Molekulární fyzika

Základní pojmy
Množství látky se měří v molech (n).
n je počet molů
1 mol se rovná látkovému množství systému obsahujícího tolik částic, kolik je atomů v 0,012 kg uhlíku. Počet molekul v jednom molu látky je číselně roven Avogadrově konstantě N A .

NA \u003d 6,022 1023 1 / mol.

1 mol jakéhokoli plynu za normálních podmínek zabírá objem
V=2,24 10-2 m3.
M - molární hmotnost (molární hmotnost) - hodnota rovna poměru hmotnosti látky m k množství látky n:

m o - hmotnost jedné molekuly, m - hmotnost odebraného množství látky

je počet molekul v daném objemu.

Ideální plyn. Základní rovnice molekulárně-kinetické teorie.

Základní rovnicí molekulární kinetické teorie plynu je rovnice:

,

P je tlak plynu na stěnách nádoby,
n je koncentrace molekul,

Odmocnina střední kvadratická rychlost molekul.

Tlak plynu p lze určit podle vzorců:

,

Průměrná kinetická energie translačního pohybu molekul,

T je absolutní teplota,
K=1,38 10-23 J/K - Boltzmannova konstanta.

,

Kde \u003d 8,31 J / mol × K, R je univerzální plynová konstanta
Т=373+t o С, t o С – teplota ve stupních Celsia.
Například t=27 °C, T=273+27=300 K.
směs plynů
Pokud objem V neobsahuje jeden plyn, ale směs plynů, pak tlak plynu p je určen Daltonovým zákonem: směs plynů působí na stěny tlakem rovným součtu tlaků každého z plynů braných samostatně. :

- tlak vyvíjený na stěny 1. plynem p1, druhým p2 atd.

N je počet molů směsi,

Clapeyron-Mendělejevova rovnice, izoprocesy.

Stav ideálního plynu charakterizuje tlak p, objem V, teplota T.
[p] = Pascal (Pa), [V] = m3, [T] = Kelvin (K).
Stavová rovnice pro ideální plyn:

, pro jeden mol plynu je konst=R univerzální plynová konstanta.

- Mendělejevova-Clapeyronova rovnice.

Je-li hmotnost m konstantní, pak lze různé procesy probíhající v plynech popsat zákony vyplývajícími z Mendělejevovy-Clapeyronovy rovnice.

1. Jestliže m=konst, T=konst je izotermický proces.

Rovnice procesu:

Harmonogram procesu:

2. Jestliže m=konst, V=konst je izochorický děj.

Rovnice procesu: .

Harmonogram procesu:

3. Jestliže m=konst, p=konst je izobarický proces.

Rovnice procesu:

Harmonogram procesu:

4. Adiabatický proces - proces, který probíhá bez výměny tepla s okolím. Jedná se o velmi rychlý proces rozpínání nebo stlačování plynu.

Nasycená pára, vlhkost.

Absolutní vlhkost je tlak p vodní páry obsažené ve vzduchu při dané teplotě.
Relativní vlhkost je poměr tlaku p vodní páry obsažené ve vzduchu při dané teplotě k tlaku p0 nasycené vodní páry při stejné teplotě:

p o - tabulková hodnota.
Rosný bod je teplota, při které se vodní pára ve vzduchu nasytí.

Termodynamika

Termodynamika studuje nejobecnější vzorce přeměny energie, ale nebere v úvahu molekulární strukturu hmoty.
Jakýkoli fyzikální systém skládající se z obrovského množství částic – atomů, molekul, iontů a elektronů, které při vzájemné interakci vykonávají náhodný tepelný pohyb a vyměňují si energii, se nazývá termodynamický systém. Takovými systémy jsou plyny, kapaliny a pevné látky.

Vnitřní energie.

Termodynamický systém má vnitřní energii U. Když termodynamický systém přechází z jednoho stavu do druhého, mění se jeho vnitřní energie.
Změna vnitřní energie ideálního plynu se rovná změně kinetické energie tepelného pohybu jeho částic.
Změna vnitřní energie D U při přechodu systému z jednoho stavu do druhého nezávisí na procesu, kterým byl přechod proveden.
Pro monoatomický plyn:

- teplotní rozdíl na konci a začátku procesu.

Ke změně vnitřní energie soustavy může dojít v důsledku dvou různých procesů: na soustavě je vykonána práce A/ a předává se jí teplo Q.

Práce v termodynamice.

Práce závisí na procesu, kterým byl proveden přechod systému z jednoho stavu do druhého. S izobarickým procesem (p=konst, m=konst): ,

Rozdíl mezi objemy na konci a na začátku procesu.

Práce vykonaná na systému vnějšími silami a práce vykonaná systémem proti vnějším silám jsou stejné velikosti a opačného znaménka: .

První zákon termodynamiky.

Zákon zachování energie v termodynamice se nazývá první termodynamický zákon.
První termodynamický zákon:

A / - práce vykonávaná na systému vnějšími silami,
A je práce vykonaná systémem

Rozdíl mezi vnitřními energiemi konečného a počátečního stavu.

První zákon termodynamiky.

První termodynamický zákon je formulován následovně: Množství tepla (Q) sdělené systému zvyšuje vnitřní energii systému a vykonává práci na vnějších tělesech systémem.
Aplikujme první termodynamický zákon na různé izoprocesy.
a) Izotermický děj (T=konst, m=konst).
Od té doby , tj. nedochází k žádné změně vnitřní energie, takže:

- veškeré teplo přenášené do systému je vynaloženo na práci, kterou systém provádí proti vnějším silám.

B) Izochorický děj (V=konst, m=konst).
Protože se objem nemění, práce systému je 0 (A=0) a - veškeré teplo přenesené do systému se spotřebuje na změnu vnitřní energie.
c) Izobarický proces (p=konst, m=konst).

d) Adiabatický proces (m=konst, Q=0).

Práce je vykonávána systémem snižováním vnitřní energie.

účinnost tepelného motoru.

Tepelný stroj je periodicky pracující motor, který vykonává práci díky množství tepla přijatého zvenčí. Tepelný stroj se musí skládat ze tří částí: 1) pracovní tekutina - plyn (nebo pára), s jejímž rozpínáním se pracuje; 2) ohřívač - těleso, ve kterém v důsledku výměny tepla přijímá pracovní tekutina množství tepla Q1; 3) lednice (prostředí), odebírající množství tepla Q2 z plynu.
Ohřívač periodicky zvyšuje teplotu plynu na T1 a chladnička ji snižuje na T2.
Poměr užitečné práce A vykonané strojem k množství tepla přijatého z ohřívače se nazývá účinnost stroje h:

Účinnost ideálního tepelného motoru:

Т1 – teplota ohřívače,
T2 je teplota chladničky.

- pro ideální tepelný motor.

TESTY

Odpovědi a řešení

1. Mol jakékoli látky obsahuje stejný počet molekul, který se rovná Avogadrově číslu:
2. Napišme Mendělejevovu-Clapeyronovu rovnici pro dva stavy s p=konst a m=konst, protože proces přechodu z jednoho stavu do druhého je izobarický: (1) (2) Vydělte (1) (2), dostaneme: - rovnice izobatického procesu.
3. 
4. K určení teploty použijeme Mendělejevovu-Clapeyronovu rovnici. Z grafu: pro stav A - , pro stát B - . , z první rovnice -, pak - .
5. tlak směsi . Napíšeme rovnici izotermického procesu:, - tlak plynu po expanzi.
6. Abychom problém vyřešili, zapíšeme si první termodynamický zákon. Pro izobarický proces:. Pro izochorický proces:. Protože Cp je měrné teplo při konstantním tlaku, CV je tepelná kapacita při konstantním objemu. Protože , , tj.
7. - První zákon termodynamiky. Podmínkou Q=A, tzn. delta U\u003d 0, což znamená, že proces probíhá při konstantní teplotě (proces je izotermický).
8. A 1 - číselně se rovná ploše obrázku A 1 B,. Protože méně než ostatní oblasti, pak je práce A 1 minimální.

