Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
Термодинамическая вероятность W состояния тела или системы
— это число способов, которыми может быть реализовано данное конкретное термодинамическое состояние (макросостояние). Иначе говоря, это число всевозможных микрораспределений частиц по координатам и скоростям (микросостояний), которыми может быть осуществлено данное макросостояние. Формула Больцмана: S = klnW где k —постоянная Больцмана. Энтропия системы определяется логарифмом числа микросостояний, с помощью которых может быть реализовано данное макросостояние. Энтропия является мерой неупорядоченности системы, — чем больше число микросостояний, реализующих данное макросостояние, тем больше энтропия.
44. Принцип возрастания энтропии. Все процессы в замкнутой системе ведут к увеличению её энтропии. В замкнутой системе идут в направлении от менее вероятных состояний к более вероятным, до тех пор, пока вероятность состояния не станет максимальной. В состоянии равновесия — наиболее вероятного состояния системы — число микросостояний максимально, при этом максимальна и энтропия. 45. Второе начало термодинамики.
Первое начало термодинамики выражает закон сохранения и превращения энергии применительно к термодинамическим процессам. Второе начало термодинамики определяет направление протекания термодинамических процессов, указывая, какие процессы в природе возможны, а какие — нет. Существуют ещё две формулировки второго начала термодинамики, эквивалентных закону возрастания энтропии: 1) по Кельвину: невозможен круговой процесс, единственным результатом которого является превращение теплоты, полученной от нагревателя, в эквивалентную ей работу; 2) по Клаузиусу: невозможен круговой процесс, единственным результатом которого является передача теплоты от менее нагретого тела к телу более нагретому.
46.Третье начало термодинамики.
Теплоемкости Cv и Сp при Т = 0 К равны нулю, поскольку:
47.Тепловые двигатели и холодильные машины. Тепловой двигатель — это периодически действующий двигатель, совершающий работу за счет полученной извне теплоты. Термостатом называется термодинамическая система, которая может обмениваться теплотой с телами практически без изменения собственной температуры. Рабочее тело — это тело, совершающее круговой процесс и обменивающееся энергией с другими телами. Принцип работы теплового двигателя: от термостата с более высокой температурой Т1, называемого нагревателем, за цикл отнимается количество теплоты Q1, а термостату с более низкой температурой Т2, называемому холодильником, за цикл передается количество теплоты Q2, при этом совершается работа A = Q1 -Q2. Термический КПД двигателя:
Чтобы КПД был равен 1, необходимо, чтобы Q2=0, а это запрещено вторым началом термодинамики. Процесс, обратный происходящему в тепловом двигателе, используется в холодильной машине: от термостата с более низкой температурой Т2 за цикл отнимается количество теплоты Q2 и отдается термостату с более высокой температурой Т1 > Т1. При этом Q = Q1 - Q2 = А или Q1= Q2 + A Количество теплоты Q1, отданное системой термостату Т1, больше количества теплоты Q2, полученного от термостата Т2 на величину работы, совершенной над системой. Эффективность холодильной машины характеризует холодильный коэффициент η ’ — отношение отнятой от термостата с более низкой температурой количества теплоты Q2 к работе А, которая затрачивается на приведение холодильной машины в действие:
48. Теорема Карно
Наиболее экономичный обратимый круговой процесс, состоящий из двух изотерм и двух адиабат. Рассмотрим прямой цикл Карно, в котором в качестве рабочего тела используется идеальный газ, заключенный в сосуд с подвижным поршнем. Последовательные термодинамические процессы в цикле Карно
1-изотерма-2-адиабата-3-изотерма-4-адиабата-1:
Работа, совершаемая в результате кругового процесса, A = A12 + A23+A34 + A41=Q1 + А23 -Q2+ А23 = Q1-Q2 Для адиабат 2-3 и 4-1 уравнения Пуассона: откуда V1/V2=V3/V4. Используя это, термический КПД цикла Карно: действительно определяется только температурами нагревателя и холодильника.
