Молекулярна фізика

Основні поняття
Кількість речовини вимірюється на молях (n).
n - число молей
1 моль дорівнює кількості речовини системи, що містить стільки ж частинок, скільки атомів міститься в 0,012 кг вуглецю. Число молекул в одному молі речовини чисельно дорівнює постійній Авогадро N A .

NA = 6,022 1023 1/моль.

1 моль будь-якого газу за нормальних умов займає обсяг
V = 2,24 10-2 м3.
М – молярна маса (маса моля) – величина, що дорівнює відношенню маси речовини m до кількості речовини n:

m o – маса однієї молекули, m – маса взятої кількості речовини

- Число молекул в даному обсязі.

Ідеальний газ. Основне рівняння молекулярно-кінетичної теорії.

Основним рівнянням молекулярно-кінетичної теорії газу є рівняння:

,

Р – тиск газу на стінки судини,
n - концентрація молекул,

Середня квадратична швидкість руху молекул.

Тиск газу р можна визначити за формулами:

,

Середня кінетична енергія поступального руху молекул,

Т - абсолютна температура,
K=1,38 10-23 Дж/К – стала Больцмана.

,

Де =8,31 Дж/моль × К, R – універсальна постійна газова
Т=373+t o З, t o З – температура за Цельсієм.
Наприклад, t=27 o З, Т=273+27=300 До.
Суміш газів
Якщо обсязі V знаходиться не один газ, а суміш газів, то тиск газу р визначається законом Дальтона: суміш газів надає на стінки тиск, що дорівнює сумі тисків кожного з газів, взятих окремо:

- Тиск, що чиниться на стінки 1-им газом р1, другим р2 і т.д.

N - число молей суміші,

Рівняння Клапейрона-Менделєєва, ізопроцеси.

Стан ідеального газу характеризують тиском р об'ємом V температурою Т.
[p] = Паскаль (Па), [V] = м3, [T] = Кельвін (К).
Рівняння стану ідеального газу:

для одного моля газу const=R – універсальна газова постійна.

- Рівняння Менделєєва-Клапейрона.

Якщо маса m стала, то різні процеси, що відбуваються в газах, можна описати законами, що випливають із рівняння Менделєєва-Клапейрона.

1. Якщо m = const, T = const - ізотермічний процес.

Рівняння процесу:

Графік процесу:

2. Якщо m = const, V = const - ізохоричний процес.

Рівняння процесу: .

Графік процесу:

3. Якщо m = const, p = const - ізобаричний процес.

Рівняння процесу:

Графік процесу:

4. Адіабатичний процес - процес, що протікає без теплообміну з навколишнім середовищем. Це дуже швидкий процес розширення чи стиснення газу.

Насичена пара, вологість.

Абсолютна вологість - тиск водяної пари, що міститься в повітрі при даній температурі.
Відносна вологість – відношення тиску водяної пари, що міститься в повітрі при даній температурі, до тиску насиченої водяної пари при тій же температурі:

р o - Табличне значення.
Точка роси - температура, при якій водяна пара, що знаходиться в повітрі, стає насиченою.

Термодинаміка

Термодинаміка вивчає найбільш загальні закономірності перетворення енергії, але не розглядає молекулярну будову речовини.
Будь-яка фізична система, що складається з величезної кількості частинок – атомів, молекул, іонів та електронів, які здійснюють безладний тепловий рух і при взаємодії між собою обмінюються енергією, називається термодинамічною системою. Такими системами є гази, рідини та тверді тіла.

Внутрішня енергія.

Термодинамічна система має внутрішню енергію U. При переході термодинамічної системи з одного стану до іншого відбувається зміна її внутрішньої енергії.
Зміна внутрішньої енергії ідеального газу дорівнює зміні кінетичної енергії теплового руху його частинок.
Зміна внутрішньої енергії D Uпри переході системи з одного стану в інший не залежить від процесу, яким відбувався перехід.
Для одноатомного газу:

- Різниця температур в кінці та на початку процесу.

Зміна внутрішньої енергії системи може відбуватися за рахунок двох різних процесів: здійснення системи роботи А/ і передачі їй теплоти Q.

Робота у термодинаміці.

Робота залежить від процесу, яким відбувався перехід системи з одного стану в інший. При ізобаричному процесі (p=const, m=const): ,

Різниця обсягів наприкінці та на початку процесу.

Робота, що здійснюється над системою зовнішніми силами, і робота, що здійснюється системою проти зовнішніх сил, рівні за величиною та протилежні за знаком: .

Перший закон термодинаміки.

Закон збереження енергії у термодинаміці називають: перший закон термодинаміки.
Перший закон термодинаміки:

А/ - робота, виконана над системою зовнішніми силами,
А - робота, досконала системою,

Різниця внутрішніх енергій кінцевого та початкового станів.

Перший закон термодинаміки.

Перший закон термодинаміки формулюється в такий спосіб: Кількість теплоти (Q), повідомлене системі, йде збільшення внутрішньої енергії системи і здійснення системою роботи над зовнішніми тілами.
Застосуємо перший закон термодинаміки до різних ізопроцесів.
а) Ізотермічний процес (T = const, m = const).
Оскільки , то , тобто. зміна внутрішньої енергії не відбувається, отже:

- все повідомлене системі тепло витрачається працювати, здійснювану системою проти зовнішніх сил.

Б) Ізохорічний процес (V = const, m = const).
Оскільки обсяг не змінюється, то робота системи дорівнює 0 (А=0) і - все повідомлене системі тепло затрачується зміну внутрішньої енергії.
в) Ізобаричний процес (p = const, m = const).

г) Адіабатичний процес (m=const, Q=0).

Робота здійснюється системою рахунок зменшення внутрішньої енергії.

ККД теплової машини.

Тепловою машиною називається двигун, що періодично діє, здійснює роботу за рахунок одержуваної ззовні кількості теплоти. Теплова машина повинна складатися із трьох частин: 1) робочого тіла – газу (або пари), при розширенні якого здійснюється робота; 2) нагрівача - тіла, у якого за рахунок теплообміну робоче тіло отримує кількість теплоти Q1; 3) холодильника (довкілля), що відбирає у газу кількість теплоти Q2.
Нагрівач періодично збільшує температуру газу до Т1, а холодильник знижує до Т2.
Відношення корисної роботи А, виконаної машиною, до кількості теплоти, одержаної від нагрівача, називається коефіцієнтом корисної дії машини h:

Коефіцієнт корисної дії ідеальної теплової машини:

Т1 - температура нагрівача,
Т2 – температура холодильника.

- Для ідеальної теплової машини.

ТЕСТОВІ ЗАВДАННЯ

Відповіді та рішення

1. Моль будь-якої речовини містить однакове число молекул, що дорівнює числу Авогадро:
2. Запишемо рівняння Менделєєва-Клапейрона двох станів з p=const і m=const, т.к. процес переходу з одного стану до іншого ізобаричний: (1) (2) Розділимо (1) на (2), отримуємо: - Рівняння ізобатичного процесу.
3. 
4. Для визначення температури застосуємо рівняння Менделєєва-Клапейрона. З графіка: для стану А - для стану В - . , з першого рівняння -, тоді - .
5. Тиск суміші . Запишемо рівняння ізотермічного процесу:, - Тиск газів після розширення.
6. Для вирішення задачі запишемо перший початок термодинаміки. Для ізобаричного процесу:. Для ізохоричного процесу:. Т.к. Ср – питома теплоємність при постійному тиску, СV – теплоємність при постійному обсязі. Т.к. , , тобто.
7. - Перший початок термодинаміки. За умовою Q=А, тобто. дельта U=0, отже, процес протікає за постійної температури (процес ізотермічний).
8. А 1 – чисельно дорівнює площі фігури А 1,. Т.к. менше решти площ, то робота А 1 мінімальна.