Online kurz lze certifikovat.

Kurz se zabývá klíčovými pojmy a metodami termodynamiky a molekulové fyziky jako součást kurzu obecné fyziky určeného studentům Moskevského institutu fyziky a technologie. Nejprve jsou představeny základní termodynamické veličiny, pojmy a postuláty. Jsou uvažovány hlavní termodynamické vztahy. Samostatné přednášky jsou věnovány teorii fázových přechodů, van der Waalsovu modelu plynu a povrchovým jevům. Jsou uvedeny základní pojmy statistické fyziky: mikro- a makro-stav systému, rozdělovací funkce, distribuční funkce atd. Jsou diskutována rozdělení podle Maxwella, Boltzmanna, Gibsse. Jsou uvedeny prvky teorie tepelné kapacity plynů. Výrazy jsou odvozeny pro fluktuace hlavních termodynamických veličin. Je uveden popis molekulárních procesů v plynech: procesy přenosu, difúze a tepelné vodivosti.

O kurzu

Online kurz obsahuje diskusi o základních fyzikálních problémech, rozbor problémů, ukázky fyzikálních experimentů, bez kterých není možné hluboké pochopení obecné fyziky. Pro úspěšné zvládnutí online kurzu je žádoucí, aby student znal kurz obecné fyziky: "Mechanika" a ovládal základy matematické analýzy, znal základy lineární algebry a teorie pravděpodobnosti.

Formát

Online kurz obsahuje teoretický materiál, ukázky klíčových termodynamických experimentů nezbytných pro správné pochopení jevů, rozbor řešení typických problémů, cvičení a úlohy k samostatnému řešení

Sedmý, třináctý a osmnáctý týden obsahuje kontrolní úlohy pro kontrolu.

Program kurzu

1. týden
Základní pojmy molekulové fyziky a termodynamiky: předmět výzkumu, jeho charakteristické rysy. Problémy molekulové fyziky. Stavové rovnice. Tlak ideálního plynu jako funkce kinetické energie molekul. Vztah mezi teplotou ideálního plynu a kinetickou energií jeho molekul. Zákony ideálních plynů. Stavové rovnice pro ideální plyn. Kvazistatické, vratné a nevratné termodynamické procesy. Nulový začátek termodynamiky. Práce, teplo, vnitřní energie. První zákon termodynamiky. Tepelná kapacita. Tepelná kapacita ideálních plynů při konstantním objemu a konstantním tlaku, Mayerova rovnice. Adiabatické a polytropní procesy. Polytropní rovnice pro ideální plyn. Adiabatické a polytropní procesy. Nezávislost vnitřní energie ideálního plynu na objemu.

2. týden
Druhý termodynamický zákon. Formulace druhého počátku. Tepelný stroj. Stanovení účinnosti tepelného motoru. Carnotův cyklus. Carnotova věta. Clausiova nerovnost. Maximální účinnost Carnotova cyklu ve srovnání s jinými termodynamickými cykly. Chladící stroj. Účinnost chladiče. Tepelné čerpadlo. Účinnost tepelného čerpadla pracujícího na Carnotově cyklu. Vztah mezi faktory účinnosti tepelného čerpadla a chladiče.

3. týden
Termodynamická definice entropie. Zákon o zvýšení entropie. Entropie ideálního plynu. Entropie ve vratných a nevratných procesech. Adiabatická expanze ideálního plynu do vakua. Kombinovaná rovnice prvního a druhého zákona termodynamiky. Třetí zákon termodynamiky. Změna entropie a tepelné kapacity, když se teplota blíží absolutní nule.

4. týden
Termodynamické funkce. Vlastnosti termodynamických funkcí. Maximum a minimum práce. Transformace termodynamických funkcí. Maxwellovy vztahy. Závislost vnitřní energie na objemu. Závislost tepelné kapacity na objemu. Poměr mezi CP a CV. Termofyzikální vlastnosti pevných látek. Termodynamika deformace pevných látek. Změna teploty při adiabatickém natahování pružné tyče. Tepelná roztažnost jako důsledek neharmoničnosti kmitů v mřížce. Součinitel lineární roztažnosti tyče.

5. týden
Podmínky termodynamické rovnováhy. Fázové transformace. Fázové přechody prvního a druhého druhu. chemický potenciál. Podmínka fázové rovnováhy. Křivka fázové rovnováhy. Clausiova-Clapeyronova rovnice. Schéma stavu dvoufázového systému "kapalina-pára". Závislost tepla fázového přechodu na teplotě. Kritický bod. Trojitý bod. Stavový diagram "led-voda-pára". povrchové jevy. Termodynamika povrchu. Volná energie povrchu. hranové úhly. Smáčení a nesmáčení. Laplaceova formule. Závislost tlaku par na zakřivení povrchu kapaliny. Vařící. Role jader při vzniku nové fáze.

6. týden
Van der Waalsův plyn jako model skutečného plynu. Van der Waalsovy plynové izotermy. metastabilní stavy. přehřátá kapalina a podchlazená pára. Maxwellovo pravidlo a pravidlo páky. Kritické parametry a stavová rovnice redukovaného van der Waalsova plynu. Vnitřní energie van der Waalsova plynu. Van der Waalsova plynová adiabatická rovnice. Entropie van der Waalsova plynu. Rychlost zvuku v plynech. Rychlost, kterou plyn proudí z otvoru. Joule-Thomsonův efekt. Adiabatická expanze, škrcení. Získání nízkých teplot.

7. týden
Kontrola

8. týden
Dynamické a statistické zákonitosti. Makroskopické a mikroskopické stavy. fázový prostor. Základy teorie pravděpodobnosti. normalizační stav. Střední hodnoty a rozptyl. Zákon binomického rozdělení. Poissonovo rozdělení. Gaussovo rozdělení.

9. týden
Maxwellovy distribuce. Rozdělení částic podle složek rychlosti a absolutních hodnot rychlosti. Nejpravděpodobnější, střední a efektivní rychlost. Maxwellovy rozvody energie. Průměrný počet dopadů molekul, které se za jednotku času srazí s jednou oblastí. Průměrná energie molekul unikajících do vakua malým otvorem v nádobě.

10. týden
Boltzmannovo rozdělení v rovnoměrném silovém poli. barometrický vzorec. Mikro a makro stavy. Statistická váha makrostavu. Statistická definice entropie. Entropie ve smíšených plynech. Gibbsův paradox. Zastoupení Gibbsovy distribuce. Přepážková funkce a její využití k nalezení vnitřní energie. Statistická teplota.

11. týden
kolísání. Průměrné hodnoty energie a disperze (odmocnina-kvadrát fluktuace) energie částic. Kolísání termodynamických veličin. Kolísání teploty v pevném objemu. Kolísání objemu v izotermických a adiabatických procesech. Kolísání aditivních fyzikálních veličin. Závislost fluktuací na počtu částic tvořících systém.

12. týden
Tepelná kapacita. Klasická teorie tepelných kapacit. Zákon rovnoměrného rozložení tepelné pohybové energie ve stupních volnosti. Tepelná kapacita krystalů (Dulong-Petitův zákon). Základy kvantové teorie tepelných kapacit. Charakteristické teploty. Závislost tepelné kapacity na teplotě.

13. týden
Srážky. Efektivní plynokinetický průřez. Volná délka cesty. Distribuce molekul po délkách volné dráhy. Počet srážek mezi molekulami. Transportní jevy: viskozita, tepelná vodivost a difúze. Fickův a Fourierův zákon. Koeficienty viskozity, tepelné vodivosti a difúze v plynech.

14. týden
Brownův pohyb. Mobilita. Einstein-Smoluchowski zákon. Vztah mezi pohyblivostí částic a difúzním koeficientem. Transportní jevy ve zředěných plynech. Knudsenův efekt. Výpotek. Průtok zředěného plynu přímou trubkou.

