Молекулярна физика

Основни понятия
Количеството на веществото се измерва в молове (n).
n е броят на моловете
1 мол е равен на количеството вещество на система, съдържаща толкова частици, колкото има атоми в 0,012 kg въглерод. Броят на молекулите в един мол от веществото е числено равен на константата на Авогадро N A.

NA = 6,022 1023 1 / mol.

1 мол от всеки газ при нормални условия заема обем
V=2,24 10-2 m3.
M - моларна маса (молна маса) - стойност, равна на съотношението на масата на вещество m към количеството вещество n:

m o - масата на една молекула, m - масата на поетото количество вещество

е броят на молекулите в даден обем.

Идеален газ. Основно уравнение на молекулярно-кинетичната теория.

Основното уравнение на молекулярно-кинетичната теория на газа е уравнението:

,

P е налягането на газа върху стените на съда,
n е концентрацията на молекулите,

Средна квадратна скорост на молекулите.

Налягането на газа p може да се определи по формулите:

,

Средната кинетична енергия на транслационното движение на молекулите,

T е абсолютната температура,
K=1,38 10-23 J/K - константа на Болцман.

,

Където \u003d 8,31 J / mol × K, R е универсалната газова константа
Т=373+t o С, t o С – температура в Целзий.
Например, t=27 o C, T=273+27=300 K.
смес от газове
Ако обемът V съдържа не един газ, а смес от газове, тогава налягането на газа p се определя от закона на Далтон: сместа от газове упражнява налягане върху стените, равно на сумата от наляганията на всеки от газовете, взети поотделно :

- натиск, упражняван върху стените от 1-вия газ p1, втория p2 и т.н.

N е броят на моловете от сместа,

Уравнение на Клапейрон-Менделеев, изопроцеси.

Състоянието на идеалния газ се характеризира с налягане p, обем V, температура T.
[p]=Паскал (Pa), [V]=m3, [T]=Келвин (K).
Уравнението на състоянието за идеален газ е:

, за един мол газ const=R е универсалната газова константа.

- уравнението на Менделеев-Клапейрон.

Ако масата m е постоянна, тогава различните процеси, протичащи в газовете, могат да бъдат описани със закони, произтичащи от уравнението на Менделеев-Клапейрон.

1. Ако m=const, T=const е изотермичен процес.

Уравнение на процеса:

График на процеса:

2. Ако m=const, V=const е изохоричен процес.

Уравнение на процеса: .

График на процеса:

3. Ако m=const, p=const е изобарен процес.

Уравнение на процеса:

График на процеса:

4. Адиабатен процес – процес, който протича без топлообмен с околната среда. Това е много бърз процес на разширяване или компресиране на газ.

Наситена пара, влажност.

Абсолютната влажност е налягането p на водната пара, съдържаща се във въздуха при дадена температура.
Относителната влажност е съотношението на налягането p на водната пара, съдържаща се във въздуха при дадена температура, към налягането p на наситената водна пара при същата температура:

p o - таблична стойност.
Точката на оросяване е температурата, при която водните пари във въздуха стават наситени.

Термодинамика

Термодинамиката изучава най-общите модели на преобразуване на енергия, но не взема предвид молекулярната структура на материята.
Всяка физическа система, състояща се от огромен брой частици - атоми, молекули, йони и електрони, които извършват произволно топлинно движение и обменят енергия при взаимодействие помежду си, се нарича термодинамична система. Такива системи са газове, течности и твърди вещества.

Вътрешна енергия.

Термодинамичната система има вътрешна енергия У. Когато една термодинамична система преминава от едно състояние в друго, нейната вътрешна енергия се променя.
Промяната във вътрешната енергия на идеалния газ е равна на промяната в кинетичната енергия на топлинното движение на неговите частици.
Промяна на вътрешната енергия D Упо време на прехода на системата от едно състояние в друго не зависи от процеса, чрез който е направен преходът.
За едноатомен газ:

- температурна разлика в края и началото на процеса.

Промяната на вътрешната енергия на системата може да настъпи поради два различни процеса: върху системата се извършва работа A/ и към нея се предава топлина Q.

Работа в термодинамиката.

Работата зависи от процеса, чрез който е извършен преходът на системата от едно състояние в друго. С изобарен процес (p=const, m=const): ,

Разликата между обемите в края и в началото на процеса.

Работата, извършена върху системата от външни сили, и работата, извършена от системата срещу външни сили, са равни по големина и противоположни по знак: .

Първият закон на термодинамиката.

Законът за запазване на енергията в термодинамиката се нарича първи закон на термодинамиката.
Първият закон на термодинамиката:

A / - работа, извършена върху системата от външни сили,
A е работата, извършена от системата

Разликата между вътрешните енергии на крайното и първоначалното състояние.

Първият закон на термодинамиката.

Първият закон на термодинамиката е формулиран по следния начин: количеството топлина (Q), предавано на системата, отива за увеличаване на вътрешната енергия на системата и за извършване на работа върху външни тела от системата.
Нека приложим първия закон на термодинамиката към различни изопроцеси.
а) Изотермичен процес (T=const, m=const).
От тогава , т.е. няма промяна във вътрешната енергия, така че:

- цялата топлина, предавана на системата, се изразходва за работата, извършена от системата срещу външни сили.

Б) Изохоричен процес (V=const, m=const).
Тъй като обемът не се променя, работата на системата е 0 (A=0) и - цялата топлина, предавана на системата, се изразходва за промяна на вътрешната енергия.
в) Изобарен процес (p=const, m=const).

г) Адиабатен процес (m=const, Q=0).

Работата се извършва от системата чрез намаляване на вътрешната енергия.

ефективност на топлинния двигател.

Топлинният двигател е периодично работещ двигател, който извършва работа поради количеството топлина, получена отвън. Топлинният двигател трябва да се състои от три части: 1) работният флуид - газ (или пара), с чието разширяване се извършва работа; 2) нагревател - тяло, в което поради топлообмен работният флуид получава количеството топлина Q1; 3) хладилник (околна среда), отнемащ количеството топлина Q2 от газа.
Нагревателят периодично повишава температурата на газа до T1, а хладилникът я понижава до T2.
Съотношението на полезната работа А, извършена от машината, към количеството топлина, получена от нагревателя, се нарича ефективност на машината h:

Ефективност на идеалния топлинен двигател:

Т1 – температура на нагревателя,
T2 е температурата на хладилника.

- за идеален топлинен двигател.

ТЕСТОВЕ

Отговори и решения

1. Мол от всяко вещество съдържа същия брой молекули, равен на броя на Авогадро:
2. Нека напишем уравнението на Менделеев-Клапейрон за две състояния с p=const и m=const, т.к. процесът на преход от едно състояние в друго е изобарен: (1) (2) Разделяме (1) на (2), получаваме: - уравнение на изобатичен процес.
3. 
4. За да определим температурата, прилагаме уравнението на Менделеев-Клапейрон. От графиката: за състояние А - , за състояние B - . , от първото уравнение -, тогава - .
5. налягане на сместа . Записваме уравнението на изотермичния процес:, - налягане на газа след разширение.
6. За да решим проблема, ние записваме първия закон на термодинамиката. За изобарен процес:. За изохорния процес:. Защото Cp е специфичната топлина при постоянно налягане, CV е топлинният капацитет при постоянен обем. Защото , , т.е.
7. - Първият закон на термодинамиката. По условието Q=A, т.е. делта У\u003d 0, което означава, че процесът протича при постоянна температура (процесът е изотермичен).
8. A 1 - числено равно на площта на фигурата A 1 B,. Защото по-малко от останалите области, тогава работата A 1 е минимална.