За онлайн-курсом можливе отримання сертифікату.

У курсі розглядаються ключові поняття та методи термодинаміки та молекулярної фізики як частини курсу загальної фізики, який читають студенти Московського Фізико-Технічного Інституту. Насамперед, вводяться основні термодинамічні величини, поняття та постулати. Розглядаються головні термодинамічні співвідношення. Окремі лекції присвячені теорії фазових переходів, моделі газу Ван-Дер-Ваальса, поверхневим явищам. Даються основні поняття статистичної фізики: мікро- та макро стан системи, статистична сума, функції розподілу та ін. Обговорюються розподіли Максвелла, Больцмана, Гібса. Викладаються елементи теорії теплоємності газів. Виводяться вирази флуктуацій основних термодинамічних величин. Дається опис молекулярних процесів у газах: процесів перенесення, дифузії та теплопровідності.

Про курс

Онлайн-курс містить обговорення базових фізичних питань, розбір завдань, демонстрації фізичних експериментів, без яких неможливе глибоке розуміння загальної фізики. Для успішного освоєння онлайн-курсу слухачеві бажано знати курс загальної фізики: "Механіка" та володіти основами математичного аналізу, знати основи лінійної алгебри та теорії ймовірностей.

Формат

Онлайн-курс містить теоретичний матеріал, демонстрації ключових термодинамічних експериментів, необхідні для правильного розуміння явищ, розбирання рішень типових завдань, вправи та завдання для самостійного вирішення

Сьомий, тринадцятий та вісімнадцятий тижні містять контрольні завдання для перевірки.

Програма курсу

Тиждень 1
Основні поняття молекулярної фізики та термодинаміки: предмет дослідження, його характерні риси. Завдання молекулярної фізики. Рівняння стану. Тиск ідеального газу як функція кінетичної енергії молекул. Співвідношення між температурою ідеального газу та кінетичною енергією його молекул. Закони бездоганних газів. Рівняння стану ідеального газу. Квазистатичні, оборотні та незворотні термодинамічні процеси. Нульовий початок термодинаміки. Робота, тепло, внутрішня енергія. Перший початок термодинаміки. Теплоємність. Теплоємність ідеальних газів при постійному об'ємі та постійному тиску, рівняння Майєра. Адіабатичний та політропічний процеси. Рівняння політропи для ідеального газу. Адіабатичний та політропічний процеси. Незалежність внутрішньої енергії ідеального газу від обсягу.

Тиждень 2
Другий початок термодинаміки. Формулювання другого початку. Теплові машини. Визначення ККД теплової машини. Цикл Карно. Теорема Карно. Нерівність Клаузіуса. Максимальність ККД циклу Карно порівняно з іншими термодинамічних циклів. Холодильна машина. Ефективність холодильної машини. Тепловий насос. Ефективність теплового насоса, що працює за циклом Карно. Зв'язок між коефіцієнтами ефективності теплового насоса та холодильної машини.

Тиждень 3
Термодинамічний визначення ентропії. Закон зростання ентропії. Ентропія ідеального газу. Ентропія в оборотних та незворотних процесах. Адіабатичне розширення ідеального газу у вакуум. Об'єднане рівняння першого та другого почав термодинаміки. Третій початок термодинаміки. Зміна ентропії та теплоємності при наближенні температури до абсолютного нуля.

Тиждень 4
Термодинамічні функції. Властивості термодинамічних функцій. Максимальна та мінімальна робота. Перетворення термодинамічних функцій. Співвідношення Максвелла. Залежність внутрішньої енергії від обсягу. Залежність теплоємності від об'єму. Співвідношення між СР та СV. Теплофізичні властивості твердих тіл. Термодинаміка деформації твердих тіл. Зміна температури при адіабатичному розтягуванні пружного стрижня. Теплове розширення як наслідок ангармонічності коливань у ґратах. Коефіцієнт лінійного розширення стрижня.

Тиждень 5
Умови термодинамічної рівноваги. Фазові перетворення. Фазові переходи І та ІІ роду. Хімічний потенціал Умова рівноваги фаз. Крива фазової рівноваги. Рівняння Клапейрона-Клаузіуса. Діаграма стану двофазної системи «рідина-пар». Залежність теплоти фазового переходу від температури. Критична точка. Потрійна точка. Діаграма стану «лід-вода-пар». Поверхневі явища. Термодинаміка поверхні. Вільна енергія поверхні. Крайові кути. Змочування та незмочування. Формула Лапласа. Залежність тиску пари від кривизни поверхні рідини. Кипіння. Роль зародків при освіті нової фази.

Тиждень 6
Газ Ван-дер-Ваальса як модель реального газу Ізотерми газу Ван-дер-Ваальса. Метастабільні стани. Перегріта рідина та переохолоджена пара. Правило Максвелла і правило важеля. Критичні параметри та наведене рівняння стану газу Ван-дер-Ваальса. Внутрішня енергія газу Ван-дер-Ваальса. Рівняння адіабати газу Ван-дер-Ваальса. Ентропія газу Ван-дер-Ваальса. Швидкість звуку у газах. Швидкість витікання газу з отвору. Ефект Джоуля-Томсона. Адіабатичне розширення, дроселювання. Одержання низьких температур.

Тиждень 7
Перевірна

Тиждень 8
Динамічні та статистичні закономірності. Макроскопічні та мікроскопічні стани. Фазовий простір. Елементи теорії ймовірностей. Умова нормування. Середні величини та дисперсія. Біноміальний закон розподілу. Розподіл Пуассон. Розподіл Гауса.

Тиждень 9
Розподіл Максвелла. Розподіл частинок за компонентами швидкості та абсолютними значеннями швидкості. Найбільш ймовірна, середня та середньоквадратична швидкості. Розподіли Максвелла з енергій. Середня кількість ударів молекул, що стикаються в одиницю часу з одиничним майданчиком. Середня енергія молекул, що вилітають у вакуум через малий отвір у посудині.

Тиждень 10
Розподіл Больцмана у однорідному полі сил. Барометричні формули. Мікро- та макростану. Статистична вага макростану. Статистичне визначення ентропії. Ентропія при змішуванні газів. Парадокс Гіббса. Уявлення про розподіл Ґіббса. Статистична сума та її використання для знаходження внутрішньої енергії. Статистична температура.

Тиждень 11
Флуктуація. Середні значення енергії та дисперсії (середньоквадратичної флуктуації) енергії частки. Флуктуація термодинамічних величин. Флуктуація температури у фіксованому обсязі. Флуктуація обсягу в ізотермічному та адіабатичному процесах. Флуктуація адитивних фізичних величин. Залежність флуктуацій від кількості частинок, що становлять систему.