15. týden
Kontrola

Výsledky učení

V důsledku studia oboru "Termodynamika" musí student:

• Vědět:
  • základní pojmy používané v molekulární fyzice, termodynamice;
  • význam fyzikálních veličin používaných v molekulární fyzice, termodynamice;
  • stavové rovnice pro ideální plyn a van der Waalsův plyn;
  • Boltzmannovo a Maxwellovo rozdělení, zákon rovnoměrného rozdělení energie ve stupních volnosti;
  • nulový, první, druhý a třetí termodynamický zákon, Clausiova nerovnost, zákon zvýšení entropie;
  • podmínky stabilní termodynamické rovnováhy;
  • Clausiova-Clapeyronova rovnice;
  • Laplaceův vzorec;
  • rovnice popisující přenosové procesy (difúze, viskozita, tepelná vodivost);
• Být schopný:
  • využívat základní ustanovení molekulárně-kinetické teorie plynů k řešení problémů;
  • využívat zákonů molekulární fyziky a termodynamiky při popisu rovnovážných stavů tepelných procesů a přenosových procesů;
• Vlastní:
  • metody výpočtu parametrů stavu hmoty;
  • metody výpočtu práce, množství tepla a vnitřní energie;

Formované kompetence

• schopnost analyzovat vědecké problémy a fyzikální procesy, využívat v praxi základní poznatky získané v oblasti přírodních věd (OK-1)
• schopnost osvojit si novou problematiku, terminologii, metodologii a osvojit si vědecké poznatky, dovednosti samostudia (OK-2)
• schopnost uplatnit ve své profesní činnosti znalosti získané v oblasti fyzikálních a matematických disciplín (PC-1)
• schopnost porozumět podstatě úkolů zadávaných v průběhu odborné činnosti a používat k jejich popisu a řešení vhodný fyzikální a matematický aparát (PC-3)
• schopnost využívat znalosti z oblasti fyzikálních a matematických oborů pro další rozvoj oborů v souladu s tréninkovým profilem (PC-4)
• schopnost aplikovat teorii a metody matematiky, fyziky a informatiky při sestavování kvalitativních a kvantitativních modelů (PC-8)

Molekulární fyzika a termodynamika jsou ve své podstatě dvě odlišné přístupy, ale úzce související vědy, které se zabývají tímtéž – studiem makroskopických vlastností fyzikálních systémů, ale zcela odlišnými metodami.

Molekulární fyzika Molekulární fyzika neboli molekulární kinetická teorie je založena na určitých představách o struktuře hmoty. – Pro stanovení zákonů chování makroskopických systémů sestávajících z velkého množství částic se v molekulární fyzice používají různé modely hmoty, například modely ideálního plynu. Molekulární fyzika je statistická teorie, fyzika, tedy teorie, která uvažuje o chování systémů skládajících se z obrovského množství částic (atomů, molekul), na základě pravděpodobnostních modelů. Snaží se na základě statistického přístupu stanovit souvislost mezi experimentálně naměřenými makroskopickými veličinami (tlak, objem, teplota atd.) a hodnotami mikroskopických charakteristik částic zahrnutých v mikroskopických charakteristikách systém (hmotnost, hybnost, energie atd.) .

Termodynamika Na rozdíl od molekulárně-kinetické teorie se termodynamika při studiu termodynamických vlastností makroskopických systémů neopírá o žádné představy o molekulární struktuře látky. Termodynamika je fenomenologická věda. - Vyvozuje závěry o vlastnostech hmoty na základě zákonů stanovených zkušeností, jako je zákon zachování energie. Termodynamika operuje pouze s makroskopickými veličinami (tlak, teplota, objem atd.), které se zavádějí na základě fyzikálního experimentu.

Oba přístupy – termodynamický i statistický – si neprotiřečí, ale doplňují se. Pouze kombinované použití termodynamiky a molekulární kinetické teorie může poskytnout nejúplnější obrázek o vlastnostech systémů sestávajících z velkého počtu částic.

Molekulární fyzika Molekulárně-kinetická teorie je studium struktury a vlastností hmoty založené na konceptu existence atomů a molekul jako nejmenších částic chemických látek.

Molekulárně-kinetická teorie Hlavní ustanovení MKT 1. Všechny látky – kapalné, pevné i plynné – jsou tvořeny nejmenšími částicemi – molekulami, které samy sestávají z atomů („elementárních molekul“). Molekuly chemické látky mohou být jednoduché a složité, tj. mohou se skládat z jednoho nebo více atomů. Molekuly a atomy jsou elektricky neutrální částice. Za určitých podmínek mohou molekuly a atomy získat další elektrický náboj a přeměnit se na kladné nebo záporné ionty. 2. Atomy a molekuly jsou v nepřetržitém chaotickém pohybu, který se nazývá tepelný pohyb 3. Částice na sebe vzájemně působí silami, které jsou elektrické povahy. Gravitační interakce mezi částicemi je zanedbatelná.

Molekulárně kinetická teorie Nejvýraznějším experimentálním potvrzením myšlenek molekulárně kinetické teorie o náhodném pohybu atomů a molekul je Brownův pohyb. Brownův pohyb je tepelný pohyb nejmenších mikroskopických částic suspendovaných v kapalině nebo plynu. Objevil ji anglický botanik R. Brown v roce 1827. Brownovy částice se pohybují pod vlivem náhodných srážek molekul. Kvůli chaotickému tepelnému pohybu molekul se tyto dopady nikdy navzájem nezruší. V důsledku toho se rychlost Brownovy částice náhodně mění ve velikosti a směru a její dráha je složitá klikatá křivka (obr.). Teorii Brownova pohybu vytvořil A. Einstein v roce 1905. Einsteinova teorie byla experimentálně potvrzena v experimentech francouzského fyzika J. Perrina, uskutečněných v letech 1908–1911.

Molekulárně-kinetická teorie Neustálý chaotický pohyb molekul látky se projevuje i dalším snadno pozorovatelným jevem – difúzí. Difúze je jev pronikání dvou nebo více sousedních látek přítele. - Proces probíhá nejrychleji v plynu, jde-li o plyn, který má heterogenní složení. Difúze vede k vytvoření homogenní směsi bez ohledu na hustotu složek. Pokud se tedy ve dvou částech nádoby, oddělených přepážkou, nachází kyslík O 2 a vodík H 2, pak po odstranění přepážky začíná proces vzájemného pronikání plynů druhého, který vede ke vzniku výbušniny. směs - výbušný plyn. K tomuto procesu také dochází, když je lehký plyn (vodík) v horní polovině nádoby a těžší (kyslík) je ve spodní polovině.

Molekulární kinetická teorie - Podobné procesy v kapalinách probíhají mnohem pomaleji. Vzájemné pronikání dvou kapalin různých kapalin do sebe, rozpouštění pevných látek v kapalinách (například cukru ve vodě) a vytváření homogenních roztoků jsou příklady difúzních procesů v kapalinách. V reálných podmínkách je difúze v kapalinách a plynech maskována rychlejšími směšovacími procesy, například v důsledku výskytu konvekčních proudů.

Molekulární kinetická teorie - Nejpomalejší proces difúze probíhá v pevných látkách. Experimenty však ukazují, že když se pevné látky dostanou do kontaktu s dobře očištěnými povrchy dvou kovů, po dlouhé době se v každém z nich najdou atomy jiného kovu. Difúze a Brownův pohyb - Difúze a Brownův pohyb jsou příbuzné jevy. Vzájemné pronikání kontaktujících látek přítele a náhodný pohyb nejmenších částic suspendovaných v kapalině nebo plynu nastávají v důsledku chaotického tepelného pohybu molekul.