Онлайн курс може да бъде сертифициран.

Курсът се занимава с ключови понятия и методи на термодинамиката и молекулярната физика като част от курса по обща физика, който се дава на студенти от Московския физико-технически институт. На първо място се въвеждат основните термодинамични величини, понятия и постулати. Разгледани са основните термодинамични отношения. Отделни лекции са посветени на теорията на фазовите преходи, газовия модел на Ван дер Ваалс и повърхностните явления. Дадени са основните понятия на статистическата физика: микро- и макросъстояние на системата, функция на дял, функции на разпределение и др. Обсъждат се разпределенията на Максуел, Болцман, Гибс. Представени са елементи от теорията за топлинния капацитет на газовете. Извеждат се изрази за флуктуациите на основните термодинамични величини. Даден е описанието на молекулярните процеси в газовете: процеси на пренос, дифузия и топлопроводимост.

Относно курса

Онлайн курсът съдържа обсъждане на основни физични въпроси, анализ на проблеми, демонстрации на физически експерименти, без които е невъзможно дълбокото разбиране на общата физика. За успешно овладяване на онлайн курса е желателно студентът да знае курса по обща физика: "Механика" и да овладее основите на математическия анализ, да познава основите на линейната алгебра и теорията на вероятностите.

Форматиране

Онлайн курсът съдържа теоретичен материал, демонстрации на ключови термодинамични експерименти, необходими за правилното разбиране на явленията, анализ на решения на типични проблеми, упражнения и задачи за самостоятелно решаване

Седмата, тринадесетата и осемнадесетата седмица съдържат контролни задачи за проверка.

Програма на курса

седмица 1
Основни понятия на молекулярната физика и термодинамиката: предмет на изследване, неговите характерни особености. Проблеми на молекулярната физика. Уравнения на състоянието. Налягането на идеалния газ като функция от кинетичната енергия на молекулите. Връзка между температурата на идеалния газ и кинетичната енергия на неговите молекули. Закони на идеалните газове. Уравнения на състоянието за идеален газ. Квазистатични, обратими и необратими термодинамични процеси. Нулево начало на термодинамиката. Работа, топлина, вътрешна енергия. Първият закон на термодинамиката. Топлинен капацитет. Топлинен капацитет на идеални газове при постоянен обем и постоянно налягане, уравнение на Майер. Адиабатни и политропни процеси. Политропно уравнение за идеален газ. Адиабатни и политропни процеси. Независимост на вътрешната енергия на идеалния газ от обема.

Седмица 2
Вторият закон на термодинамиката. Формулировки на второто начало. Термична машина. Определяне на ефективността на топлинен двигател. Цикъл на Карно. Теорема на Карно. неравенство на Клаузиус. Максималната ефективност на цикъла на Карно в сравнение с други термодинамични цикли. Хладилна машина. Ефективност на охладителя. Топлинна помпа. Ефективността на термопомпа, работеща по цикъла на Карно. Връзката между коефициентите на ефективност на термопомпата и охладителя.

Седмица 3
Термодинамично определение на ентропията. Закон за увеличаване на ентропията. Ентропия на идеален газ. Ентропия в обратими и необратими процеси. Адиабатно разширение на идеален газ във вакуум. Комбинираното уравнение на първия и втория закон на термодинамиката. Трети закон на термодинамиката. Промяна в ентропията и топлинния капацитет, когато температурата се доближи до абсолютната нула.

Седмица 4
Термодинамични функции. Свойства на термодинамичните функции. Максимум и минимум работа. Трансформации на термодинамични функции. Отношенията на Максуел. Зависимост на вътрешната енергия от обема. Зависимост на топлинния капацитет от обема. Съотношението между CP и CV. Топлофизични свойства на твърдите тела. Термодинамика на деформация на твърди тела. Промяна на температурата при адиабатно разтягане на еластична пръчка. Топлинно разширение като следствие от анхармоничността на трептенията в решетката. Коефициент на линейно разширение на пръта.

Седмица 5
Условия на термодинамично равновесие. Фазови трансформации. Фазови преходи от първи и втори вид. химичен потенциал. Условие на фазово равновесие. Крива на фазовото равновесие. Уравнение на Клаузиус – Клапейрон. Диаграма на състоянието на двуфазна система "течност-пара". Зависимост на топлината на фазовия преход от температурата. Критична точка. Тройна точка. Диаграма на състоянието "лед-вода-пара". повърхностни явления. Повърхностна термодинамика. Свободна енергия на повърхността. ръбови ъгли. Намокряне и ненамокряне. формула на Лаплас. Зависимост на налягането на парите от кривината на повърхността на течността. Кипене. Ролята на ядрата в образуването на нова фаза.

Седмица 6
Газът на Ван дер Ваалс като модел на истински газ. Газови изотерми на Ван дер Ваалс. метастабилни състояния. прегрята течност и преохладени пари. Правилото на Максуел и правилото на лоста. Критичните параметри и редуцираното газово уравнение на Ван дер Ваалс. Вътрешна енергия на ван дер Ваалс газ. Газоадиабатно уравнение на Ван дер Ваалс. Ентропия на газа на ван дер Ваалс. Скоростта на звука в газове. Скоростта, с която газът изтича от отвора. Ефект на Джаул-Томсън. Адиабатно разширение, дроселиране. Получаване на ниски температури.

Седмица 7
Проверка

Седмица 8
Динамични и статистически закономерности. Макроскопични и микроскопични състояния. фазово пространство. Елементи на теорията на вероятностите. състояние на нормализиране. Средни стойности и дисперсия. Закон за биномиално разпределение. Поасоново разпределение. Гаусово разпределение.

Седмица 9
Разпределения на Максуел. Разпределение на частиците по компоненти на скоростта и абсолютни стойности на скоростта. Най-вероятни, средни и rms скорости. Енергийните разпределения на Максуел. Средният брой удари на молекули, сблъскващи се за единица време с една област. Средна енергия на молекулите, които излизат във вакуум през малък отвор в съд.

Седмица 10
Разпределение на Болцман в еднородно силово поле. барометрична формула. Микро и макро състояния. Статистическо тегло на макросъстояние. Статистическо определение на ентропията. Ентропия при смесване на газове. Парадокс на Гибс. Представяне на разпределението на Гибс. Функция на разделяне и нейното използване за намиране на вътрешна енергия. Статистическа температура.

Седмица 11
флуктуации. Средни стойности на енергията и дисперсията (средно-квадратната флуктуация) на енергията на частиците. Флуктуации на термодинамични величини. Температурни колебания във фиксиран обем. Флуктуация на обема при изотермични и адиабатни процеси. Флуктуации на адитивни физически величини. Зависимост на флуктуациите от броя на частиците, съставляващи системата.

Седмица 12
Топлинен капацитет. Класическа теория на топлинните мощности. Законът за равномерното разпределение на енергията на топлинното движение по степени на свобода. Топлинен капацитет на кристалите (закон на Дюлонг-Пети). Елементи на квантовата теория на топлинните мощности. Характерни температури. Зависимост на топлинния капацитет от температурата.