Тиждень 12
Теплоємність. Класична теорія теплоємностей. Закон рівномірного розподілу енергії теплового руху за ступенями свободи. Теплоємність кристалів (закон Дюлонга-Пті). Елементи квантової теорії теплоємностей. Характеристичні температури. Залежність теплоємності від температури.

Тиждень 13
Зіткнення. Ефективний газокінетичний переріз. Довжина вільного пробігу. Розподіл молекул за довжинами вільного пробігу. Число зіткнень молекул між собою. Явлення перенесення: в'язкість, теплопровідність та дифузія. Закони Фіка та Фур'є. Коефіцієнти в'язкості, теплопровідності та дифузії в газах.

Тиждень 14
Броунівський рух. Рухливість. Закон Ейнштейна-Смолуховського. Зв'язок рухливості частки та коефіцієнта дифузії. Явлення перенесення у розріджених газах. Ефект Кнудсена. Ефузія. Течія розрідженого газу через прямолінійну трубу.

Тиждень 15
Перевірна

Результати навчання

В результаті вивчення дисципліни «Термодинаміка» той, хто навчається, повинен:

• Знати:
  • основні поняття, що використовуються у молекулярній фізиці, термодинаміці;
  • зміст фізичних величин, які у молекулярної фізики, термодинаміці;
  • рівняння стану ідеального газу та газу Ван-дер-Ваальса;
  • розподілу Больцмана та Максвелла, закон рівномірного розподілу енергії за ступенями свободи;
  • нульовий, перший, другий і третій початку термодинаміки, нерівність Клаузіуса, закон зростання ентропії;
  • умови стійкої термодинамічної рівноваги;
  • рівняння Клапейрона-Клаузіуса;
  • формулу Лапласа;
  • рівняння, що описують процеси перенесення (дифузії, в'язкості, теплопровідності);
• Вміти:
  • використовувати основні положення молекулярно-кінетичної теорії газів на вирішення завдань;
  • використовувати закони молекулярної фізики та термодинаміки при описі рівноважних станів теплових процесів та процесів перенесення;
• Володіти:
  • методами розрахунку параметрів стану речовини;
  • методами розрахунку роботи, кількості теплоти та внутрішньої енергії;

Формовані компетенції

• здатність аналізувати наукові проблеми та фізичні процеси, використовувати на практиці фундаментальні знання, отримані в галузі природничих наук (ОК-1)
• здатність освоювати нові проблематику, термінологію, методологію та опановувати наукові знання, володіння навичками самостійного навчання (ОК-2)
• здатність застосовувати у своїй професійній діяльності знання, отримані в галузі фізичних та математичних дисциплін (ПК-1)
• здатність розуміти сутність завдань, поставлених у ході професійної діяльності, та використовувати відповідний фізико-математичний апарат для їх опису та вирішення (ПК-3)
• здатність використовувати знання в галузі фізичних та математичних дисциплін для подальшого освоєння дисциплін відповідно до профілю підготовки (ПК-4)
• здатність застосовувати теорію та методи математики, фізики та інформатики для побудови якісних та кількісних моделей (ПК-8)

Молекулярна фізика і термодинаміка - це по суті дві різні за своїми підходами, але тісно пов'язані науки, що займаються одним і тим же - вивченням макроскопічних властивостей фізичних систем, але різними методами

Молекулярна фізика В основі молекулярної фізики чи молекулярнокінетичної теорії лежать певні уявлення про будову речовини. - Для встановлення законів поведінки макроскопічних систем, що складаються з величезної кількості частинок, у молекулярній фізиці використовуються різні моделі речовини, наприклад моделі ідеального газу. Молекулярна фізика є статистичною теорією, фізика тобто теорією, яка розглядає поведінку систем, що складаються з величезної кількості частинок (атомів, молекул), на основі імовірнісних моделей. Вона прагне основі статистичного підходу встановити зв'язок між зв'язок експериментально виміряними макроскопічними величинами (тиск, обсяг, температура тощо. буд.) і величинами мікроскопічними характеристиками частинок, які входять мікроскопічними характеристиками у складі системи (маса, імпульс, енергія тощо. буд.) .

Термодинаміка На відміну від молекулярно-кінетичної теорії, термодинаміка щодо властивостей термодинаміка макроскопічних систем не спирається ні на які уявлення про молекулярну структуру речовини. Термодинаміка є феноменологічною наукою. – Вона робить висновки про властивості речовини на основі законів, встановлених на досвіді, таких як закон збереження енергії. Термодинаміка оперує тільки з макроскопічними величинами (тиск, температура, об'єм тощо), які вводяться на основі фізичного експерименту.

Обидва підходи – термодинамічний та статистичний – не суперечать, а доповнюють друга. Тільки спільне використання термодинаміки та молекулярнокінетичної теорії може дати найбільш повне уявлення про властивості систем, що складаються з великої кількості частинок.

Молекулярна фізика Молекулярно-кінетична теорія - вчення про будову та властивості речовини на основі уявлення про існування атомів і молекул як найменших частинок хімічних речовин.

Молекулярно-кінетична теорія Основні положення МКТ 1. Усі речовини – рідкі, тверді та газоподібні – утворені з найдрібніших частинок – молекул, які складаються з атомів («елементарних молекул»). Молекули хімічної речовини можуть бути простими та складними, тобто складатися з одного або кількох атомів. Молекули і атоми є електрично нейтральні частинки. За певних умов молекули та атоми можуть набувати додаткового електричного заряду і перетворюватися на позитивні або негативні іони. 2. Атоми та молекули перебувають у безперервному хаотичному русі, який називають тепловим рухом 3. Частинки взаємодіють один з одним силами, що мають електричну природу. Гравітаційна взаємодія між частинками дуже мало.

Молекулярно-кінетична теорія Найбільш яскравим експериментальним підтвердженням уявлень молекулярно-кінетичної теорії про безладний рух атомів і молекул є броунівський рух. Броунівський рух - це тепловий рух дрібних мікроскопічних частинок, зважених в рідині або газі. Воно було відкрито англійським ботаніком Р. Броуном у 1827 р. Броунівські частки рухаються під впливом безладних ударів молекул. Через хаотичний тепловий рух молекул ці удари ніколи не врівноважують друга. В результаті швидкість броунівської частки безладно змінюється за модулем і напрямом, а її траєкторія є складною зигзагоподібною кривою (рис.). Теорія броунівського руху була створена А. Ейнштейном у 1905 р. Експериментально теорія Ейнштейна була підтверджена у дослідах французького фізика Ж. Перрена, проведених у 1908–1911 рр.

Молекулярно-кінетична теорія Постійний хаотичний рух молекул речовини проявляється також в іншому явищі, що легко спостерігається – дифузії. Дифузією називається явище проникнення двох або кількох дотичних речовин друга. – Найшвидше процес протікає у газі, якщо він газі неоднорідний за складом. Дифузія призводить до утворення однорідної суміші незалежно від густини компонентів. Так, якщо у двох частинах судини, розділених перегородкою, знаходяться кисень O 2 і водень H 2, то після видалення перегородки починається процес взаємопроникнення газів друга, що призводить до утворення вибухонебезпечної суміші - гримучого газу. Цей процес йде й у тому випадку, коли легкий газ (водень) знаходиться у верхній половині судини, а більш важкий (кисень) – у нижній.