Molekulární kinetická teorie Síly působící mezi dvěma molekulami Síly působící mezi dvěma molekulami závisí na vzdálenosti mezi nimi. Molekuly jsou složité prostorové struktury obsahující kladné i záporné náboje. Pokud je vzdálenost mezi molekulami dostatečně velká, pak převažují síly mezimolekulární přitažlivosti. Na krátké vzdálenosti převládají odpudivé síly.

Molekulární kinetická teorie V určité vzdálenosti r = r 0 interakční síla zaniká. Tato vzdálenost může být podmíněně brána jako průměr molekuly. Potenciální energie interakce při r = r 0 je minimální. Chcete-li odstranit dvě molekuly, které jsou od sebe ve vzdálenosti r 0, musíte jim dodat další energii E 0. Hodnota E 0 se nazývá hloubka potenciální jámy nebo vazebná energie. Molekuly jsou extrémně malé. Jednoduché monatomické molekuly jsou velké asi 10–10 m. Složité víceatomové molekuly mohou být stokrát i tisíckrát větší.

Molekulárně-kinetická teorie Kinetická energie tepelného pohybu se zvyšuje s rostoucí teplotou Při nízkých teplotách může být průměrná kinetická energie molekuly menší než hloubka potenciální jámy E 0. V tomto případě molekuly kondenzují do kapaliny nebo pevné látky. ; v tomto případě bude průměrná vzdálenost mezi molekulami přibližně rovna r 0. Jak teplota stoupá, průměrná kinetická energie molekuly je větší než E 0, molekuly se rozlétají a vzniká plynná látka

Molekulárně-kinetická teorie Agregované stavy hmoty V pevných látkách provádějí molekuly náhodné vibrace kolem pevných středů (rovnovážných poloh) v pevných látkách. Tato centra mohou být v prostoru umístěna nepravidelně (amorfní tělesa) nebo tvořit uspořádané objemové struktury (krystalická tělesa). Pevné látky si proto zachovávají tvar i objem.

Molekulárně-kinetická teorie Agregované stavy hmoty V kapalinách mají molekuly mnohem větší volnost pro tepelný pohyb. Nejsou vázány na konkrétní centra a mohou se pohybovat v celém objemu. To vysvětluje tekutost kapalin. Těsně rozmístěné molekuly kapaliny mohou také tvořit uspořádané struktury obsahující několik molekul. Tento jev se nazývá řád krátkého dosahu, na rozdíl od řádu dlouhého dosahu, který je charakteristický pro krystalická tělesa. Kapaliny si proto nezachovají svůj tvar, ale zachovají si svůj objem.

Molekulárně-kinetická teorie Souhrnné stavy hmoty V plynech jsou vzdálenosti mezi molekulami obvykle mnohem větší než jejich velikosti. Síly interakce mezi molekulami na tak velké vzdálenosti jsou malé a každá molekula se pohybuje po přímce až do další kolize s jinou molekulou nebo se stěnou cévy. - Průměrná vzdálenost mezi molekulami vzduchu za normálních podmínek je asi 10–8 m, tedy desetkrát větší než velikost molekul. Slabá interakce mezi molekulami vysvětluje schopnost plynů expandovat a zaplnit celý objem nádoby. V limitu, kdy má interakce tendenci k nule, se dostáváme k pojmu ideální plyn. Plyny si proto nezachovají tvar ani objem.

Molekulárně kinetická teorie Látkové množství V molekulárně kinetické teorii se látkové množství považuje za úměrné počtu částic látky. Jednotka množství látky se nazývá mol (mol). Mol je množství látky, které obsahuje tolik částic (molekul), kolik je atomů 0,012 kg uhlíku 12 C. (Molekula uhlíku se skládá z jednoho atomu) Jeden mol libovolné látky tedy obsahuje stejný počet částic ( molekuly). Toto číslo se nazývá Avogadrova konstanta NA: NA = 6,02 1023 mol–1 Avogadrova konstanta je jednou z nejdůležitějších konstant v teorii molekulární kinetiky.

Molekulárně-kinetická teorie Množství látky ν je definováno jako poměr počtu N částic (molekul) látky k Avogadrově konstantě NA: Hmotnost jednoho molu látky se obvykle nazývá molární hmotnost M Mol. hmotnost se rovná součinu hmotnosti m 0 jedné molekuly dané látky Avogadrovou konstantou: M = NA · m 0 Molární hmotnost se vyjadřuje v kilogramech na mol (kg/mol). Pro látky, jejichž molekuly se skládají z jednoho atomu, se často používá termín atomová hmotnost. 1/12 hmotnosti atomu izotopu uhlíku 12 C (s hmotnostním číslem 12) se bere jako jednotka hmotnosti atomů a molekul. Tato jednotka se nazývá jednotka atomové hmotnosti (am.m.u.): 1 am. e.m. = 1,66 10–27 kg. Tato hodnota se téměř shoduje s hmotností protonu nebo neutronu. Poměr hmotnosti atomu nebo molekuly dané látky k 1/12 hmotnosti atomu uhlíku 12 C se nazývá relativní hmotnost.

Molekulární kinetická teorie Nejjednodušším modelem uvažovaným molekulární kinetickou teorií je model ideálního plynu: 1. V kinetickém modelu ideálního plynu jsou molekuly považovány 1. za dokonale elastické kuličky, které interagují mezi sebou a se stěnami pouze při pružných srážkách. 2. Předpokládá se, že celkový objem všech molekul je malý ve srovnání s objemem nádoby obsahující plyn. Model ideálního plynu docela dobře popisuje chování skutečných plynů v širokém rozsahu tlaků a teplot. Úkolem molekulární kinetické teorie je stanovit vztah mezi mikroskopickými (hmotnost, mikroskopická rychlost, kinetická energie molekul) a makroskopickými parametry (tlak, objem, makroskopické teplotní parametry).

Molekulárně kinetická teorie V důsledku každé srážky mezi molekulami a molekulami se stěnami se mohou rychlosti molekul měnit co do velikosti a směru; v časových intervalech mezi po sobě jdoucími srážkami se molekuly pohybují rovnoměrně a přímočaře. V modelu ideálního plynu se předpokládá, že všechny srážky probíhají podle zákonů pružného nárazu, tj. řídí se zákony Newtonovy mechaniky. Pomocí modelu ideálního plynu vypočítáme tlak plynu na stěnu nádoby. V procesu interakce molekuly se stěnou cévy mezi nimi vznikají síly, které se řídí třetím Newtonovým zákonem. Výsledkem je, že průmět υx rychlosti molekuly, kolmý ke stěně, změní své znaménko na opačné, zatímco průmět rychlosti υy, rovnoběžný se stěnou, zůstane nezměněn (obr.).

Molekulární kinetická teorie Vzorec pro průměrný tlak plynu na stěně nádoby je zapsán jako Tato rovnice stanoví vztah mezi tlakem p ideálního plynu, hmotností molekuly m 0, koncentrací molekul n, průměrná hodnota druhé mocniny rychlosti a průměrné kinetické energie translačního pohybu molekul. Toto je základní rovnice molekulární kinetické teorie plynů.Tlak plynu se tedy rovná dvěma třetinám průměrné kinetické energie translačního pohybu molekul obsažených v jednotkovém objemu.

Molekulárně-kinetická teorie Základní rovnice MCT plynů zahrnuje součin koncentrace molekul n a průměrné kinetické energie translačního pohybu. V tomto případě je tlak úměrný průměrné kinetické energii. Vyvstávají otázky: jak lze experimentálně změnit průměrnou kinetickou energii pohybu molekul v nádobě o konstantním objemu? Jaká fyzikální veličina se musí změnit, aby se změnila průměrná kinetická energie? Zkušenost ukazuje, že teplota je taková veličina.