Седмица 13
Сблъсъци. Ефективно газокинетично напречно сечение. Дължина на свободния път. Разпределение на молекулите по дължини на свободния път. Броят на сблъсъците между молекулите. Транспортни явления: вискозитет, топлопроводимост и дифузия. Закони на Фик и Фурие. Коефициенти на вискозитет, топлопроводимост и дифузия в газове.

Седмица 14
Брауново движение. мобилност. Закон на Айнщайн-Смолуховски. Връзка между подвижността на частиците и коефициента на дифузия. Транспортни явления в разредени газове. Ефект на Кнудсен. Излив. Потокът на разреден газ през права тръба.

Седмица 15
Проверка

Резултати от обучението

В резултат на изучаването на дисциплината "Термодинамика", студентът трябва:

• Зная:
  • основни понятия, използвани в молекулярната физика, термодинамиката;
  • значението на физическите величини, използвани в молекулярната физика, термодинамиката;
  • уравнения на състоянието за идеален газ и ван дер Ваалс газ;
  • разпределения на Болцман и Максуел, законът за равномерно разпределение на енергията по степени на свобода;
  • нулев, първи, втори и трети закон на термодинамиката, неравенството на Клаузиус, закон за увеличаване на ентропията;
  • условия на стабилно термодинамично равновесие;
  • уравнението на Клаузиус-Клапейрон;
  • формула на Лаплас;
  • уравнения, описващи процеси на пренос (дифузия, вискозитет, топлопроводимост);
• да можете да:
  • използват основните положения на молекулярно-кинетичната теория на газовете за решаване на задачи;
  • използват законите на молекулярната физика и термодинамиката при описване на равновесните състояния на топлинните процеси и процесите на пренос;
• Собствен:
  • методи за изчисляване на параметрите на състоянието на материята;
  • методи за изчисляване на работата, количеството топлина и вътрешната енергия;

Формирани компетенции

• способност за анализиране на научни проблеми и физически процеси, за използване на практика на фундаменталните знания, придобити в областта на природните науки (ОК-1)
• способност за овладяване на нови въпроси, терминология, методология и овладяване на научни знания, умения за самообучение (ОК-2)
• способност да прилагат в професионалните си дейности знанията, придобити в областта на физико-математическите дисциплини (PC-1)
• способността да се разбира същността на задачите, поставени в хода на професионалната дейност, и да се използва подходящата физико-математична апаратура за тяхното описване и решаване (PC-3)
• способност за използване на знания в областта на физико-математическите дисциплини за по-нататъшно развитие на дисциплини в съответствие с профила на обучение (PC-4)
• способност за прилагане на теорията и методите на математиката, физиката и компютърните науки за изграждане на качествени и количествени модели (PC-8)

Молекулярната физика и термодинамиката са по същество две различни по своите подходи, но тясно свързани науки, които се занимават с едно и също нещо – изследване на макроскопичните свойства на физическите системи, но с напълно различни методи.

Молекулна физика Молекулярната физика или молекулярно-кинетична теория се основава на определени идеи за структурата на материята. – За установяване на законите на поведението на макроскопичните системи, състоящи се от огромен брой частици, в молекулярната физика се използват различни модели на материята, например модели на идеален газ. Молекулярната физика е статистическа теория, физика, тоест теория, която разглежда поведението на системи, състоящи се от огромен брой частици (атоми, молекули), въз основа на вероятностни модели. Тя се стреми, на базата на статистически подход, да установи връзка между експериментално измерените макроскопски величини (налягане, обем, температура и др.) и стойностите на микроскопичните характеристики на частиците, включени в микроскопските характеристики на система (маса, импулс, енергия и др.) .

Термодинамика За разлика от молекулярно-кинетичната теория, термодинамиката, когато изучава термодинамичните свойства на макроскопичните системи, не разчита на никакви идеи за молекулярната структура на веществото. Термодинамиката е феноменологична наука. - Прави заключения за свойствата на материята въз основа на закони, установени от опита, като например закона за запазване на енергията. Термодинамиката оперира само с макроскопични величини (налягане, температура, обем и др.), които се въвеждат на базата на физически експеримент.

И двата подхода – термодинамичен и статистически – не си противоречат, а се допълват. Само комбинираното използване на термодинамика и молекулярно-кинетична теория може да даде най-пълна картина на свойствата на системите, състоящи се от голям брой частици.

Молекулна физика Молекулярно-кинетичната теория е изучаването на структурата и свойствата на материята въз основа на концепцията за съществуването на атоми и молекули като най-малките частици от химични вещества.

Молекулярно-кинетична теория Основни положения на МКТ 1. Всички вещества – течни, твърди и газообразни – се образуват от най-малките частици – молекули, които сами по себе си се състоят от атоми („елементарни молекули“). Молекулите на химично вещество могат да бъдат прости и сложни, т.е. да се състоят от един или повече атоми. Молекулите и атомите са електрически неутрални частици. При определени условия молекулите и атомите могат да придобият допълнителен електрически заряд и да се превърнат в положителни или отрицателни йони. 2. Атомите и молекулите са в непрекъснато хаотично движение, което се нарича топлинно движение 3. Частиците взаимодействат помежду си чрез сили, които са електрически по природа. Гравитационното взаимодействие между частиците е незначително.

Молекулярно-кинетична теория Най-яркото експериментално потвърждение на идеите на молекулярно-кинетичната теория за произволното движение на атоми и молекули е Брауновото движение. Брауновото движение е термичното движение на най-малките микроскопични частици, суспендирани в течност или газ. Открит е от английския ботаник Р. Браун през 1827 г. Брауновските частици се движат под въздействието на произволни сблъсъци на молекули. Поради хаотичното термично движение на молекулите тези въздействия никога не се отменят взаимно. В резултат на това скоростта на браунова частица се променя произволно по големина и посока и нейната траектория е сложна зигзагообразна крива (фиг.). Теорията на Брауновото движение е създадена от А. Айнщайн през 1905 г. Теорията на Айнщайн е експериментално потвърдена в експериментите на френския физик Ж. Перен, проведени през 1908–1911 г.

Молекулярно-кинетична теория Постоянното хаотично движение на молекулите на веществото се проявява и в друго лесно забележимо явление – дифузия. Дифузията е явлението на проникване на две или повече съседни субстанции на приятел. - Процесът протича най-бързо в газ, ако е газ, който е хетерогенен по състав. Дифузията води до образуване на хомогенна смес, независимо от плътността на компонентите. Така че, ако в две части на съда, разделени от преграда, има кислород O 2 и водород H 2, тогава след отстраняването на преградата започва процесът на взаимно проникване на газовете на другия, което води до образуването на експлозив смес - експлозивен газ. Този процес се случва и когато лек газ (водород) е в горната половина на съда, а по-тежък (кислород) е в долната половина.

Молекулярна кинетична теория – Подобни процеси в течности протичат много по-бавно. Взаимното проникване на две течности от различни течности една в друга, разтварянето на твърди вещества в течности (например захар във вода) и образуването на хомогенни разтвори са примери за дифузионни процеси в течности. В реални условия дифузията в течности и газове се маскира от по-бързи процеси на смесване, например поради възникването на конвективни токове.