Молекулярно-кінетична теорія – Значно повільніше протікають подібні процеси у рідинах. Взаємопроникнення двох рідин різнорідних рідин одна в одну, розчинення твердих речовин у рідинах (наприклад, цукру у воді) та утворення однорідних розчинів – приклади дифузійних процесів у рідинах. У реальних умовах дифузія в рідинах та газах маскується більш швидкими процесами перемішування, наприклад, через виникнення конвекційних потоків.

Молекулярно-кінетична теорія Найбільш повільно процес дифузії протікає в твердих тілах. Однак, досліди показують, що при твердих тілах контакт добре очищених поверхонь двох металів через тривалий час в кожному з них виявляється атоми іншого металу. Дифузія та броунівський рух - Дифузія та броунівський рух споріднені явища. Взаємопроникнення дотичних речовин друга та безладний рух дрібних частинок, зважених у рідині або газі, відбуваються внаслідок хаотичного теплового руху молекул.

Молекулярно-кінетична теорія Сили, що діють між двома молекулами, Сили, що діють між двома молекулами, залежать від відстані між ними. Молекули є складними просторовими структурами, що містять як позитивні, так і негативні заряди. Якщо відстань між молекулами досить велика, переважають сили міжмолекулярного тяжіння. На малих відстанях переважають сили відштовхування.

Молекулярно-кінетична теорія При певній відстані r = r 0 сила взаємодії перетворюється на нуль. Цю відстань умовно можна прийняти за діаметр молекули. Потенційна енергія взаємодії за r = r 0 мінімальна. Щоб видалити одна від одної дві молекули, що знаходяться на відстані r0, потрібно повідомити їм додаткову енергію E0. Величина E0 називається глибиною потенційної ями або енергією зв'язку. Молекули мають дуже малі розміри. Прості одноатомні молекули мають розмір близько 10-10 м. Складні багатоатомні молекули можуть мати розміри в сотні та тисячі разів більше.

Молекулярно-кінетична теорія Кінетична енергія теплового руху зростає зі зростанням температури При низьких температурах середня кінетична енергія молекули може виявитися меншою за глибину потенційної ями E 0. У цьому випадку молекули конденсуються в рідку або тверду речовину; при цьому середня відстань між молекулами приблизно дорівнює r 0. При підвищенні температури середня кінетична енергія молекули стає більше E 0, молекули розлітаються, і утворюється газоподібна речовина

Молекулярно-кінетична теорія Агрегатні стани речовини У твердих тілах молекули роблять твердих тілах безладні коливання у фіксованих центрів (положень рівноваги). Ці центри можуть бути розташовані у просторі нерегулярним чином (аморфні тіла) або утворювати впорядковані об'ємні структури (кристалічні тіла). Тому тверді тіла зберігають і форму, і об'єм.

Молекулярно-кінетична теорія Агрегатні стани речовини У рідинах молекули мають значно більшу свободу для теплового руху. Вони не прив'язані до певних центрів та можуть переміщатися по всьому об'єму. Цим пояснюється плинність рідин. Близько розташовані молекули рідини можуть утворювати впорядковані структури, що містять кілька молекул. Це називається ближнім порядком на відміну далекого порядку, характерного для кристалічних тіл. Тому рідини не зберігають форму, але зберігають об'єм.

Молекулярно-кінетична теорія Агрегатні стани речовини У газах відстані між молекулами зазвичай значно більше їх розмірів. Сили взаємодії між молекулами на таких великих відстанях малі, і кожна молекула рухається вздовж прямої лінії до зіткнення з іншою молекулою або зі стінкою судини. – Середня відстань між молекулами повітря за нормальних умов близько 10–8 м, тобто в десятки разів перевищує розмір молекул. Слабка взаємодія між молекулами пояснює здатність газів розширюватися та заповнювати весь обсяг судини. У межі, коли взаємодія прагне нулю, ми приходимо до ставлення до ідеальному газі. Тому гази не зберігають ні форму, ні обсягу.

Молекулярно-кінетична теорія Кількість речовини У молекулярно-кінетичній теорії кількість речовини прийнято вважати пропорційною числу речовини частинок. Одиниця кількості речовини називається молем (моль). Моль - це кількість речовини, що містить стільки ж частинок (молекул), скільки міститься атомів 0, 012 кг вуглецю 12 C. (Молекула вуглецю складається з одного атома) Таким чином, в одному молі будь-якої речовини міститься те саме число частинок (молекул ). Це число називається постійною Авогадро NА: NА = 6, 02 · 1023 моль-1. Постійна Авогадро - одна з найважливіших постійних у молекулярно-кінетичній теорії.

Молекулярно-кінетична теорія Кількість речовини визначається як відношення числа N частинок (молекул) речовини до постійної Авогадро NА: Масу одного моля речовини прийнято називати молярною масою M Молярна маса дорівнює добутку маси m 0 однієї молекули даної речовини на постійну Авогадро: M = NА · m 0 Молярна маса виражається у кілограмах на моль (кг/моль). p align="justify"> Для речовин, молекули яких складаються з одного атома, часто використовується термін атомна маса. За одиницю маси атомів та молекул приймається 1/12 маси атома ізотопу вуглецю 12 C (з масовим числом 12). Ця одиниця називається атомною одиницею маси (а. е. м.): 1 а. е. м. = 1, 66 · 10 - 27 кг. Ця величина майже збігається з масою протону чи нейтрону. Відношення маси атома або молекули даної речовини до 1/12 маси атома вуглецю 12 C називається відносною масою.

Молекулярно-кінетична теорія Найпростішою моделлю, що розглядається молекулярно-кінетичною теорією, є модель ідеального газу: 1. У кінетичній моделі ідеального газу молекули 1. розглядаються як ідеально пружні кульки, що взаємодіють між собою та зі стінками тільки під час пружних зіткнень. 2. Сумарний обсяг всіх молекул передбачається малим по 2. порівнянню з обсягом судини, в якій знаходиться газ. Модель ідеального газу досить добре описує поведінку реальних газів у широкому діапазоні тисків та температур. Завдання молекулярно-кінетичної теорії полягає в тому, щоб встановити зв'язок між мікроскопічними (маса, мікроскопічна швидкість, кінетична енергія молекул) і макроскопічними параметрами (тиск, об'єм, макроскопічними параметрами температура).

Молекулярно-кінетична теорія В результаті кожного зіткнення між молекулами і молекул зі стінками швидкості молекул можуть змінюватися за модулем та напрямом; на інтервалах часу між послідовними зіткненнями молекули рухаються рівномірно та прямолінійно. У моделі ідеального газу передбачається, що зіткнення відбуваються за законами пружного удару, т. е. підпорядковуються законам механіки Ньютона. Використовуючи модель ідеального газу, обчислимо тиск газу стінку судини. У процесі взаємодії молекули зі стінкою судини з-поміж них виникають сили, підпорядковуються третьому закону Ньютона. В результаті проекція υx швидкості молекули, перпендикулярна стінці, змінює свій знак на протилежний, а проекція υy швидкості, паралельна стінці, залишається незмінною (рис.).