Molekulárně-kinetická teorie Teplota Pojem teplota úzce souvisí s pojmem tepelné rovnováhy. Tělesa, která jsou ve vzájemném kontaktu, si mohou vyměňovat energii. Energie předaná z jednoho tělesa na druhé při tepelném kontaktu se nazývá množství tepla Q. Tepelná rovnováha je takový stav soustavy těles v tepelném kontaktu, ve kterém nedochází k přenosu tepla z jednoho tělesa na druhé, a všechny makroskopické parametry těles zůstávají nezměněny. Teplota je fyzikální parametr, který je stejný pro teplotu všech těles v tepelné rovnováze. Možnost zavedení pojmu teplota vyplývá ze zkušenosti a nazývá se nultý zákon termodynamiky.

Molekulárně-kinetická teorie Teplota K měření teploty se používají fyzikální přístroje - teploměry, u kterých se hodnota teploty posuzuje podle změny některého fyzikálního parametru. Pro vytvoření teploměru je nutné zvolit termometrickou látku (například rtuť, líh) a teploměrnou veličinu, která charakterizuje vlastnost látky (například délku rtuťového nebo lihového sloupce). Různé konstrukce teploměrů využívají různé fyzikální vlastnosti látky (například změnu lineárních rozměrů pevných látek nebo změnu elektrického odporu vodičů při zahřátí). Teploměry musí být zkalibrovány.

Molekulárně-kinetická teorie Zvláštní místo ve fyzice zaujímají plynové teploměry (obr.), ve kterých je termometrickou látkou zředěný plyn (helium, vzduch) v nádobě o konstantním objemu (V = konst), a termometrickou veličinou je tlak plynu p. Zkušenosti ukazují, že tlak plynu (při V = konst) roste s rostoucí teplotou, měřeno ve stupních Celsia.

Molekulární kinetická teorie Chcete-li kalibrovat teploměr plynu s konstantním objemem, můžete měřit tlak při dvou teplotách (například 0 °C a 100 °C), vykreslit body p 0 a p 100 do grafu a poté nakreslit přímku mezi nimi (obr ). Pomocí takto získané kalibrační křivky lze určit teploty odpovídající jiným tlakům. Extrapolací grafu na oblast nízkých tlaků je možné extrapolovat graf do oblasti nízkých tlaků a určit nějakou "hypotetickou" teplotu, při které by se tlak plynu rovnal nule. Praxe ukazuje, že tato teplota je rovna -273,15 °C a nezávisí na vlastnostech plynu. V praxi je nemožné získat plyn ve stavu s nulovým tlakem chlazením, protože při velmi nízkých teplotách všechny plyny přecházejí do kapalného nebo pevného skupenství.

Molekulárně-kinetická teorie Anglický fyzik W. Kelvin (Thomson) v roce 1848 navrhl použít bod nulového tlaku plynu k vybudování nové teplotní stupnice (Kelvinova stupnice). V této stupnici je jednotka teploty stejná jako ve stupnici Celsia, ale nulový bod je posunut: TK = TC + 273,15 V soustavě SI se jednotka teploty na stupnici Kelvin nazývá kelvin a označuje se písmenem K Například pokojová teplota TC \u003d 20 ° С na Kelvinově stupnici se rovná TK \u003d 293,15 K.

Molekulární kinetická teorie Kelvinova teplotní stupnice se nazývá absolutní teplotní stupnice. Ukázalo se, že je to nejvhodnější teplotní stupnice pro konstrukci fyzikálních teorií. Kelvinovu stupnici není potřeba vázat na dva pevné body – bod tání ledu a bod varu vody při normálním atmosférickém tlaku, jak je zvykem ve Celsiově stupnici. Kromě bodu nulového tlaku plynu, který se nazývá absolutní nula teploty, stačí vzít jako absolutní nulu teploty ještě jeden pevný referenční bod. V Kelvinově stupnici se jako takový bod používá teplota trojného bodu vody (0,01 °C), ve kterém jsou všechny tři fáze v tepelné rovnováze – led, voda a pára. Na Kelvinově stupnici se předpokládá, že teplota trojného bodu je 273,16 K.

Molekulárně-kinetická teorie Tlak zředěného plynu v nádobě o konstantním objemu V se tedy mění přímo úměrně s jeho absolutní teplotou: p ~ T. T ν v dané nádobě k objemu V nádoby kde N je číslo molekul v nádobě, NA je Avogadrova konstanta, n = N / V je koncentrace molekul (tj. počet molekul na jednotku objemu nádoby).

Molekulární kinetická teorie Kombinací těchto vztahů proporcionality můžeme napsat: p = nk. T, kde k je nějaká konstantní hodnota, která je univerzální pro všechny plyny. Říká se jí Boltzmannova konstanta na počest rakouského fyzika L. Boltzmanna, jednoho z tvůrců MKT. Boltzmannova konstanta je jednou ze základních fyzikálních konstant. Jeho číselná hodnota v SI: k = 1,38 10–23 J/K.

Molekulární kinetická teorie Porovnání poměrů p = nk. T se základní rovnicí plynů MKT, můžete získat: Průměrná kinetická energie chaotického pohybu molekul plynu je přímo úměrná absolutní teplotě. Teplota je tedy mírou průměrné kinetické energie translačního pohybu molekul.Je třeba poznamenat, že průměrná kinetická energie translačního pohybu molekuly nezávisí na její hmotnosti. Brownova částice suspendovaná v kapalině nebo plynu má stejnou průměrnou kinetickou energii jako jednotlivá molekula, jejíž hmotnost je o mnoho řádů menší než hmotnost Brownovy částice.

Molekulárně-kinetická teorie Tento závěr platí i pro případ, kdy nádoba obsahuje směs chemicky neinteragujících plynů, jejichž molekuly mají různé hmotnosti. V rovnovážném stavu budou mít molekuly různých plynů stejné průměrné kinetické energie tepelného pohybu, určené pouze teplotou směsi. Tlak směsi plynů na stěnách nádoby bude součtem parciálních tlaků každého plynu: p = p 1 + p 2 + p 3 + ... = (n 1 + n 2 + n 3 + ...) k. T V tomto poměru jsou n 1, n 2, n 3, … koncentrace molekul různých plynů ve směsi. Tento vztah vyjadřuje v řeči molekulární kinetické teorie Daltonův zákon experimentálně stanovený na počátku 19. století: tlak ve směsi podle Daltonova zákona chemicky neinteragujících plynů je roven součtu jejich parciálních tlaků.

Molekulárně-kinetická teorie Stavová rovnice ideálního plynu Vztah p = nk. T lze zapsat i v jiném tvaru, který stanoví vztah mezi makroskopickými parametry plynu - objem V, tlak p, teplota T a látkové množství ν = m / M. M - Tento vztah se nazývá stavová rovnice ideálního plynu. neboli stavová rovnice Clapeyron–Mendělejevova ideálního plynu – Součin Avogadrovy konstanty NA a Boltzmannovy konstanty k se nazývá univerzální plynová konstanta a označuje se písmenem R. Její číselná hodnota v SI je: R = k ∙NA = 8,31 J/mol.K.

Molekulárně kinetická teorie Stavová rovnice ideálního plynu - Je-li teplota plynu Tn = 273,15 K (0 °C) a tlak pn = 1 atm = 1,013 105 Pa, pak říkají, že plyn je za normálních podmínek . Jak vyplývá ze stavové rovnice pro ideální plyn, jeden mol jakéhokoli plynu za normálních podmínek zaujímá stejný objem V 0 \u003d 0,0224 m 3 / mol \u003d 22,4 dm 3 / mol. Toto tvrzení se nazývá Avogadrův zákon.