При рассмотрении реальных газов необходимо учитывать собственный объем молекул и силы межмолекулярного взаимодействия. Силы межмолекулярного взаимодействия — короткодействующие — они проявляются на расстояниях менее 10-9м. Сила взаимодействия молекул — это равнодействующая сил притяжения Fп (они преобладают на больших расстояниях) и сил отталкивания Fо (они доминируют на малых расстояниях). На расстоянии r = rо эти силы уравновешивают друг друга и F = 0. Таким образом, расстояние го — это равновесное расстояние между молекулами, на котором бы они находились в отсутствие теплового движения. Потенциальная энергия взаимодействия молекул U минимальна в состоянии устойчивого равновесия при r = rо. Соотношение между Uтin и kT является критерием различных агрегатных состояний. Umin определяет работу, которую нужно совершить против сил притяжения, чтобы разъединить молекулы, находящиеся в равновесии (r = ro). kТ определяет удвоенную среднюю энергию, приходящуюся на одну степень свободы теплового движения молекул. При Umin< < kТ вещество находится в газообразном состоянии, т.к. тепловое движение молекул препятствует соединению (конденсации) молекул. При Umin > > kТ вещество находится в твердом состоянии, т.к. тепловой энергии недостаточно, чтобы " оторвать" молекулы друг от друга. При Umin ≈ кТ вещество находится в жидком состоянии, т.к. в результате теплового движения молекулы перемещаются в пространстве, обмениваясь местами, но не расходясь на расстояния, превышающие ro.
50.Уравнение Ван-дер-Ваальса. Внесем в уравнение состояния идеального газа поправки, учитывающие собственный объем молекул и силы межмолекулярного взаимодействия.
Фактический объем реального газа будет , где b — объем, занимаемый самими молекулами. Две молекулы радиуса r не могут сблизиться на расстояние меньше 2r, следовательно, для центров двух молекул недоступен сферический объем радиуса 2r. Этот объем bв восемь раз больше объема одной молекулы и в расчете на одну молекулу равен учетверенному объему молекулы. Учет сил межмолекулярного притяжения осуществляется введением дополнительного давления р’ на газ, называемого внутренним давлением: , где a— постоянная Ван-дер-Ваальса. Уравнение Ван-дер-Ваальса для моля газа — уравнение состояния реальных газов: . Для произвольной массы газа: , где 51. Изотермы реальных газов. Изотерма реального газа представляет собой зависимость молярного объема газа от давления при постоянной температуре. При высоких температурах (Т> Тk) изотерма реального газа отличается от изотермы идеального газа только некоторым искажением формы. При некоторой температуре Тk— критической температуре — на изотерме появляется точка перегиба К — критическая точка. Соответствующие этой точке объем Vk и давление рк называются критическими. Изотерма при Тk называется критической изотермой. При Т < Тk уравнению Ван-дер-Ваальса соответствует кривая 1-2-3-4-5-6-7. Однако, на участке 5-3 сжатие вещества сопровождается уменьшением давления, следовательно в этой области вещество распадается на две фазы — жидкость и пар. Фаза — совокупность всех частей системы, обладающих одинаковым химическим составом и находящихся в одинаковом термодинамическом состоянии Истинные докритические изотермы реального газа имеют вид 1-2-6-7 и являются кривыми непрерывного перехода вещества из газообразного состояния (Г) (участок 6-7) в жидкое (Ж) (участок 2-1). Участок 6-2 соответствует равновесному сосуществованию жидкости и газа. Вещество в газообразном состоянии при температуре ниже критической называется паром (П), а пар, находящийся в равновесии со своей жидкостью, называется насыщенным (Ж + П). Пар при изотермическом сжатии претерпевает процесс сжижения. Газ при температурах Т> Тk не может быть превращен в жидкость ни при каком давлении (Г). При некоторых условиях могут быть реализованы метастабильные состояния 5-6 и 2-3. Участок 2-3 изображает перегретую жидкость, 5-6 — пересыщенный пар.
52. Внутренняя энергия реального газа. Внутренняя энергия реального газа складывается из кинетической энергии теплового движения молекул (CVT) и потенциальной энергии межмолекулярного взаимодействия Если газ расширяется без теплообмена с окружающей средой (адиабатически, т.е. δ Q = 0) и не совершает работы (так называемое расширение газа в вакуум, т.е. δ А = 0), из первого начала термодинамики (δ Q = (U2-U1) + δ A) следует, что: U1=U2. |
Последнее изменение этой страницы: 2017-05-05; Просмотров: 368; Нарушение авторского права страницы