Содержание
- 2. так как , то т.е. ΔSц.к.= 0 или т.е. S – константа. Это выражение называют равенство
- 3. Таким образом ΔSнеобр > 0 или Это называют – неравенство Клаузиуса. При любом необратимом процессе в
- 4. 5. Второе начало термодинамики Термодинамика, как мы уже поняли, это наука о тепловых процессах, о превращении
- 5. Рассмотрим схему теплового двигателя. От термостата с более высокой температурой Т1, называемого нагревателем за цикл отнимается
- 6. Невозможно создание вечного двигателя Второго рода подтверждается вторым началом термодинамики: 1. Невозможен процесс, единственным результатом которого
- 7. Энтропия замкнутой системы при любых, происходивших в ней процессах, не может убывать (или увеличиваться или оставаться
- 8. 6. Свободная и связанная энергии Как мы только что записали, в обратимом процессе: δA= -(dU -
- 9. Т.е. Аизот=F1–F2, следовательно, свободная энергия есть та работа, которая могло бы совершить тело в обратимом изотермическом
- 10. В термодинамике есть еще понятие – энергетическая потеря в изолированной системе где Tmin − температура окружающей
- 11. 7. Статистический смысл энтропии Посмотрим на энтропию с другой стороны. Макросостояние – это состояние вещества характе-ризующее
- 12. Состояние макроскопического тела (т. е. тела, образованного огромным количеством молекул) может быть задано с помощью объема,
- 13. Начнем со случая, когда полное число молекул равно четырем (рис. 1). Каждая молекула с равной вероятностью
- 14. Таблица 1
- 15. Из рассмотренного примера вытекает, что все микросостояния данной системы равновероятны, вследствие чего статистический вес оказывается пропорциональным
- 16. Домножив и разделив это число на (N-n)!, получим выражение Однако не все z способов приводят к
- 17. (27.2) Легко убедиться в том, что Ω(2,4-2) = 6, а Ω(1,4-1) = 4 (см. табл. 1).
- 18. Случайные отклонения значений какой-либо физической величины х от ее среднего значения называются ф л у к
- 19. Вычислим на основании данных табл. 1 относительную флуктуацию числа молекул в левой половине сосуда. В табл.
- 20. Составив пропорцию, аналогичную (27.7), для N-4 и N=1020, получим относительную флуктуацию (о. ф.) числа молекул в
- 21. Система, находящаяся в равновесном состоянии, время от времени самопроизвольно отклоняется от равновесия. Однако эти отклонения являются
- 28. Термодинамической вероятностью или статисти-ческим весом макросостояния W − называется число макросостояний, которым она может быть осуществлена
- 29. Вероятность сложного события, есть W =W1∙W2, где W1 – первое состояние; W2 – второе состояние. Поэтому
- 30. Например, в ящике черные и белые шары. Они порознь, есть порядок и W невелика. После встряхивания
- 31. На этих рассуждениях Клаузиус в 1877 году и выдвинул гипотезу о тепловой смерти Вселенной (о ней
- 32. 8. Третье начало термодинамики Первое и Второе начало термодинамики не позволяет определить значение энтропии при абсолютном
- 33. Обычно его формулируют следующим образом: энтропия любой равновесной системы при абсолютном нуле температуры может быть равна
- 34. При T = 0, внутренняя энергия и тепловая функция системы прекращают зависеть от температуры, кроме того
- 35. Третье начало термодинамики иногда формулируют следующим способом: при абсолютном нуле температуры любые изменения термодинамической системы происходят
- 36. Следствием Третьего начала является, то что невозможно охладить тело до абсолютного нуля (принцип недостижимости абсолютного нуля
- 37. Лекция 29. Реальные газы Реальные газы Уравнение Ван-дер-Ваальса Изотермы уравнения Ван-дер- Ваальса Внутренняя энергия газа Ван-дер-Ваальса
- 38. 7.1. Реальные газы Как известно, уравнение состояния устанавливает функциональную связь между давлением Р, объемом V, температурой
- 39. Самым простым и известным уравнением состояния является уравнение состояния идеального газа: , где R – универсальная
- 40. Для газов с низкой температурой сжиже-ния (He, H2, Ne и даже N2, O2, Ar, CO, CH4)
- 41. Наибольшее распространение вследствие простоты и физической наглядности получило уравнение Ван-дер-Ваальса (1873). Первая поправка в уравнении состояния
- 42. При понижении температуры межмолекулярное взаимодействие в реальных газах приводит к конденсации (образование жидкости). Межмолекулярное притяжение эквивалентно
- 43. Ван-дер-Ваальс в 1873 г. Дал функциональную интерпретацию внутреннего давления. Согласно модели Ван-дер-Ваальса, силы притяжения между молекулами
- 44. С учетом этих соображений уравнение состояния идеального газа преобразуется в уравнение Ван-дер-Ваальса: , или для одного
- 45. Помимо Нобелевской премии, Ван-дер-Ваальс получил почетную докторскую степень Кембриджского университета. Кроме того, он являлся членом Нидерландской