Izoprocesy molekulárně-kinetické teorie Plyn se může účastnit různých tepelných procesů, při kterých se mohou měnit všechny parametry popisující jeho stav (p, V a T). Pokud proces probíhá dostatečně pomalu, pak je systém v každém okamžiku blízko svého rovnovážného stavu. Takové procesy se nazývají kvazistatické. V pro nás obvyklém kvazistatickém časovém měřítku mohou tyto procesy probíhat nepříliš pomalu. Například zředění a stlačování plynu ve zvukové vlně, ke kterému dochází stokrát za sekundu, lze považovat za kvazistatický proces. Kvazistatické procesy lze znázornit na stavovém diagramu (např. v souřadnicích p, V) jako určitou trajektorii, jejíž každý bod představuje rovnovážný stav. Zajímavé jsou procesy, ve kterých jeden z parametrů (p, V nebo T) zůstává nezměněn. Takové procesy se nazývají izoprocesy.

Izotermický děj (T = konst) Izotermický děj je kvazistatický děj, který probíhá při konstantní teplotě T. Ze stavové rovnice ideálního plynu vyplývá, že při konstantní teplotě T a T je konstantní množství látky ν. v nádobě musí součin tlaku p plynu a jeho p objemu V zůstat trvalý: p. V = konst

Izotermický děj (T = konst) V rovině (p, V) jsou izotermické děje reprezentovány při různých teplotách T skupinou hyperbol p ~ 1 / V, které se nazývají izotermy. Rovnici izotermického procesu získal z experimentu anglický fyzik R. Boyle (1662) a nezávisle na sobě francouzský fyzik E. Mariotte (1676), proto se rovnice nazývá Boyle–Mariotteův zákon. T3 > T2 > T1

Izochorický děj (V = konst) Izochorický děj je děj kvazistatického ohřevu nebo ochlazování plynu při konstantním objemu V a za předpokladu, že množství látky ν v nádobě zůstane nezměněno. Jak vyplývá ze stavové rovnice ideálního plynu, za těchto podmínek se tlak plynu p mění přímo úměrně jeho absolutní teplotě: p ~ T nebo = konst.

Izochorický děj (V = konst) V rovině (p, T) jsou izochorické děje pro dané množství hmoty ν pro různé hodnoty objemu V znázorněny skupinou přímek nazývaných izochory. Velké hodnoty objemu odpovídají izochorám s menším sklonem vzhledem k teplotní ose (obr.). Závislost tlaku plynu na teplotě experimentálně zkoumal francouzský fyzik J. Charles (1787). Proto se rovnice izochorického děje nazývá Charlesův zákon. V3 > V2 > V1

Izobarický děj (p = konst) Izobarický děj je kvazistatický děj, který probíhá při konstantním tlaku p. Rovnice izobarického děje pro určité konstantní množství látky ν má tvar: kde V 0 je objem plynu při teplotě 0 °C. Koeficient α je roven (1/273, 15) K– 1. Jeho α se nazývá teplotní koeficient objemové roztažnosti plynů.

Izobarický proces (p = konst) V rovině (V, T) jsou izobarické procesy při různých hodnotách tlaku p znázorněny řadou přímek (obr.), které se nazývají izobary. Závislost objemu plynu na teplotě při konstantním tlaku experimentálně zkoumal francouzský fyzik J. Gay-Lussac (1862). Proto se rovnice izobarického procesu nazývá Gay-Lussacův zákon. p3 > p2 > p1

Izoprocesy Experimentálně stanovené zákony Boyle-Mariotte, Charles a Gay-Lussac nalézají vysvětlení - Mariotte, Charles a Gay-Lussac v molekulárně-kinetické teorii plynů. Jsou důsledkem stavové rovnice ideálního plynu.

Termodynamika Termodynamika je věda o tepelných jevech. Na rozdíl od molekulárně-kinetické teorie, která vyvozuje závěry na základě představ o molekulární struktuře látky, vychází termodynamika z nejobecnějších zákonů tepelných procesů a vlastností makroskopických systémů. Závěry termodynamiky jsou založeny na souboru experimentálních faktů a nezávisí na našich znalostech vnitřní struktury hmoty, i když v řadě případů termodynamika používá k ilustraci svých závěrů molekulární kinetické modely.

Termodynamika Termodynamika uvažuje o izolovaných soustavách těles, která jsou ve stavu termodynamické rovnováhy. To znamená, že všechny pozorované makroskopické procesy v takových systémech ustaly.

Termodynamika Pokud byl termodynamický systém vystaven vnějším vlivům, přejde nakonec do jiného rovnovážného stavu. Takový přechod se nazývá termodynamický proces. Pokud proces probíhá dostatečně pomalu (v limitě, nekonečně pomalu), pak je systém v každém časovém okamžiku blízko rovnovážnému stavu. Procesy sestávající ze sledu rovnovážných stavů se nazývají kvazistatické.

Termodynamika. Vnitřní energie Jedním z nejdůležitějších pojmů termodynamiky je vnitřní energie tělesa. Všechna makroskopická těla mají energii obsaženou v tělech samotných. Z hlediska MKT je vnitřní energie látky součtem kinetické energie všech atomů a molekul a potenciální energie jejich vzájemné interakce. Zejména vnitřní energie ideálního plynu je rovna součtu kinetických energií všech plynných částic v kontinuálním a náhodném tepelném pohybu. Z toho vyplývá Jouleův zákon, potvrzený četnými experimenty: Vnitřní energie ideálního plynu závisí pouze na jeho teplotě a nezávisí na objemu

Termodynamika. Vnitřní energie MKT vede k následujícímu vyjádření pro vnitřní energii jednoho molu ideálního monoatomického plynu (helium, neon atd.), jehož molekuly vykonávají pouze translační pohyb: Protože potenciální energie interakce molekul závisí na vzdálenosti mezi nimi, v obecném případě vnitřní energie U tělesa závisí spolu s teplotou T, závisí také na objemu V: T U = U (T, V) Vnitřní energie U tělesa tělo je jednoznačně určeno makroskopickými parametry, které charakterizují stav těla. Nezáleží na tom, jak byl daný stav realizován. Je zvykem říkat, že vnitřní energie je stavová funkce.

Termodynamika. Způsoby, jak změnit vnitřní energii Vnitřní energie tělesa se může změnit, pokud na něj působí vnější síly (pozitivní nebo negativní). práce Je-li například plyn stlačen ve válci pod pístem, pak vnější síly vykonají nějakou kladnou práci A "na plynu. Zároveň tlakové síly, A" působící na píst z plynu, konají práci A = -A"

Termodynamika. Metody změny vnitřní energie Vnitřní energie tělesa se může měnit nejen v důsledku vykonané práce, ale také v důsledku přenosu tepla. Při tepelném kontaktu těles může vnitřní energie jednoho z nich vzrůst, zatímco druhého se může snižovat. V tomto případě se mluví o tepelném toku z jednoho tělesa do druhého. Množství tepla Q přijaté tělesem, Množství tepla Q je změna vnitřní energie tělesa v důsledku přenosu tepla.

Termodynamika. Způsoby změny vnitřní energie K přenosu energie z jednoho tělesa na druhé ve formě tepla může dojít pouze tehdy, je-li mezi nimi teplotní rozdíl. Tepelný tok je vždy směrován z horkého tělesa do studeného Množství tepla Q je energetická veličina. V SI se množství tepla měří v jednotkách mechanické práce – joulech (J).

Termodynamika. První zákon termodynamiky podmíněně jsou znázorněny energetické toky mezi zvoleným termodynamickým systémem a okolními tělesy. Hodnota Q > 0, pokud tepelný tok Q > 0 směřuje k termodynamickému systému. Hodnota A > 0, pokud systém vykonává kladnou práci A > 0 na okolních tělesech. Pokud si soustava vyměňuje teplo s okolními tělesy a koná práci (kladnou nebo zápornou), změní se stav soustavy, změní se stav soustavy, tedy změní se její makroskopické parametry (teplota, tlak, objem).

Termodynamika. První termodynamický zákon Protože vnitřní energie U je jednoznačně určena makroskopickými parametry charakterizujícími stav soustavy, vyplývá z toho, že procesy přenosu tepla a práce jsou doprovázeny změnou vnitřní energie soustavy ΔU.