Молекулярна кинетична теория - Най-бавният процес на дифузия протича в твърдите тела. Експериментите обаче показват, че когато твърдите вещества влязат в контакт с добре почистени повърхности на два метала, след дълго време във всеки от тях се откриват атоми на друг метал. Дифузия и Брауново движение – Дифузията и Брауновото движение са свързани явления. Взаимното проникване на контактуващи вещества на приятел и произволното движение на най-малките частици, суспендирани в течност или газ, възникват поради хаотичното термично движение на молекулите.

Молекулярна кинетична теория Силите, действащи между две молекули Силите, действащи между две молекули, зависят от разстоянието между тях. Молекулите са сложни пространствени структури, съдържащи както положителни, така и отрицателни заряди. Ако разстоянието между молекулите е достатъчно голямо, тогава силите на междумолекулно привличане преобладават. На къси разстояния преобладават отблъскващите сили.

Молекулярна кинетична теория На определено разстояние r = r 0 силата на взаимодействие изчезва. Това разстояние може условно да се приеме като диаметър на молекулата. Потенциалната енергия на взаимодействие при r = r 0 е минимална. За да премахнете две молекули, които са на разстояние r 0 една от друга, трябва да им дадете допълнителна енергия E 0. Стойността на E 0 се нарича дълбочина на потенциалната ямка или енергия на свързване. Молекулите са изключително малки. Простите едноатомни молекули са с размер около 10–10 м. Сложните многоатомни молекули могат да бъдат стотици или хиляди пъти по-големи.

Молекулно-кинетична теория Кинетичната енергия на топлинното движение нараства с повишаване на температурата При ниски температури средната кинетична енергия на молекулата може да бъде по-малка от дълбочината на потенциалната ямка E 0. В този случай молекулите кондензират в течност или твърдо вещество ; в този случай средното разстояние между молекулите ще бъде приблизително равно на r 0. С повишаване на температурата средната кинетична енергия на молекулата става по-голяма от E 0, молекулите се разлитат и се образува газообразно вещество

Молекулярно-кинетична теория Агрегатни състояния на материята В твърдите тела молекулите извършват произволни вибрации около фиксирани центрове (равновесни позиции) в твърдите тела. Тези центрове могат да бъдат разположени в пространството по неправилен начин (аморфни тела) или да образуват подредени обемни структури (кристални тела). Следователно твърдите тела запазват както форма, така и обем.

Молекулярно-кинетична теория Агрегатни състояния на материята В течностите молекулите имат много по-голяма свобода за топлинно движение. Те не са обвързани с определени центрове и могат да се движат в целия обем. Това обяснява течливостта на течностите. Близко разположените течни молекули могат също да образуват подредени структури, съдържащи няколко молекули. Това явление се нарича ред на къси разстояния, за разлика от далечния ред, характерен за кристалните тела. Следователно течностите не запазват формата си, а запазват обема си.

Молекулярно-кинетична теория Агрегатни състояния на материята В газовете разстоянията между молекулите обикновено са много по-големи от техните размери. Силите на взаимодействие между молекулите на такива големи разстояния са малки и всяка молекула се движи по права линия до следващия сблъсък с друга молекула или със стената на съда. - Средното разстояние между молекулите на въздуха при нормални условия е около 10–8 m, тоест десет пъти по-голямо от размера на молекулите. Слабото взаимодействие между молекулите обяснява способността на газовете да се разширяват и да запълват целия обем на съда. В предела, когато взаимодействието клони към нула, стигаме до концепцията за идеален газ. Следователно газовете не запазват нито форма, нито обем.

Молекулярно-кинетична теория Количество вещество В молекулярно-кинетичната теория се счита, че количеството вещество е пропорционално на броя на частиците на веществото. Единицата за количество на веществото се нарича мол (мол). Мол е количеството вещество, което съдържа толкова частици (молекули), колкото има атоми 0,012 kg въглерод 12 C. (Въглеродната молекула се състои от един атом) Така един мол от всяко вещество съдържа същия брой частици ( молекули). Това число се нарича константа на Авогадро NA: NA = 6,02 1023 mol – 1. Константата на Авогадро е една от най-важните константи в молекулярно-кинетичната теория.

Молекулярно-кинетична теория Количеството на веществото ν се дефинира като съотношението на броя N частици (молекули) на веществото към константата на Авогадро NA: Масата на един мол от вещество обикновено се нарича моларна маса M Моларната маса е равна на произведението на масата m 0 на една молекула от дадено вещество от константата на Авогадро: M = NA · m 0 Моларната маса се изразява в килограми на мол (kg/mol). За вещества, чиито молекули се състоят от един атом, често се използва терминът атомна маса. 1/12 от масата на атом от въглеродния изотоп 12 C (с масов номер 12) се приема като единица маса на атоми и молекули. Тази единица се нарича единица за атомна маса (a.m.u.): 1 сутринта. e.m. = 1,66 10–27 kg. Тази стойност почти съвпада с масата на протон или неутрон. Съотношението на масата на атом или молекула на дадено вещество към 1/12 от масата на въглероден атом 12 C се нарича относителна маса.

Молекулно-кинетична теория Най-простият модел, разглеждан от молекулярно-кинетична теория, е моделът на идеалния газ: 1. В кинетичния модел на идеалния газ, молекулите 1. се разглеждат като идеално еластични топки, взаимодействащи помежду си и със стените само по време на еластични сблъсъци. 2. Общият обем на всички молекули се приема за малък в сравнение 2. с обема на съда, съдържащ газа. Моделът на идеалния газ описва доста добре поведението на реалните газове в широк диапазон от налягания и температури. Задачата на молекулярно-кинетичната теория е да установи връзка между микроскопични (маса, микроскопична скорост, кинетична енергия на молекулите) и макроскопични параметри (налягане, обем, макроскопични температурни параметри).

Молекулно-кинетична теория В резултат на всеки сблъсък между молекули и молекули със стени, скоростите на молекулите могат да се променят по големина и по посока; на интервалите от време между последователни сблъсъци, молекулите се движат равномерно и праволинейно. В модела на идеалния газ се приема, че всички сблъсъци се случват според законите на еластичното въздействие, тоест те се подчиняват на законите на нютоновата механика. Използвайки модела на идеалния газ, изчисляваме налягането на газа върху стената на съда. В процеса на взаимодействие на молекула със стената на съда между тях възникват сили, които се подчиняват на третия закон на Нютон. В резултат на това проекцията υx на скоростта на молекулата, перпендикулярна на стената, променя знака си на противоположен, докато проекцията υy на скоростта, успоредна на стената, остава непроменена (фиг.).

Молекулярна кинетична теория Формулата за средното налягане на газ върху стената на съда се записва като Това уравнение установява връзката между налягането p на идеалния газ, масата на молекулата m 0, концентрацията на молекулите n, средна стойност на квадрата на скоростта и средната кинетична енергия на транслационното движение на молекулите. Това е основното уравнение на молекулярно-кинетична теория на газовете.Така, налягането на газ е равно на две трети от средната кинетична енергия на транслационното движение на молекулите, съдържащи се в единица обем.

Молекулярно-кинетична теория Основното уравнение на MCT на газовете включва произведението на концентрацията на молекулите n и средната кинетична енергия на транслационното движение. В този случай налягането е пропорционално на средната кинетична енергия. Възникват въпроси: как може експериментално да се промени средната кинетична енергия на движението на молекулите в съд с постоянен обем? Какво физическо количество трябва да се промени, за да се промени средната кинетична енергия? Опитът показва, че температурата е такава величина.