Це рівняння встановлює зв'язок між тиском p ідеального газу, масою молекули m 0, концентрацією молекул n, середнім значенням квадрата швидкості і середньою кінетичною енергією поступального руху молекул. Це основне рівняння молекулярно-кінетичної теорії газів Таким чином, тиск газу дорівнює двом третинам середньої кінетичної енергії поступального руху молекул, що містяться в одиниці об'єму.

Молекулярно-кінетична теорія У основне рівняння МКТ газів входить добуток концентрації молекул n на середню кінетичну енергію поступального руху. У цьому випадку тиск пропорційно до середньої кінетичної енергії. Виникають питання: як можна на досвіді змінювати середню кінетичну енергію руху молекул у посудині незмінного обсягу? Яку фізичну величину слід змінити, щоб змінилася середня кінетична енергія? Досвід свідчить, що такою величиною є температура.

Поняття температури тісно пов'язане з поняттям теплової рівноваги. Тіла, що перебувають у контакті один з одним, можуть обмінюватися енергією. Енергія, що передається одним тілом іншому при тепловому контакті, називається кількістю теплоти Q. Теплова рівновага - це такий стан системи тіл, що знаходяться в тепловому контакті, при якому не відбувається теплопередачі від одного тіла до іншого, і всі макроскопічні параметри тіл залишаються незмінними. Температура – ​​це фізичний параметр, однаковий для Температура всіх тіл, що у тепловому рівновазі. Можливість введення поняття температури випливає з досвіду і зветься нульовим законом термодинаміки.

Молекулярно-кінетична теорія Температура Для вимірювання температури використовуються фізичні прилади – термометри, у яких про величину температури судять щодо зміни будь-якого фізичного параметра. Для створення термометра необхідно вибрати термометричну речовину (наприклад, ртуть, спирт) та термометричну величину, що характеризує властивість речовини (наприклад, довжина ртутного або спиртового стовпчика). У різних конструкціях термометрів використовуються різні фізичні властивості речовини (наприклад, зміна лінійних розмірів твердих тіл або зміна електричного опору провідників при нагріванні). Термометри мають бути калібровані.

p align="justify"> Молекулярно-кінетична теорія Особливе місце у фізиці займають газові термометри (рис.), в яких термометричною речовиною є розріджений газ (гелій, повітря) у посудині незмінного об'єму (V = const), а термометричною величиною - тиск газу p. Досвід показує, що тиск газу (при V = const) зростає із зростанням температури, виміряної за шкалою Цельсія.

Молекулярно-кінетична теорія Щоб проградуювати газовий термометр постійного об'єму, можна виміряти тиск при двох значеннях температури (наприклад, 0 °C та 100 °C), нанести точки p 0 та p 100 на графік, а потім провести між ними пряму лінію (мал. ). Використовуючи отриманий у такий спосіб калібрувальний графік, можна визначати температури, що відповідають іншим значенням тиску. Екстраполюючи графік в область низьких тисків, можна Екстраполюючи графік в область низьких тисків визначити деяку «гіпотетичну» температуру, за якої тиск газу став би рівним нулю. Досвід показує, що ця температура дорівнює - 273, 15 ° С і не залежить від властивостей газу. На досвіді одержати шляхом охолодження газ у стані з нульовим тиском неможливо, тому що при дуже низьких температурах всі гази переходять у рідкий або твердий стан.

Молекулярно-кінетична теорія Англійський фізик У. Кельвін (Томсон) у 1848 р. запропонував використовувати точку нульового тиску газу для побудови нової температурної шкали (шкала Кельвіна). У цій шкалі одиниця вимірювання температури така сама, як і в шкалі Цельсія, але нульова точка зсунута: TК = ТС + 273, 15. У системі СІ прийнято одиницю вимірювання температури за шкалою Кельвіна називати кельвіном і позначати буквою K. Наприклад, кімнатна температура ТС = 20 ° С за шкалою Кельвіна дорівнює TК = 293, 15 К.

Молекулярно-кінетична теорія Температурна шкала Кельвіна називається абсолютною шкалою температур. Вона виявляється найбільш шкалою температур зручною при побудові фізичних теорій. Немає необхідності прив'язувати шкалу Кельвіна до двох фіксованих точок - точки плавлення льоду і точки кипіння води при нормальному атмосферному тиску, як це прийнято в шкалі Цельсія. Крім точки нульового тиску газу, яка називається абсолютним нулем температури, абсолютним нулем температури достатньо прийняти ще одну фіксовану опорну точку. У шкалі Кельвіна як така точка використовується температура потрійної точки води (0, 01 °С), в якій в тепловій рівновазі знаходяться всі три фази - лід, вода і пара. За шкалою Кельвіна температура потрійної точки приймається рівною 273, 16 К.

Молекулярно-кінетична теорія Таким чином, тиск розрідженого газу в посудині постійного об'єму V змінюється прямо пропорційно до його абсолютної температури: p ~ T. T З іншого боку, досвід показує, що при незмінних об'ємі V і температурі T тиск газу змінюється прямо пропорційно відношенню кількості речовини ν у даній посудині до обсягу V посудини де N – число молекул у посудині, NА – постійна Авогадро, n = N / V – концентрація молекул (тобто число молекул в одиниці обсягу судини).

Молекулярно-кінетична теорія Поєднуючи ці співвідношення пропорційності, можна записати: p = nk. T, де k – деяка універсальна всім газів стала величина. Її називають постійною Больцманом, на честь австрійського фізика Л. Больцмана, одного зі творців МКТ. Постійна Больцмана – одна із фундаментальних фізичних констант. Її чисельне значення СІ: k = 1, 38· 10– 23 Дж/К.

Молекулярно-кінетична теорія Порівнюючи співвідношення p=nk. T з основним рівнянням МКТ газів можна отримати: Середня кінетична енергія хаотичного руху молекул газу прямо пропорційна абсолютній температурі. Таким чином, температура є мірою середньої кінетичної енергії поступального руху молекул Слід звернути увагу на те, що середня кінетична енергія поступального руху молекули не залежить від її маси. Броунівська частка, зважена в рідині або газі, має таку ж середню кінетичну енергію, як і окрема молекула, маса якої на багато порядків менша за масу броунівської частки.

Молекулярно-кінетична теорія Цей висновок поширюється і на випадок, коли в посудині є суміш хімічно невзаємодіючих газів, молекули яких мають різні маси. У стані рівноваги молекули різних газів матимуть однакові середні кінетичні енергії теплового руху, які визначаються лише температурою суміші. Тиск суміші газів на стінки судини складатиметься з парціальних тисків кожного газу: p = p 1 + p 2 + p 3 + … = (n 1 + n 2 + n 3 + …) k. T У цьому співвідношенні n 1, n 2, n 3, … – концентрації молекул різних газів у суміші. Це співвідношення виражає мовою молекулярнокінетичної теорії експериментально встановлений на початку XIX століття закон Дальтона: тиск у суміші закон Дальтона хімічно невзаємодіючих газів дорівнює сумі їх парціальних тисків.

Молекулярно-кінетична теорія Зрівняння стану ідеального газу Співвідношення p=nk. T може бути записано в іншій формі, що встановлює зв'язок між макроскопічними параметрами газу - обсягом V, тиском p, температурою T і кількістю речовини ν = m / M. M - Це співвідношення називається рівнянням стану ідеального газу або рівнянням стану ідеального газу Клапейрона-Менделєєва – Добуток постійної Авогадро NА на постійну Больцмана k називається універсальною газовою постійною та позначається буквою R. Її чисельне значення в СІ є: R = k ∙NА = 8, 31 Дж/моль·К.

