенс угла наклона касательной к кривой сосуществования фаз на фазовой р-Т диаграмме. При рассмотрении испарения и сублимации К.-клапейрона-клаузиуса уравнение обычно используют для изучения влияния т-ры на равновесное давление пара над жидкостью или твердым в-вом (определяют dp/dT); обратная величина dT/dp описывает влияние давления на т-ру кипения или сублимации.

Поверхностный слой

Если жидкая и газообразная фазы одного и того же вещества соприкасаются, возникают силы, которые стремятся уменьшить площадь поверхности раздела — силы поверхностного натяжения. Поверхность раздела ведёт себя как упругая мембрана, которая стремится стянуться.

Поверхностное натяжение может быть объяснено притяжением между молекулами жидкости. Каждая молекула притягивает другие молекулы, стремится " окружить" себя ими, а значит, уйти с поверхности. Соответственно, поверхность стремится уменьшится.

Поверхностная энергия

Для перемещения молекулы из глубины жидкости в поверхностный слой надо затоту. Эта работа совершается за счет кинетической энергии молекул и идет на увеличение их потенциалной энергии. Поэтому молекулы поверхностного слоя

Жидкости обладают большей потенциальной энергией, чем молекулы внутри жидкости. Эта дополнительная энергия, которой обладают молекулы в поверхностном слое жидкости, называется поверхностной энергией, пропорционально площади слоя

ДельтаЕ=сигма*дельтаS

Явление смачивания

Смачивание

Смачивание - поверхностное явление, возникающее при контакте жидкости с твёрдой поверхностью в присутствии пара, то есть на границах раздела трёх фаз.

Смачивание характеризует " прилипание" жидкости к поверхности и растекание по ней (или, наоборот, отталкивание и нерастекание). Различают три случая: несмачивание, ограниченное смачивание и полное смачивание.

Формула Лапласа

Капилярные явления

Адсорбция.

Адсорбция— процесс концентрирования вещества из объёма фаз на границе их раздела.

Физическая адсорбция

Причиной адсорбции являются неспецифические (то есть не зависящие от природы вещества) ван-дер-ваальсовы силы. Адсорбция, осложненная химическим взаимодействием между адсорбентом и адсорбатом, является особым случаем. Явления такого рода называют хемосорбцией и химической адсорбцией. «Обычную» адсорбцию в случае, когда требуется подчеркнуть природу сил взаимодействия, называют физической адсорбцией.

Количественно процесс физической мономолекулярной адсорбции в случае, когда межмолекулярным взаимодействием адсорбата можно пренебречь, описывается уравнением Ленгмюра:

где θ — доля площади поверхности адсорбента, занятая адсорбатом, α — адсорбционный коэффициент Ленгмюра, а P — концентрация адсорбтива.

Поскольку [S − P] = θ и, соответственно, [S * ] = 1 − θ, уравнение адсорбционного равновесия может быть записано следующим образом:

Ближний порядок в жидкостях

Электростатика.

Электростатическое поле.

Закон кулона

Напряженность и потенциал

Поле.

Полей.

Связь между напряженность и

Потенциалом поля

Силовые линии)

Ма Остраградского – Гаусса

Поле двух параллельных разноименно заряженных плоскостей.

Поле разноименно заряженной сферической поверхности

Поле объемно заряженного шара

Поля бесконечно заряженного цилиндра(нити)

Электроемкость

Электроекость – характеристика проводника, его способность удерживать электрический заряд. Это коэф. пропорциональности между потенциалом и зарядом

Зависит от формы, размеров проводника и диэлектрической проницаемости среды.

Теплоемкость шара

Конденсаторы

Оединения конденсаторов

Емкость плоского коненсатора

Последовательное соединение

Параллельное соединение

Ия электрического поля

Объемная плотность

Если поле однородное, то заключенная в нем энергия распред. В пространстве с пост. Плотностью омега, равная энергия поля деленная на занимаемый полем объем