Молекулярно-кинетична теория Температура Концепцията за температурата е тясно свързана с концепцията за топлинно равновесие. Телата в контакт едно с друго могат да обменят енергия. Енергията, прехвърлена от едно тяло на друго по време на термичен контакт, се нарича количество топлина Q. Топлинното равновесие е такова състояние на система от тела в топлинен контакт, при което няма пренос на топлина от едно тяло към друго, и всички макроскопични параметри телата остават непроменени. Температурата е физически параметър, който е еднакъв за температурата на всички тела в топлинно равновесие. Възможността за въвеждане на понятието температура следва от опита и се нарича нулев закон на термодинамиката.

Молекулярно-кинетична теория Температура За измерване на температурата се използват физически инструменти - термометри, при които стойността на температурата се преценява по изменение на някакъв физически параметър. За да създадете термометър, е необходимо да изберете термометрично вещество (например живак, алкохол) и термометрично количество, което характеризира свойството на веществото (например дължината на живачен или алкохолен стълб). Различни конструкции на термометри използват различни физични свойства на веществото (например промяна в линейните размери на твърдите тела или промяна в електрическото съпротивление на проводниците при нагряване). Термометрите трябва да бъдат калибрирани.

Молекулярно-кинетична теория Специално място във физиката заемат газовите термометри (фиг.), в които термометричното вещество е разреден газ (хелий, въздух) в съд с постоянен обем (V = const), а термометричното количество е налягането на газа p. Опитът показва, че налягането на газа (при V = const) се увеличава с повишаване на температурата, измерено в Целзий.

Молекулярна кинетична теория За да калибрирате газов термометър с постоянен обем, можете да измерите налягането при две температури (например 0 °C и 100 °C), да начертаете точките p 0 и p 100 на графика и след това да начертаете права линия между тях (фиг. ). Използвайки така получената калибровъчна крива, могат да се определят температури, съответстващи на други налягания. Чрез екстраполиране на графиката към областта на ниските налягания е възможно да се екстраполира графиката към областта на ниските налягания, за да се определи някаква "хипотетична" температура, при която налягането на газа ще стане равно на нула. Опитът показва, че тази температура е равна на -273,15 °C и не зависи от свойствата на газа. На практика е невъзможно да се получи газ в състояние с нулево налягане чрез охлаждане, тъй като при много ниски температури всички газове преминават в течно или твърдо състояние.

Молекулярно-кинетична теория Английският физик У. Келвин (Томсън) през 1848 г. предлага използването на точката на нулево налягане на газа за изграждане на нова температурна скала (скалата на Келвин). В тази скала единицата за температура е същата като в скалата на Целзий, но нулевата точка е изместена: TK = TC + 273,15 В системата SI единицата за температура по скалата на Келвин се нарича келвин и се обозначава с буквата K Например, стайна температура TC = 20 ° С по скалата на Келвин е равна на TK = 293,15 K.

Молекулярна кинетична теория Температурната скала на Келвин се нарича абсолютна температурна скала. Оказва се, че е най-удобната температурна скала за изграждане на физически теории. Няма нужда да се обвързва скалата на Келвин към две фиксирани точки - точката на топене на леда и точката на кипене на водата при нормално атмосферно налягане, както е обичайно в скалата на Целзий. В допълнение към точката на нулево налягане на газа, която се нарича абсолютна нула на температурата, е достатъчно да вземем още една фиксирана референтна точка като абсолютна нула на температурата. В скалата на Келвин като такава точка се използва температурата на тройната точка на водата (0,01°C), в която и трите фази са в топлинно равновесие - лед, вода и пара. По скалата на Келвин се приема, че температурата на тройната точка е 273,16 K.

Молекулно-кинетична теория По този начин налягането на разреден газ в съд с постоянен обем V се променя право пропорционално на неговата абсолютна температура: p ~ T. T ν в даден съд към обема V на съда, където N е числото на молекулите в съда, NA е константата на Авогадро, n = N / V е концентрацията на молекулите (т.е. броят на молекулите на единица обем на съда).

Молекулярна кинетична теория Комбинирайки тези отношения на пропорционалност, можем да запишем: p = nk. T, където k е някаква постоянна стойност, която е универсална за всички газове. Нарича се константа на Болцман, в чест на австрийския физик Л. Болцман, един от създателите на MKT. Константата на Болцман е една от основните физически константи. Неговата числена стойност в SI: k = 1,38 10–23 J/K.

Молекулярна кинетична теория Сравняване на съотношенията p = nk. T с основното уравнение на MKT газовете, можете да получите: Средната кинетична енергия на хаотичното движение на газовите молекули е право пропорционална на абсолютната температура. Така температурата е мярка за средната кинетична енергия на транслационното движение на молекулите.Трябва да се отбележи, че средната кинетична енергия на транслационното движение на молекула не зависи от нейната маса. Браунова частица, суспендирана в течност или газ, има същата средна кинетична енергия като отделна молекула, чиято маса е много порядки по-малка от масата на Браунова частица.

Молекулярно-кинетична теория Това заключение важи и за случая, когато съдът съдържа смес от химически невзаимодействащи газове, чиито молекули имат различна маса. В състояние на равновесие молекулите на различни газове ще имат еднакви средни кинетични енергии на топлинно движение, определени само от температурата на сместа. Налягането на сместа от газове върху стените на съда ще бъде сумата от парциалните налягания на всеки газ: p = p 1 + p 2 + p 3 + ... = (n 1 + n 2 + n 3 + ...)к. T В това съотношение n 1, n 2, n 3, … са концентрациите на молекулите на различни газове в сместа. Тази връзка изразява, на езика на молекулярната кинетична теория, закона на Далтон, експериментално установен в началото на 19 век: налягането в смес от закона на Далтон от химически невзаимодействащи газове е равно на сумата от техните парциални налягания.

Молекулярно-кинетична теория Уравнение на състоянието на идеален газ Отношение p = nk. T може да се запише в друга форма, която установява връзка между макроскопичните параметри на газа - обем V, налягане p, температура T и количеството вещество ν = m / M. M - Тази връзка се нарича уравнение на състоянието на идеалния газ или уравнението на състоянието на идеалния газ Клапейрон–Менделеев – Продуктът на константата на Авогадро NA и константата на Болцман k се нарича универсална газова константа и се обозначава с буквата R. Числената й стойност в SI е: R = k ∙NA = 8,31 J/mol·K.

Молекулярно-кинетична теория Уравнение на състоянието на идеален газ - Ако температурата на газа е Tn = 273,15 K (0 ° C), а налягането pn = 1 atm = 1,013 105 Pa, тогава те казват, че газът е при нормални условия. Както следва от уравнението на състоянието на идеален газ, един мол от всеки газ при нормални условия заема същия обем V 0 = 0,0224 m 3 / mol = 22,4 dm 3 / mol. Това твърдение се нарича закон на Авогадро.

Молекулярно-кинетична теория Изопроцеси Газът може да участва в различни термични процеси, при които всички параметри, описващи неговото състояние (p, V и T), могат да се променят. Ако процесът протича достатъчно бавно, то във всеки един момент системата е близо до своето равновесно състояние. Такива процеси се наричат ​​квазистатични. В обичайната за нас квазистатична времева скала тези процеси могат да протичат не много бавно. Например, разреждането и компресирането на газ в звукова вълна, протичащи стотици пъти в секунда, може да се разглежда като квазистатичен процес. Квазистатичните процеси могат да бъдат изобразени на диаграма на състоянието (например в p, V координати) като определена траектория, всяка точка от която представлява равновесно състояние. Интерес представляват процеси, при които един от параметрите (p, V или T) остава непроменен. Такива процеси се наричат ​​изопроцеси.