Termodynamika. První termodynamický zákon První termodynamický zákon je zobecněním zákona zachování a přeměny energie pro termodynamický systém. Je formulován následovně: Změna ΔU vnitřní energie neizolovaného termodynamického systému je rovna rozdílu mezi množstvím tepla Q přeneseným do systému a prací A vykonanou systémem na vnějších tělesech. ΔU = Q - A Vztah vyjadřující první termodynamický zákon se často píše v jiném tvaru: Q = ΔU + A Množství tepla přijatého systémem jde změnit jeho vnitřní energii a vykonávat práci na vnějších tělesech.

Termodynamika. První termodynamický zákon Aplikujme první termodynamický zákon na izoprocesy v plynech. Při izochorickém ději (V = konst) plyn nepracuje, A = 0. Proto Q = ΔU = U (T 2) - U (T 1). Zde U (T 1) a U (T 2) jsou vnitřní energie plynu v počátečním a konečném stavu. Vnitřní energie ideálního plynu závisí pouze na teplotě (Jouleův zákon). Při izochorickém ohřevu je teplo absorbováno plynem (Q > 0) a jeho vnitřní energie se zvyšuje. Při ochlazování se teplo odevzdává vnějším tělesům (Q 0 - teplo je absorbováno plynem a plyn koná kladnou práci. Při izobarické kompresi Q

Tepelné motory. Termodynamické cykly. Carnotův cyklus Tepelný stroj je zařízení schopné přeměnit přijaté množství tepla na mechanickou práci. Mechanická práce v tepelných motorech se provádí v procesu expanze určité látky, která se nazývá pracovní tekutina. Jako pracovní kapalina se obvykle používají plynné látky (benzinové páry, vzduch, vodní pára). Pracovní těleso přijímá (nebo odevzdává) tepelnou energii v procesu výměny tepla s tělesy, která mají velkou zásobu vnitřní energie. Těmto tělesům se říká termální nádrže. Skutečně existující tepelné stroje (parní stroje, spalovací motory atd.) pracují cyklicky. Proces přenosu tepla a přeměny přijatého množství tepla na práci se periodicky opakuje. K tomu musí pracovní tekutina provádět kruhový proces nebo termodynamický cyklus, ve kterém se periodicky obnovuje počáteční stav.

Tepelné motory. Termodynamické cykly. Carnotův cyklus Společným rysem všech kruhových procesů je to, že je nelze provádět přivedením pracovní tekutiny do tepelného kontaktu pouze s jedním tepelným zásobníkem. Potřebují alespoň dva. Zásobník tepla s vyšší teplotou se nazývá ohřívač a zásobník tepla s nižší teplotou se nazývá chladnička. Při kruhovém procesu přijímá pracovní tekutina z ohřívače určité množství tepla Q 1 > 0 a předává chladiči množství tepla Q 2

Tepelné motory. Termodynamické cykly. Carnotův cyklus Práce A vykonaná pracovní tekutinou za cyklus se rovná množství přijatého tepla Q za cyklus Poměr práce A k množství tepla Q 1 přijatého pracovní tekutinou za cyklus z ohřívače se nazývá účinnost. η tepelného motoru:

Tepelné motory. Termodynamické cykly. Carnotův cyklus Koeficient účinnosti udává, jaká část tepelné energie přijaté pracovní tekutinou z „horkého“ tepelného zásobníku se proměnila v užitečnou práci. Zbytek (1 - η) byl "zbytečně" přenesen do lednice. (1 – η) Účinnost tepelného stroje je vždy menší než jedna (η 0, A > 0, Q 2 T 2

Tepelné motory. Termodynamické cykly. Carnotův cyklus V roce 1824 uvažoval francouzský inženýr S. Carnot o kruhovém procesu sestávajícím ze dvou izoterm a dvou adiabatů, který sehrál důležitou roli ve vývoji teorie tepelných procesů. Říká se mu Carnotův cyklus (obr. 3. 11. 4).

Tepelné motory. Termodynamické cykly. Carnotův cyklus Carnotův cyklus provádí plyn ve válci pod pístem. V izotermické sekci (1–2) je plyn přiveden do tepelného kontaktu s horkým tepelným zásobníkem (ohřívačem) o teplotě T 1. Plyn se izotermicky rozpíná a vykonává práci A 12, přičemž určité množství tepla Q 1 = Do plynu se přivádí A 12. Dále v adiabatické sekci (2–3) je plyn umístěn v adiabatickém obalu a pokračuje v expanzi bez přenosu tepla. Plyn v tomto úseku vykoná práci A 23 > 0. Teplota plynu při adiabatické expanzi klesne na hodnotu T 2. V dalším izotermickém úseku (3–4) je plyn přiveden do tepelného kontaktu se studeným tepelným zásobník (lednička) při teplotě T 2

Nevratnost tepelných procesů. Druhý termodynamický zákon. První termodynamický zákon - zákon zachování energie pro tepelné procesy - stanovuje vztah mezi množstvím tepla Q přijatým systémem, změnou ΔU jeho vnitřní energie a prací A vykonanou na vnějších tělesech: Q = ΔU + A Podle tohoto zákona nelze energii vytvořit ani zničit; přechází z jednoho systému do druhého a přeměňuje se z jedné formy do druhé. Procesy, které porušují první zákon termodynamiky, nebyly nikdy pozorovány. Na Obr. jsou znázorněna zařízení zakázaná prvním termodynamickým zákonem Cyklicky pracující tepelné motory zakázané prvním termodynamickým zákonem: 1 - perpetum mobile 1. druhu, vykonávající práci bez spotřeby energie zvenčí; 2 - tepelný motor s účinností η > 1

Nevratnost tepelných procesů. Druhý termodynamický zákon. První termodynamický zákon neurčuje směr tepelných dějů První termodynamický zákon. Jak však ukazuje zkušenost, mnoho tepelných procesů může probíhat pouze jedním směrem. Takové procesy se nazývají nevratné. Například při tepelném kontaktu dvou těles s různými teplotami je tepelný tok vždy směrován z teplejšího tělesa na chladnější. Spontánní proces přenosu tepla z tělesa s nízkou teplotou do tělesa s vyšší teplotou není nikdy pozorován. Proto je proces přenosu tepla při konečném rozdílu teplot nevratný. Reverzibilní procesy jsou procesy přechodu systému z jednoho rovnovážného stavu do druhého, které mohou být prováděny v opačném směru prostřednictvím stejné sekvence mezilehlých rovnovážných stavů. V tomto případě se samotný systém a okolní tělesa vrátí do původního stavu. Procesy, ve kterých systém vždy zůstává v rovnovážném stavu, se nazývají kvazistatické. Všechny kvazistatické procesy jsou reverzibilní. Všechny reverzibilní procesy jsou kvazistatické.

Nevratnost tepelných procesů. Druhý termodynamický zákon. Procesy přeměny mechanické práce na vnitřní energii těla jsou nevratné v důsledku přítomnosti tření, difúzních procesů v plynech a kapalinách, procesů směšování plynů za přítomnosti počátečního tlakového rozdílu atd. Všechny skutečné procesy jsou nevratné, ale jsou nevratné. může přistupovat k reverzibilním libovolně blízkým procesům. Reverzibilní procesy jsou idealizacemi skutečných procesů. První zákon termodynamiky nedokáže rozlišit vratné a nevratné procesy. Jednoduše vyžaduje určitou energetickou bilanci termodynamického procesu a neříká nic o tom, zda je takový proces možný nebo ne.

Nevratnost tepelných procesů. Druhý termodynamický zákon. Směr samovolně probíhajících procesů zakládá druhý termodynamický zákon. V termodynamice jej lze formulovat jako zákaz určitých typů termodynamických procesů. Anglický fyzik W. Kelvin dal v roce 1851 následující formulaci druhého zákona: druhý zákon V cyklicky pracujícím tepelném motoru je nemožný proces, jehož jediným výsledkem by byla přeměna celého množství tepla na mechanickou práci. přijaté z jednoho zásobníku tepla.