Молекулярно-кінетична теорія Рівняння стану ідеального газу – Якщо температура газу дорівнює Tн = 273, 15 К (0 °С), а тиск pн = 1 атм = 1, 013 · 105 Па, то кажуть, що газ знаходиться за нормальних умов. Як випливає з рівняння стану ідеального газу, один моль будь-якого газу за нормальних умов займає той самий обсяг V 0 = 0, 0224 м 3/моль = 22, 4 дм 3/моль. Це твердження називається законом Авогадро.

Молекулярно-кінетична теорія Ізопроцеси Газ може брати участь у різних теплових процесах, у яких можуть змінюватися всі параметри, що описують його стан (p, V і T). Якщо процес протікає досить повільно, то будь-якої миті система близька до свого рівноважного стану. Такі процеси називаються квазістатичними. У звичному квазістатичному для нас масштабі часу ці процеси можуть протікати і не дуже повільно. Наприклад, розрідження та стиснення газу в звуковій хвилі, що відбуваються сотні разів на секунду, можна розглядати як квазістатичний процес. Квазистатичні процеси можуть бути зображені на діаграмі станів (наприклад, координатах p, V) у вигляді деякої траєкторії, кожна точка якої представляє рівноважний стан. Інтерес представляють процеси, у яких одне із параметрів (p, V чи T) залишається незмінним. Такі процеси називаються ізопроцесами

Ізотермічний процес (T = const) Ізотермічним процесом називають квазістатичний процес, що протікає при постійній температурі T. З рівняння стану ідеального газу випливає, що при постійній температурі T і T незмінній кількості речовини ν у посудині тиск тиску p газу на його p об'єм V має залишатися постійним: p. V = const

Ізотермічний процес (T = const) На площині (p, V) ізотермічні процеси зображуються при різних значеннях температури T сімейством гіпербол p ~ 1/V, які називаються ізотермами. Рівняння ізотермічного процесу було отримано з експерименту англійським фізиком Р. Бойлем (1662) і незалежно французьким фізиком Е. Маріоттом (1676) Тому рівняння називають законом Бойля-Маріотта. T3 > T2 > T1

Ізохорний процес (V = const) Ізохорний процес – це процес квазістатичного нагрівання або охолодження газу при постійному обсязі V і за умови, що кількість речовини в посудині залишається незмінною. Як випливає з рівняння стану ідеального газу, за цих умов тиск газу p змінюється прямо пропорційно до його абсолютної температури: p ~ T або = const

Ізохорний процес (V = const) На площині (p, T) ізохорні процеси для заданої кількості речовини при різних значеннях об'єму V зображуються сімейством прямих ліній, які називаються ізохорами. Великим значенням обсягу відповідають ізохори з меншим нахилом щодо осі температур (рис.). Експериментально залежність тиску газу від температури досліджував французький фізик Ж. Шарль (1787). Тому рівняння ізохорного процесу називається законом Шарля. V 3 > V 2 > V 1

Ізобарний процес (p = const) Ізобарним процесом називають квазістатичний процес, що протікає при незмінному тиску p. Рівняння ізобарного процесу для деякої незмінної кількості речовини має вигляд: де V 0 – об'єм газу при температурі 0 °С. Коефіцієнт α дорівнює (1/273, 15) К-1. Його α називають температурним коефіцієнтом об'ємного розширення газів.

Ізобарний процес (p = const) На площині (V, T) ізобарні процеси за різних значень тиску p зображуються сімейством прямих ліній (рис.), які називаються ізобарами. Залежність обсягу газу від температури при постійному тиску була експериментально досліджена французьким фізиком Ж. Гей-Люссаком (1862). Тому рівняння ізобарного процесу називають законом Гей-Люссака. p 3 > p 2 > p 1

Ізопроцеси Експериментально встановлені закони Бойля – Маріотта, Шарля та Гей-Люссака знаходять – Маріотта, Шарля та Гей-Люссака пояснення у молекулярно-кінетичній теорії газів. Вони наслідком рівняння стану ідеального газу.

Термодинаміка – це наука про теплові явища. На противагу молекулярно-кінетичній теорії, яка робить висновки на основі уявлень про молекулярну будову речовини, термодинаміка виходить із найбільш загальних закономірностей теплових процесів та властивостей макроскопічних систем. Висновки термодинаміки спираються на сукупність досвідчених фактів і не залежать від наших знань про внутрішній устрій речовини, хоча в ряді випадків термодинаміка використовує молекулярнокінетичні моделі для ілюстрації своїх висновків.

Термодинаміка Термодинаміка розглядає ізольовані системи тіл, що у стані термодинамічного рівноваги. Це означає, що в таких системах припинилися всі макроскопічні процеси, що спостерігаються.

Термодинаміка Якщо термодинамічна система була піддана зовнішньому впливу, то зрештою вона перейде до іншого рівноважного стану. Такий перехід називається термодинамічний процес. Якщо процес протікає досить повільно (у межі нескінченно повільно), то система у кожний момент часу виявляється близькою до рівноважного стану. Процеси, які з послідовності рівноважних станів, називаються квазистатическими.

Термодинаміка. Внутрішня енергія Одним із найважливіших понять термодинаміки є внутрішня енергія тіла. Всі макроскопічні тіла мають енергію, укладену всередині самих тіл. З погляду МКТ внутрішня енергія речовини складається з кінетичної енергії всіх атомів і молекул та потенційної енергії їхньої взаємодії один з одним. Зокрема, внутрішня енергія ідеального газу дорівнює сумі кінетичних енергій усіх частинок газу, що перебувають у безперервному та безладному тепловому русі. Звідси випливає закон Джоуля, який підтверджує численні експерименти: Внутрішня енергія ідеального газу залежить тільки від його температури і не залежить від обсягу

Термодинаміка. Внутрішня енергія МКТ призводить до наступного виразу для внутрішньої енергії одного молю ідеального одноатомного газу (гелій, неон та ін.), молекули якого здійснюють тільки поступальний рух: Оскільки потенційна енергія взаємодії молекул залежить від відстані між ними, в загальному випадку внутрішня енергія тіла U залежить поряд із температурою T також і від об'єму V: T U = U (T, V) Таким чином, внутрішня енергія U тіла однозначно визначається макроскопічними параметрами, що характеризують стан тіла. Вона залежить від цього, яким шляхом було реалізовано цей стан. Вважається, що внутрішня енергія є функцією стану.

Термодинаміка. Способи зміни внутрішньої енергії Внутрішня енергія тіла може змінюватися, якщо зовнішні сили, що діють на нього, виконують роботу (позитивну або негативну). роботу Наприклад, якщо газ піддається стиску в циліндрі під поршнем, то зовнішні сили здійснюють над газом деяку позитивну роботу A". У той же час сили тиску, A" діють з боку газу на поршень, виконують роботу A = –A"

Термодинаміка. Способи зміни внутрішньої енергії Внутрішня енергія тіла може змінюватися не тільки в результаті роботи, що виконується, але і внаслідок теплообміну. При тепловому контакті тіл внутрішня енергія одного з них може збільшуватись, а іншого – зменшуватись. У цьому випадку говорять про тепловий потік від одного тіла до іншого. Кількість теплоти Q, отриманої тілом, Кількість теплоти Q називають зміну внутрішньої енергії тіла в результаті теплообміну.