Изотермичен процес (T = const) Изотермичният процес е квазистатичен процес, който протича при постоянна температура T. От уравнението на състоянието на идеалния газ следва, че при постоянна температура T и T, постоянно количество вещество ν в съда произведението от налягането p на газа и неговия p обем V трябва да остане постоянно: p. V = конст

Изотермичен процес (T = const) В равнината (p, V) изотермичните процеси са представени при различни температури T чрез семейство хиперболи p ~ 1 / V, които се наричат ​​изотерми. Уравнението на изотермичния процес е получено от експеримента на английския физик Р. Бойл (1662 г.) и независимо от френския физик Е. Мариот (1676 г.) Затова уравнението се нарича закон на Бойл – Мариот. Т3 > Т2 > Т1

Изохорен процес (V = const) Изохорният процес е процес на квазистатично нагряване или охлаждане на газ при постоянен обем V и при условие, че количеството вещество ν в съда остава непроменено. Както следва от уравнението на състоянието на идеалния газ, при тези условия налягането на газа p се променя право пропорционално на неговата абсолютна температура: p ~ T или = const

Изохоричен процес (V = const) В равнината (p, T) изохорните процеси за дадено количество материя ν за различни стойности на обем V са представени от семейство прави линии, наречени изохори. Големите стойности на обема съответстват на изохори с по-малък наклон по отношение на температурната ос (фиг.). Зависимостта на налягането на газа от температурата е изследвана експериментално от френския физик Ж. Чарлз (1787). Следователно уравнението на изохорния процес се нарича закон на Чарлз. V3 > V2 > V1

Изобарен процес (p = const) Изобарният процес е квазистатичен процес, който протича при постоянно налягане p. Уравнението на изобарния процес за определено постоянно количество вещество ν има вида: където V 0 е обемът на газа при температура 0 °C. Коефициентът α е равен на (1/273, 15) K– 1. Неговият α се нарича температурен коефициент на обемно разширение на газовете.

Изобарен процес (p = const) На равнината (V, T) изобарните процеси при различни стойности на налягане p са изобразени чрез семейство прави линии (фиг.), които се наричат ​​изобари. Зависимостта на обема на газа от температурата при постоянно налягане е експериментално изследвана от френския физик Ж. Гей-Люсак (1862). Следователно уравнението на изобарния процес се нарича закон на Гей-Люсак. p3 > p2 > p1

Изопроцеси Експериментално установените закони на Бойл - Мариот, Чарлз и Гей-Люсак намират - Мариот, Чарлз и Гей-Люсак обяснение в молекулярно-кинетичната теория на газовете. Те са следствие от уравнението на състоянието на идеалния газ.

Термодинамика Термодинамиката е наука за топлинните явления. За разлика от молекулярно-кинетичната теория, която прави заключения въз основа на идеите за молекулярната структура на веществото, термодинамиката изхожда от най-общите закони на топлинните процеси и свойствата на макроскопичните системи. Заключенията на термодинамиката се основават на набор от експериментални факти и не зависят от познанията ни за вътрешната структура на материята, въпреки че в редица случаи термодинамиката използва молекулярно-кинетични модели, за да илюстрира своите заключения.

Термодинамика Термодинамиката разглежда изолирани системи от тела, които са в състояние на термодинамично равновесие. Това означава, че всички наблюдавани макроскопични процеси са престанали в такива системи.

Термодинамика Ако една термодинамична система е била изложена на външно влияние, тя в крайна сметка ще премине в друго равновесно състояние. Такъв преход се нарича термодинамичен процес. Ако процесът протича достатъчно бавно (в предела, безкрайно бавно), тогава системата във всеки момент от време е близо до равновесното състояние. Процесите, състоящи се от поредица от равновесни състояния, се наричат ​​квазистатични.

Термодинамика. Вътрешна енергия Едно от най-важните понятия на термодинамиката е вътрешната енергия на тялото. Всички макроскопични тела имат енергия, съдържаща се в самите тела. От гледна точка на MKT, вътрешната енергия на веществото е сумата от кинетичната енергия на всички атоми и молекули и потенциалната енергия на тяхното взаимодействие един с друг. По-специално, вътрешната енергия на идеалния газ е равна на сумата от кинетичните енергии на всички газови частици в непрекъснато и произволно топлинно движение. От това следва законът на Джоул, потвърден от множество експерименти: Вътрешната енергия на идеалния газ зависи само от неговата температура и не зависи от обема

Термодинамика. Вътрешната енергия на MKT води до следния израз за вътрешната енергия на един мол идеален едноатомен газ (хелий, неон и др.), чиито молекули извършват само транслационно движение: Тъй като потенциалната енергия на взаимодействието на молекулите зависи от разстоянието между тях, в общия случай вътрешната енергия U на тялото зависи заедно с температурата T, зависи и от обема V: T U = U (T, V) Така вътрешната енергия U на тялото се определя еднозначно от макроскопските параметри, характеризиращи състоянието на тялото. Не зависи от това как е реализирано даденото състояние. Прието е да се казва, че вътрешната енергия е функция на състоянието.

Термодинамика. Начини за промяна на вътрешната енергия Вътрешната енергия на тялото може да се промени, ако външните сили, действащи върху него, вършат работа (положителна или отрицателна). работа Например, ако газът е компресиран в цилиндър под буталото, тогава външните сили извършват някаква положителна работа A "върху газа. В същото време силите на налягане, A", действащи върху буталото от газа, извършват работа A = -A "

Термодинамика. Методи за промяна на вътрешната енергия Вътрешната енергия на тялото може да се промени не само в резултат на извършената работа, но и в резултат на пренос на топлина. При топлинен контакт на телата вътрешната енергия на едното от тях може да се увеличи, а на другото да намалее. В този случай се говори за топлинен поток от едно тяло към друго. Количеството топлина Q, получено от тялото, Количеството топлина Q е промяната във вътрешната енергия на тялото в резултат на пренос на топлина.

Термодинамика. Начини за промяна на вътрешната енергия Пренасянето на енергия от едно тяло на друго под формата на топлина може да се случи само ако има температурна разлика между тях. Топлинният поток винаги е насочен от горещо тяло към студено.Количеството топлина Q е енергийна величина. В SI количеството топлина се измерва в единици за механична работа - джаули (J).

Термодинамика. Първият закон на термодинамиката условно са изобразени енергийните потоци между избраната термодинамична система и околните тела. Стойността на Q > 0, ако топлинният поток Q > 0 е насочен към термодинамичната система. Стойността A > 0, ако системата извършва положителна работа A > 0 върху околните тела. Ако системата обменя топлина с околните тела и върши работа (положителна или отрицателна), тогава състоянието на системата се променя, състоянието на системата се променя, т.е. променят се нейните макроскопични параметри (температура, налягане, обем).

Термодинамика. Първият закон на термодинамиката Тъй като вътрешната енергия U се определя еднозначно от макроскопични параметри, характеризиращи състоянието на системата, от това следва, че процесите на топлопредаване и работа са придружени от промяна във вътрешната енергия на системата ΔU.