- 46. Реальные газы – газы, свойства которых зависят от взаимодействия молекул. В обычных условиях, когда средняя потенциальная
- 47. Я.Д. Ван-дер-Ваальс для объяснения свойств реальных газов и жидкостей, предположил, что на малых расстояниях между молекулами
- 48. Ориентационные силы действуют между полярными молекулами – молекулами, обладающими дипольными или квадрупольными моментами. Сила притяжения между
- 49. Рисунок 7.1
- 50. Среднее значение потенциальной энергии ориентационного межмолекулярного взаимодействия равно Uор(r) ~ Р1 Р2 r−6, где p1, p2
- 51. Индукционные (поляризационные) силы действуют между полярной и неполярной молекулами, а также между полярными молекулами. Полярная молекула
- 52. Индукционные силы убывают по тому же закону, что и ориентационные F инд ~ r –7. Дисперсионное
- 53. Данное взаимодействие называется дисперсионным, его энергия определяется поляризуемостью молекул α1, α2: U(r) ~ α1α2 r –6,
- 54. Отметим, что все три силы и энергии одинаковым образом убывают с расстоянием F = Fор +
- 55. Силы отталкивания действуют между молекулами на очень малых расстояниях, когда происходит взаимодействие электронных оболочек атомов, входящих
- 56. К хорошему согласию с данными экспериментов приводит допущение, что потенциальная энергия сил отталкивания возрастает с уменьшением
- 57. U( r) = – ar –6 + br –12 Рисунок 7.2
- 58. Глубина потенциала равна U(rmin) = –a2/4b при rmin = (2b/a)1/6 – расстоянии, соответствующем наибольшей энергии связи
- 59. 7.2. Уравнение Ван-дер-Ваальса Уравнение Ван-дер-Ваальса – одно из первых уравнений состояния реального газа, которое было предложено
- 60. Учтем влияние конечных размеров молекул на уравнение состояния реального газа. Давление определяется средней кинетической энергией теплового
- 61. В результате в сосуде, содержащем N молекул конечных размеров, область объемом (N/2)4π(2r)3/3 = 4NVмолек (Vмолек =
- 62. Объем, доступный точечным молекулам, будет равен V − b, а давление, оказываемое на стенки сосуда, определяется
- 63. Для ν = m/μ молей газа уравнение состояния газа с учетом конечного размера молекул примет вид
- 64. Рассмотрим теперь влияние сил притяжения на уравнение состояния идеального газа. Будем считать для простоты частицы газа
- 65. Это обусловлено тем, что в то время как в объеме газа действие сил притяжения между молекулами
- 66. Рисунок 7.3
- 67. Дополнительное внутреннее давление пропорционально числу частиц, приходящихся на единицу площади границы nS и силе взаимодействия этих
- 68. В результате избыточное внутреннее давление Pi (i − intrinsic) будет пропорционально квадрату концентрации числа частиц Pi
- 69. С учетом внутреннего давления уравнение состояния примет вид P + Pi = nkT. Причем давление Pi
- 70. Полученное уравнение с учетом выражения для Pi переходит в новое уравнение состояния реального газа при наличии
- 71. Данное уравнение справедливо при условии νb
- 72. Константы Ван-дер-Ваальса и критические данные Таблица 7.1.
- 73. Примечание. Константы а и b выбраны таким образом, чтобы получить оптимальное согласование уравнения Ван-дер-Ваальса с измеренными
- 74. 7.3. Изотермы уравнения Ван-дер-Ваальса Проанализируем изотермы уравнения Ван-дер-Ваальса – зависимости Р от V для реального газа
- 75. Поскольку данное уравнение имеет третью степень относительно V, а коэффициенты при V действительны, то оно имеет
- 76. Рисунок 7.4
- 77. Изотерма при Ткр, которая разделяет немонотонные T Tкр изотермы, соответствует изотерме при критической температуре. При температуре
- 78. При температуре газа ниже критической такая однозначность исчезает, а это означает возможность перехода вещества из газообразного
- 79. При квазистатическом сжатии, начиная с точки G, система распадается на 2 фазы – жидкость и газ,
- 80. Критическую точку K мы определили как точку перегиба критической изотермы, в которой касательная к изотерме горизонтальна
- 81. 7.4. Внутренняя энергия газа Ван-дер-Ваальса Энергия одного моля газа Ван-дер-Ваальса слагается из внутренней энергии молекул, составляющих
- 82. Потенциальная энергия притяжения молекул равна работе, необходимой для разведения молекул на бесконечное расстояние друг от друга.
- 83. Знак «минус» указывает на то, что между молекулами действуют силы притяжения; Vm – молярный объем, Vm
- 84. Принципиальное значение уравнения Ван-дер-Ваальса определяется следующими обстоятельствами: 1) уравнение было получено из модельных представлений о свойствах
- 85. Причиной недостаточной точности уравнения Ван-дер-Ваальс считал ассоциацию молекул в газовой фазе, которую не удается описать, учитывая
- 87. Скачать презентацию