Термодинаміка. Способи зміни внутрішньої енергії Передача енергії від одного тіла іншому у формі тепла може відбуватися лише за наявності різниці температур між ними. Тепловий потік завжди спрямований від гарячого тіла до холодного. Кількість теплоти Q є енергетичною величиною. У СІ кількість теплоти вимірюється в одиницях механічної роботи – Джоулі (Дж).

Термодинаміка. Перший закон термодинаміки На рис. умовно зображені енергетичні потоки між виділеною термодинамічною системою та оточуючими тілами. Розмір Q > 0, якщо тепловий Q > 0 потік спрямований у бік термодинамічної системи. Величина A > 0, якщо система здійснює позитивну A > 0 роботу над оточуючими тілами. Якщо система обмінюється теплом з оточуючими тілами і виконує роботу (позитивну чи негативну), змінюється стан системи, змінюється стан системи тобто змінюються її макроскопічні параметри (температура, тиск, об'єм).

Термодинаміка. Перший закон термодинаміки Так як внутрішня енергія U однозначно визначається макроскопічними параметрами, що характеризують стан системи, то звідси випливає, що процеси теплообміну та виконання роботи супроводжуються зміною U внутрішньої енергії системи.

Термодинаміка. Перший закон термодинаміки Перший закон термодинаміки є узагальненням закону збереження та перетворення енергії для термодинамічної системи. Він формулюється наступним чином: Зміна U внутрішньої енергії неізольованої термодинамічної системи дорівнює різниці між кількістю теплоти Q, переданої системі, і роботою A, досконалою системою над зовнішніми тілами. ΔU = Q – A Співвідношення, що виражає перший закон термодинаміки, часто записують в іншій формі: Q = ΔU + A Кількість теплоти, отримана системою, йде на зміну її внутрішньої енергії та виконання роботи над зовнішніми тілами.

Термодинаміка. Перший закон термодинаміки Застосуємо перший закон термодинаміки до ізопроцесів у газах. У ізохорному процесі (V = const) газ роботи не здійснює, A = 0. Отже, Q = U = U (T 2) – U (T 1). Тут U (T 1) та U (T 2) – внутрішні енергії газу в початковому та кінцевому станах. Внутрішня енергія ідеального газу залежить від температури (закон Джоуля). При ізохорному нагріванні тепло поглинається газом (Q > 0) і його внутрішня енергія збільшується. При охолодженні тепло віддається зовнішнім тілам (Q 0 – тепло поглинається газом, і газ робить позитивну роботу. При ізобарному стисканні Q

Теплові двигуни Термодинамічні цикли. Цикл Карно Тепловим двигуном називається пристрій, здатний перетворювати отриману кількість теплоти на механічну роботу. Механічна робота у теплових двигунах проводиться у процесі розширення деякої речовини, яка називається робочим тілом. Як робоче тіло зазвичай використовуються газоподібні речовини (пари бензину, повітря, водяна пара). Робоче тіло отримує (або віддає) теплову енергію у процесі теплообміну з тілами, які мають великий запас внутрішньої енергії. Ці тіла називають тепловими резервуарами. Реально існуючі теплові двигуни (парові машини, двигуни внутрішнього згоряння тощо) працюють циклічно. Процес теплопередачі та перетворення отриманої кількості теплоти в роботу періодично повторюється. Для цього робоче тіло має здійснювати круговий процес або термодинамічний цикл, у якому періодично відновлюється вихідний стан.

Теплові двигуни Термодинамічні цикли. Цикл Карно Загальна властивість всіх кругових процесів полягає в тому, що їх неможливо провести, наводячи робоче тіло в тепловий контакт тільки з одним тепловим резервуаром. Їх потрібно принаймні два. Тепловий резервуар із вищою температурою називають нагрівачем, а з нижчою – холодильником. Здійснюючи круговий процес, робоче тіло отримує від нагрівача деяку кількість теплоти Q 1 > 0 і віддає холодильнику кількість теплоти Q 2

Теплові двигуни Термодинамічні цикли. Цикл Карно Робота A, що здійснюється робочим тілом за цикл, дорівнює отриманій за цикл кількості теплоти Q. Відношення роботи A до кількості теплоти Q 1, отриманій робочим тілом за цикл від нагрівача, називається коефіцієнтом корисної дії теплової машини:

Теплові двигуни Термодинамічні цикли. Цикл Карно Коефіцієнт корисної дії вказує, яка частина теплової енергії, отриманої робочим тілом від гарячого теплового резервуара, перетворилася на корисну роботу. Решту (1 – η) було «непотрібно» передано холодильнику. (1 – η) Коефіцієнт корисної дії теплової машини завжди менше одиниці (η 0, A > 0, Q 2 T 2

Теплові двигуни Термодинамічні цикли. Цикл Карно В 1824 французький інженер С. Карно розглянув круговий процес, що складається з двох ізотерм і двох адіабат, який відіграв важливу роль у розвитку вчення про теплові процеси. Він називається циклом Карно (рис. 3. 11. 4).

Теплові двигуни Термодинамічні цикли. Цикл Карно Цикл Карно здійснює газ, що знаходиться в циліндрі під поршнем. На ізотермічній ділянці (1–2) газ приводиться в тепловий контакт із гарячим тепловим резервуаром (нагрівачем), що має температуру T 1. Газ ізотермічно розширюється, виконуючи роботу A 12, при цьому до газу підводиться деяка кількість теплоти Q 1 = A 12. Далі на адіабатичній ділянці (2-3) газ поміщається в адіабатичну оболонку і продовжує розширюватися без теплообміну. На цій ділянці газ виконує роботу A 23 > 0. Температура газу при адіабатичному розширенні знижується до значення T 2. На наступній ізотермічній ділянці (3–4) газ приводиться в тепловий контакт з холодним тепловим резервуаром (холодильником) при температурі T 2

Необоротність теплових процесів. Другий закон термодинаміки. Перший закон термодинаміки – закон збереження енергії для теплових процесів – встановлює зв'язок між кількістю теплоти Q, отриманої системою, зміною ΔU її внутрішньої енергії та роботою A, досконалої над зовнішніми тілами: Q = ΔU + A Відповідно до цього закону, енергія не може бути створена або знищено; вона передається від однієї системи до іншої і перетворюється з однієї форми на іншу. Процеси, що порушують перший закон термодинаміки ніколи не спостерігалися. На рис. зображено пристрої, заборонені першим законом термодинаміки Циклічно працюючі теплові машини, що забороняються першим законом термодинаміки: 1 – вічний двигун 1 роду, який здійснює роботу без споживання енергії ззовні; 2 – теплова машина з коефіцієнтом корисної дії > 1

Необоротність теплових процесів. Другий закон термодинаміки. Перший закон термодинаміки не встановлює напрями теплових процесів. Однак, як показує досвід, багато теплових процесів можуть протікати тільки в одному напрямку. Такі процеси називаються незворотними. Наприклад, при тепловому контакті двох тіл з різними температурами тепловий потік завжди спрямований від теплішого тіла до холоднішого. Ніколи не спостерігається мимовільний процес передачі тепла від тіла з низькою температурою до тіла з вищою температурою. Отже, процес теплообміну при кінцевій різниці температур є необоротним. Оборотними процесами називають процеси переходу системи з одного рівноважного стану в інший, які можна провести у зворотному напрямку через ту ж послідовність проміжних рівноважних станів. При цьому сама система та оточуючі тіла повертаються до вихідного стану. Процеси, під час яких система постійно залишається у стані рівноваги, називаються квазистатичними. Усі квазістатичні процеси оборотні. Усі оборотні процеси є квазістатичними.