Термодинамика. Първият закон на термодинамиката Първият закон на термодинамиката е обобщение на закона за запазване и преобразуване на енергията за термодинамична система. Формулира се по следния начин: Промяната ΔU на вътрешната енергия на неизолирана термодинамична система е равна на разликата между количеството топлина Q, предадено на системата, и работата A, извършена от системата върху външни тела. ΔU = Q - A Връзката, изразяваща първия закон на термодинамиката, често се записва в различна форма: Q = ΔU + A Количеството топлина, получено от системата, отива за промяна на вътрешната й енергия и извършване на работа върху външни тела.

Термодинамика. Първият закон на термодинамиката Нека приложим първия закон на термодинамиката към изопроцесите в газовете. При изохорен процес (V = const) газът не работи, A = 0. Следователно Q = ΔU = U (T 2) - U (T 1). Тук U (T 1) и U (T 2) са вътрешните енергии на газа в начално и крайно състояние. Вътрешната енергия на идеалния газ зависи само от температурата (законът на Джоул). При изохорно нагряване топлината се абсорбира от газа (Q > 0) и вътрешната му енергия се увеличава. По време на охлаждане топлината се отдава на външни тела (Q 0 - топлината се абсорбира от газа и газът извършва положителна работа. При изобарна компресия Q

Термични двигатели. Термодинамични цикли. Цикъл на Карно Топлинната машина е устройство, способно да преобразува полученото количество топлина в механична работа. Механичната работа в топлинните двигатели се извършва в процеса на разширяване на определено вещество, което се нарича работен флуид. Като работен флуид обикновено се използват газообразни вещества (бензинови пари, въздух, водни пари). Работното тяло получава (или отдава) топлинна енергия в процеса на топлообмен с тела, които имат голям запас от вътрешна енергия. Тези тела се наричат ​​термични резервоари. Реално съществуващите топлинни двигатели (парни двигатели, двигатели с вътрешно горене и др.) работят циклично. Процесът на пренос на топлина и превръщане на полученото количество топлина в работа се повтаря периодично. За да направите това, работният флуид трябва да извърши кръгов процес или термодинамичен цикъл, при който първоначалното състояние периодично се възстановява.

Термични двигатели. Термодинамични цикли. Цикъл на Карно Обща характеристика на всички кръгови процеси е, че те не могат да се осъществят чрез привеждане на работния флуид в термичен контакт само с един термичен резервоар. Те се нуждаят от поне две. Топлинен резервоар с по-висока температура се нарича нагревател, а топлинен резервоар с по-ниска температура се нарича хладилник. Правейки кръгов процес, работният флуид получава от нагревателя определено количество топлина Q 1 > 0 и дава на охладителя количеството топлина Q 2

Термични двигатели. Термодинамични цикли. Цикъл на Карно Работата A, извършена от работния флуид за цикъл, е равна на количеството топлина Q, получено за цикъл. Съотношението на работа A към количеството топлина Q 1, получено от работния флуид за цикъл от нагревателя, се нарича ефективност η на топлинния двигател:

Термични двигатели. Термодинамични цикли. Цикълът на Карно Коефициентът на ефективност показва каква част от топлинната енергия, получена от работния флуид от "горещия" термичен резервоар, се е превърнала в полезна работа. Останалата част (1 - η) беше "безполезно" прехвърлена в хладилника. (1 – η) Ефективността на топлинната машина винаги е по-малка от единица (η 0, A > 0, Q 2 T 2

Термични двигатели. Термодинамични цикли. Цикъл на Карно През 1824 г. френският инженер С. Карно разглежда кръгов процес, състоящ се от две изотерми и две адиабати, който играе важна роля в развитието на теорията на топлинните процеси. Нарича се цикъл на Карно (фиг. 3. 11. 4).

Термични двигатели. Термодинамични цикли. Цикъл на Карно Цикълът на Карно се изпълнява от газа в цилиндъра под буталото. В изотермичния участък (1–2) газът се привежда в термичен контакт с горещ термичен резервоар (нагревател) с температура T 1. Газът се разширява изотермично, извършвайки работа A 12, докато определено количество топлина Q 1 = Към газа се подава 12. По-нататък в адиабатната секция (2–3) газът се поставя в адиабатна обвивка и продължава да се разширява при липса на топлопредаване. В този участък газът извършва работа A 23 > 0. Температурата на газа по време на адиабатно разширение пада до стойността T 2. В следващия изотермичен участък (3–4) газът се привежда в термичен контакт със студена термична резервоар (хладилник) при температура T 2

Необратимост на топлинните процеси. Вторият закон на термодинамиката. Първият закон на термодинамиката - законът за запазване на енергията за топлинни процеси - установява връзка между количеството топлина Q, получено от системата, промяната ΔU на нейната вътрешна енергия и работата A, извършена върху външни тела: Q = ΔU + A Съгласно този закон енергията не може да бъде създадена или унищожена; то се прехвърля от една система в друга и се трансформира от една форма в друга. Никога не са наблюдавани процеси, които нарушават първия закон на термодинамиката. На фиг. показани са устройства, забранени от първия закон на термодинамиката Циклично работещи топлинни двигатели, забранени от първия закон на термодинамиката: 1 - вечен двигател от 1-ви вид, извършващ работа без изразходване на енергия отвън; 2 - топлинен двигател с ефективност η > 1

Необратимост на топлинните процеси. Вторият закон на термодинамиката. Първият закон на термодинамиката не установява посоката на топлинните процеси Първият закон на термодинамиката на процесите. Въпреки това, както показва опитът, много термични процеси могат да протичат само в една посока. Такива процеси се наричат ​​необратими. Например, при топлинен контакт на две тела с различни температури, топлинният поток винаги се насочва от по-топло тяло към по-студено. Никога не се наблюдава спонтанен процес на пренос на топлина от тяло с ниска температура към тяло с по-висока температура. Следователно процесът на пренос на топлина при крайна температурна разлика е необратим. Обратимите процеси са процеси на преход на система от едно равновесно състояние в друго, които могат да се осъществят в обратна посока чрез същата последователност от междинни равновесни състояния. В този случай самата система и околните тела се връщат в първоначалното си състояние. Процесите, при които системата винаги остава в състояние на равновесие, се наричат ​​квазистатични. Всички квазистатични процеси са обратими. Всички обратими процеси са квазистатични.

Необратимост на топлинните процеси. Вторият закон на термодинамиката. Процесите на преобразуване на механичната работа във вътрешна енергия на тялото са необратими поради наличието на триене, дифузионни процеси в газове и течности, процеси на смесване на газ при наличие на начална разлика в налягането и др. Всички реални процеси са необратими, но те може да се доближи до обратими произволно близки процеси. Обратимите процеси са идеализации на реални процеси. Първият закон на термодинамиката не може да различи обратими от необратими процеси. Той просто изисква определен енергиен баланс от термодинамичния процес и не казва нищо за това дали такъв процес е възможен или не.

Необратимост на топлинните процеси. Вторият закон на термодинамиката. Посоката на спонтанно протичащите процеси установява втория закон на термодинамиката. Може да се формулира в термодинамиката като забрана за определени видове термодинамични процеси. Английският физик В. Келвин дава следната формулировка на втория закон през 1851 г.: вторият закон В циклично работещ топлинен двигател е невъзможен процес, единственият резултат от който би било превръщането в механична работа на цялото количество топлина получени от един топлинен резервоар.