Nevratnost tepelných procesů. Druhý termodynamický zákon. Německý fyzik R. Clausius podal jinou formulaci druhého termodynamického zákona: Je nemožný proces, jehož jediným výsledkem by byl přenos energie přenosem tepla z tělesa s nízkou teplotou na těleso s vyšší teplotou. . Na Obr. jsou znázorněny procesy zakázané druhým zákonem, ale nezakázané prvním zákonem termodynamickým. Tyto procesy odpovídají dvěma formulacím druhého termodynamického zákona. 1 - perpetum mobile druhého druhu; 2 - samovolný přenos tepla ze studeného tělesa do teplejšího (ideální lednička)

Molekulární fyzika. Termodynamika.

1.Statistické a termodynamické metody

2.Molekulárně-kinetická teorie ideálních plynů

2.1 Základní definice

2.2.Experimentální zákony ideálního plynu

2.3 Stavová rovnice ideálního plynu (Clapeyron-Mendělejevova rovnice

2.4.Základní rovnice molekulární kinetické teorie ideálního plynu

2.5 Maxwellovo rozdělení

2.6 Boltzmannovo rozdělení

3. Termodynamika

3.1 Vnitřní energie. Zákon rovnoměrného rozložení energie ve stupních volnosti

3.2 První termodynamický zákon

3.3 Práce plynu při změně jeho objemu

3.4 Tepelná kapacita

3.5 První termodynamický zákon a izoprocesy

3.5.1 Izochorický proces (V = konst)

3.5.2. Izobarický proces (p = konst)

3.5.3 Izotermický proces (T = konst)

3.5.4. Adiabatický proces (dQ = 0)

3.5.5. Polytropní procesy

3.6.Kruhový proces (cyklus). Reverzibilní a nevratné procesy. Carnotův cyklus.

3.7.Druhá věta termodynamiky

3.8 Reálné plyny

3.8.1 Síly mezimolekulární interakce

3.8.2 Van der Waalsova rovnice

3.8.3 Vnitřní energie reálného plynu

3.8.4 Joule-Thomsonův jev. Zkapalňování plynů.

1.Statistické a termodynamické metody

Molekulární fyzika a termodynamika - obory fyziky, které studujímakroskopické procesy spojené s obrovským množstvím atomů a molekul obsažených v tělech. Ke studiu těchto procesů se používají dvě zásadně odlišné (ale vzájemně se doplňující) metody: statistický (molekulární kinetika) atermodynamické.

Molekulární fyzika - obor fyziky, který studuje strukturu a vlastnosti hmoty na základě molekulárně kinetických konceptů založených na skutečnosti, že všechna tělesa se skládají z molekul v nepřetržitém chaotickém pohybu. Procesy studované molekulární fyzikou jsou výsledkem kombinovaného působení obrovského množství molekul. Pomocí jsou studovány zákony chování velkého množství molekulstatistická metoda , která je založena na jakých vlastnostechmakroskopický systém jsou určeny vlastnostmi částic systému, vlastnostmi jejich pohybu a průměrnými hodnotami dynamických charakteristik těchto částic (rychlost, energie atd.). Například teplota tělesa je určena průměrnou rychlostí chaotického pohybu jeho molekul a nelze hovořit o teplotě jedné molekuly.

Termodynamika - obor fyziky, který studuje obecné vlastnosti makroskopických systémů vstav termodynamické rovnováhy a přechodové procesy mezi těmito státy. Termodynamika neuvažuje mikroprocesy , který je základem těchto transformací, ale je založen na dva principy termodynamiky - experimentálně stanovené základní zákony.

Statistické metody fyziky nelze použít v mnoha oblastech fyziky a chemie, zatímco termodynamické metody jsou univerzální. Statistické metody však umožňují stanovit mikroskopickou strukturu látky, zatímco termodynamické metody stanoví pouze vztahy mezi makroskopickými vlastnostmi. Molekulárně-kinetická teorie a termodynamika se vzájemně doplňují, tvoří jeden celek, ale liší se metodami výzkumu.

2.Molekulárně-kinetická teorie ideálních plynů

2.1 Základní definice

Předmětem studia molekulárně-kinetické teorie je plyn. Věří se, že molekuly plynu, které se náhodně pohybují, nejsou vázány interakčními silami, a proto se pohybují volně a v důsledku srážek se snaží rozptýlit se všemi směry a zaplnit celý objem, který jim byl poskytnut. Plyn tedy zabírá objem nádoby, který plyn zabírá.

Ideální plyn je plyn, pro který: vlastní objem jeho molekul je zanedbatelný ve srovnání s objemem nádoby; mezi molekulami plynu nejsou žádné interakční síly; srážky molekul plynu mezi sebou a se stěnami nádoby jsou absolutně elastické. Pro mnoho skutečných plynů model ideálního plynu dobře popisuje jejich makrovlastnosti.

Termodynamický systém - soubor makroskopických těles, která interagují a vyměňují energii jak mezi sebou, tak s jinými tělesy (vnějším prostředím).

Stav systému- soubor fyzikálních veličin (termodynamické parametry, stavové parametry) , které charakterizují vlastnosti termodynamického systému:teplota, tlak, měrný objem.

Teplota- fyzikální veličina charakterizující stav termodynamické rovnováhy makroskopického systému. V soustavě SI je použití povoleno termodynamické a praktická teplotní stupnice .V termodynamické škále je trojný bod vody (teplota, při které jsou led, voda a pára o tlaku 609 Pa v termodynamické rovnováze) považován za rovný T = 273,16 stupně Kelvina[K]. V praktickém měřítku jsou body tuhnutí a varu vody při tlaku 101300 Pa považovány za stejné, t \u003d 0 a t \u003d 100 stupňů Celsia [C].Tyto teploty spolu souvisí

Teplota T = 0 K se nazývá nula Kelvinů, podle moderních koncepcí je tato teplota nedosažitelná, i když je možné se k ní libovolně přiblížit.

Tlak - fyzikální veličina určená normálovou silou F působící ze strany plynu (kapaliny) na jednu oblast umístěnou uvnitř plynu (kapaliny) p = F/S, kde S je velikost oblasti. Jednotkou tlaku je pascal [Pa]: 1 Pa se rovná tlaku vytvořenému silou 1 N, rovnoměrně rozložené po povrchu kolmém k němu o ploše 1 m 2 (1 Pa = 1 N / m 2).

Specifický objemje objem na jednotku hmotnosti v = V/m = 1/r, kde V je objem hmotnosti m, r je hustota homogenního tělesa. Protože v ~ V pro homogenní těleso, makroskopické vlastnosti homogenního tělesa lze charakterizovat jak v, tak V.

Termodynamický proces - každá změna termodynamického systému, která vede ke změně alespoň jednoho z jeho termodynamických parametrů.Termodynamická rovnováha- takový stav makroskopického systému, kdy se jeho termodynamické parametry v čase nemění.Rovnovážné procesy - procesy, které probíhají tak, že změna termodynamických parametrů za konečný časový úsek je nekonečně malá.

izoprocesy jsou rovnovážné procesy, při kterých jeden z hlavních parametrů stavu zůstává konstantní.izobarický proces - proces probíhající při konstantním tlaku (v souřadnicích V,t je zobrazenizobar ). Izochorický proces- proces probíhající při konstantním objemu (v souřadnicích p,t je zobrazenizochora ). Izotermický proces - proces probíhající při konstantní teplotě (v souřadnicích p,V je zobrazenizoterma ). adiabatický procesje proces, při kterém nedochází k výměně tepla mezi systémem a okolím (v souřadnicích p,V je zobrazenadiabatické ).

Konstanta (číslo) Avogadro - počet molekul v jednom molu N A \u003d 6,022. 10 23 .

Normální podmínky: p = 101300 Pa, T = 273,16 K.