Необратимост на топлинните процеси. Вторият закон на термодинамиката. Немският физик Р. Клаузиус дава различна формулировка на втория закон на термодинамиката: Невъзможен е процес, единственият резултат от който би бил пренасянето на енергия чрез пренос на топлина от тяло с ниска температура към тяло с по-висока температура . На фиг. са изобразени процесите, забранени от втория закон, но не и от първия закон на термодинамиката. Тези процеси отговарят на две формулировки на втория закон на термодинамиката. 1 - вечен двигател от втори вид; 2 - спонтанен пренос на топлина от студено тяло към по-топло (идеалният хладилник)

Молекулярна физика. Термодинамика.

1.Статистически и термодинамични методи

2.Молекулярно-кинетична теория на идеалните газове

2.1 Основни дефиниции

2.2. Експериментални закони на идеалния газ

2.3 Уравнение на състоянието на идеалния газ (уравнение на Клапейрон-Менделеев

2.4.Основно уравнение на молекулярно-кинетична теория на идеален газ

2.5 Разпределение на Максуел

2.6 Разпределение на Болцман

3. Термодинамика

3.1.Вътрешна енергия. Законът за равномерното разпределение на енергията по степени на свобода

3.2 Първият закон на термодинамиката

3.3 Работа на газа при промяна на обема му

3.4 Топлинен капацитет

3.5 Първи закон на термодинамиката и изопроцесите

3.5.1 Изохоричен процес (V = const)

3.5.2. Изобарен процес (p = const)

3.5.3 Изотермичен процес (T = const)

3.5.4. Адиабатен процес (dQ = 0)

3.5.5. Политропни процеси

3.6.Кръгов процес (цикъл). Обратими и необратими процеси. Цикъл на Карно.

3.7.Втори закон на термодинамиката

3.8 Реални газове

3.8.1.Сили на междумолекулно взаимодействие

3.8.2 Уравнение на Ван дер Ваалс

3.8.3 Вътрешна енергия на реален газ

3.8.4 Ефект на Джаул-Томсън. Втечняване на газове.

1.Статистически и термодинамични методи

Молекулна физика и термодинамика - клонове на физиката, които изучаватмакроскопски процеси свързани с огромния брой атоми и молекули, съдържащи се в телата. За изследване на тези процеси се използват два принципно различни (но взаимно допълващи се) метода: статистически (молекулярно кинетични) итермодинамика.

Молекулярна физика - клон на физиката, който изучава структурата и свойствата на материята въз основа на молекулярно-кинетични концепции, основани на факта, че всички тела се състоят от молекули в непрекъснато хаотично движение. Процесите, изучавани от молекулярната физика, са резултат от комбинираното действие на огромен брой молекули. Използват се законите на поведението на огромен брой молекулистатистически метод , което се основава на какви свойствамакроскопска система се определят от свойствата на частиците на системата, особеностите на тяхното движение и осреднените стойности на динамичните характеристики на тези частици (скорост, енергия и др.).Например температурата на едно тяло се определя от средната скорост на хаотичното движение на неговите молекули и не може да се говори за температура на една молекула.

Термодинамика - клон на физиката, който изучава общите свойства на макроскопичните системи всъстояние на термодинамично равновесие и преходни процеси между тези състояния.Термодинамиката не взема предвид микропроцеси , които са в основата на тези трансформации, но се основават на два принципа на термодинамиката - фундаментални закони, установени експериментално.

Статистическите методи на физиката не могат да се използват в много области на физиката и химията, докато термодинамичните методи са универсални. Въпреки това, статистическите методи позволяват да се установи микроскопичната структура на веществото, докато термодинамичните методи установяват само връзки между макроскопичните свойства. Молекулярно-кинетичната теория и термодинамиката се допълват взаимно, образувайки едно цяло, но се различават по методите на изследване.

2.Молекулярно-кинетична теория на идеалните газове

2.1 Основни дефиниции

Обект на изследване в молекулярно-кинетичната теория е газ. Вярва се, че газовите молекули, извършващи произволни движения, не са обвързани със сили на взаимодействие и затова се движат свободно, стремейки се в резултат на сблъсъци да се разпръснат във всички посоки, запълвайки целия предоставен им обем.Така газът поема обема на съда, който газът заема.

Идеален газ е газ, за ​​който: вътрешният обем на неговите молекули е незначителен в сравнение с обема на съда; няма сили на взаимодействие между газовите молекули; сблъсъците на газови молекули една с друга и със стените на съда са абсолютно еластични.За много реални газове моделът на идеалния газ описва добре техните макросвойства.

Термодинамична система - съвкупност от макроскопични тела, които взаимодействат и обменят енергия както помежду си, така и с други тела (външната среда).

Състояние на системата- набор от физически величини (термодинамични параметри, параметри на състоянието) , които характеризират свойствата на термодинамичната система:температура, налягане, специфичен обем.

температура- физическа величина, характеризираща състоянието на термодинамично равновесие на макроскопска система.В системата SI използването е разрешено термодинамика и практична температурна скала .В термодинамичната скала тройната точка на водата (температурата, при която ледът, водата и парата при налягане от 609 Pa са в термодинамично равновесие) се счита за равна наТ = 273,16 градуса Келвин[K]. В практическа скала точките на замръзване и кипене на водата при налягане от 101300 Pa се считат за равни, съответно, t = 0 и t = 100 градуса по Целзий [° С].Тези температури са свързани чрез съотношението

Температурата T = 0 K се нарича нула Келвин, според съвременните концепции тази температура е недостижима, въпреки че е възможно да се приближи до нея произволно близо.

налягане - физическо количество, определено от нормалната силаФ действащ от страната на газа (течността) върху една област, поставена вътре в газа (течността) p = F/S, където S е размерът на площта. Единицата за налягане е паскал [Pa]: 1 Pa е равно на налягането, създадено от сила от 1 N, равномерно разпределена върху повърхност, нормална към нея с площ от 1 m 2 (1 Pa = 1 N / m 2).

Специфичен обеме обемът на единица маса v = V/m = 1/r, където V е обемът на масата m, r е плътността на хомогенно тяло. Тъй като v ~ V за хомогенно тяло, макроскопичните свойства на еднородното тяло могат да се характеризират както с v, така и с V.

Термодинамичен процес - всяка промяна в термодинамична система, която води до промяна на поне един от нейните термодинамични параметри.Термодинамично равновесие- такова състояние на макроскопска система, когато нейните термодинамични параметри не се променят във времето.Равновесни процеси - процеси, които протичат по такъв начин, че промяната в термодинамичните параметри за краен период от време е безкрайно малка.

изопроцеси са равновесни процеси, при които един от основните параметри на състоянието остава постоянен.изобарен процес - процес, протичащ при постоянно налягане (в координати V,t той е изобразенизобар ). Изохоричен процес- процес, протичащ при постоянен обем (в координатип,т той е изобразенизохора ). Изотермичен процес - процес, протичащ при постоянна температура (в координатип, В той е изобразенизотерма ). адиабатен процесе процес, при който няма топлообмен между системата и околната среда (в координатип, В той е изобразенадиабатен ).

Константа (число) Авогадро - броя на молекулите в един мол N A = 6,022. 10 23 .

Нормални условия: p = 101300 Pa, T = 273,16 K.