Необоротність теплових процесів. Другий закон термодинаміки. Процеси перетворення механічної роботи у внутрішню енергію тіла є незворотними через наявність тертя, процесів дифузії в газах і рідинах, процеси перемішування газу за наявності початкової різниці тисків і т. д. процесів. Оборотні процеси є ідеалізацією реальних процесів. Перший закон термодинаміки неспроможна відрізнити оборотні процеси від незворотних. Він просто вимагає від термодинамічного процесу певного енергетичного балансу і нічого не говорить про те, чи можливий такий процес чи ні.

Необоротність теплових процесів. Другий закон термодинаміки. Напрямок мимовільно протікають процесів встановлює другий закон термодинаміки. Він може бути сформульований у термодинаміки у вигляді заборони на певні види термодинамічних процесів. Англійський фізик У. Кельвін дав у 1851 р. наступне формулювання другого закону: другого закону У циклічно діючій тепловій машині неможливий процес, єдиним результатом якого було б перетворення на механічну роботу всієї кількості теплоти, отриманої від єдиного теплового резервуара.

Необоротність теплових процесів. Другий закон термодинаміки. Німецький фізик Р. Клаузіус дав інше формулювання другого закону термодинаміки: Неможливий процес, єдиним результатом якого була передача енергії шляхом теплообміну від тіла з низькою температурою до тіла з вищою температурою. На рис. зображено процеси, заборонені другим законом, але не заборонені першим законом термодинаміки. Ці процеси відповідають двом формулюванням другого закону термодинаміки. 1 – вічний двигун другого роду; 2 – мимовільний перехід тепла від холодного тіла до теплішого (ідеальна холодильна машина)

Молекулярна фізика Термодинаміка.

1.Статистичний та термодинамічний методи

2.Молекулярно-кінетична теорія ідеальних газів

2.1.Основні визначення

2.2.Дослідні закони ідеального газу

2.3.Рівняння стану ідеального газу (рівняння Клапейрона-Менделєєва

2.4.Основне рівняння молекулярно-кінетичної теорії ідеального газу

2.5.Розподіл Максвелла

2.6.Розподіл Больцмана

3.Термодинаміка

3.1.Внутрішня енергія. Закон рівномірного розподілу енергії за ступенями свободи

3.2.Перший початок термодинаміки

3.3.Робота газу при зміні його обсягу

3.4.Теплоємність

3.5.Перший початок термодинаміки та ізопроцеси

3.5.1.Ізохорний процес (V = const)

3.5.2.Ізобарний процес (p = const)

3.5.3.Ізотермічний процес (T = const)

3.5.4. Адіабатичний процес (dQ = 0)

3.5.5. Політропні процеси

3.6.Круговий процес (цикл). Зворотні та незворотні процеси. Цикл Карно.

3.7.Другий початок термодинаміки

3.8.Реальні гази

3.8.1.Сили міжмолекулярної взаємодії

3.8.2.Рівняння Ван-дер-Ваальса

3.8.3.Внутрішня енергія реального газу

3.8.4.Ефект Джоуля-Томсона. Зрідження газів.

1.Статистичний та термодинамічний методи

Молекулярна фізика та термодинаміка - розділи фізики, у яких вивчаютьсямакроскопічні процеси , пов'язані з величезним числом атомів і молекул, що містяться в тілах. Для вивчення цих процесів застосовують два принципово різняться (але взаємно доповнюють один одного) методи: статистичний (молекулярно-кінетичний) ітермодинамічний.

Молекулярна фізика - розділ фізики, що вивчає будову та властивості речовини виходячи з молекулярно-кінетичних уявлень, що ґрунтуються на тому, що всі тіла складаються з молекул, що перебувають у безперервному хаотичному русі. Процеси, що вивчаються молекулярною фізикою, є результатом сукупної дії великої кількості молекул. Закони поведінки великої кількості молекул вивчаються за допомогоюстатистичного методу , який заснований на тому, що властивостімакроскопічної системи визначаються властивостями частинок системи, особливостями їх руху та усередненими значеннями динамічних характеристик цих частинок (швидкості, енергії тощо).Наприклад, температура тіла визначається середньою швидкістю хаотичного руху його молекул і не можна говорити про температуру однієї молекули.

Термодинаміка - розділ фізики, що вивчає загальні властивості макроскопічних систем, що знаходяться встан термодинамічної рівноваги , та процеси переходу між цими станами.Термодинаміка не розглядає мікропроцеси , які лежать в основі цих перетворень, а ґрунтується на двох засадах термодинаміки - фундаментальних законах, встановлених експериментальним шляхом

Статистичні методи фізики неможливо знайти у багатьох розділах фізики і хімії, тоді як термодинамічні методи універсальні. Проте статистичні методи дозволяють встановлювати мікроскопічну будову речовини, тоді як термодинамічні методи лише встановлюють зв'язок між макроскопічними властивостями. Молекулярно-кінетична теорія та термодинаміка взаємно доповнюють один одного, утворюючи єдине ціле, але вирізняючись методами дослідження.

2.Молекулярно-кінетична теорія ідеальних газів

2.1.Основні визначення

Об'єктом дослідження молекулярно-кінетичної теорії є газ. Вважається що молекули газу, здійснюючи безладні рухи, не пов'язані силами взаємодії і тому вони рухаються вільно, прагнучи, внаслідок зіткнень, розлетітися на всі боки, заповнюючи весь наданий їм обсяг.Таким чином, газ приймає обсяг тієї посудини, яку газ займає.

Ідеальний газ - це газ, котрому: власний обсяг його молекул зневажливо малий проти обсягом судини; між молекулами газу відсутні сили взаємодії; зіткнення молекул газу між собою та зі стінками судини абсолютно пружні.Для багатьох реальних газів модель ідеального газу добре описує їхні властивості.

Термодинамічна система - сукупність макроскопічних тіл, які взаємодіють та обмінюються енергією як між собою, так і з іншими тілами (зовнішнім середовищем).

Стан системи- Сукупність фізичних величин (термодинамічних параметрів, параметрів стану) , які характеризують властивості термодинамічної системи:температура, тиск, питомий об'єм.

Температура- Фізична величина, що характеризує стан термодинамічної рівноваги макроскопічної системи.У системі СІ дозволено використання термодинамічній і практичної шкали температур .У термодинамічній шкалі потрійна точка води (температура, при якій лід, вода і пара при тиску 609 Па знаходяться в термодинамічній рівновазі) вважається рівноюТ = 273.16 градуси Кельвіна[K]. У практичній шкалі температури замерзання та кипіння води при тиску 101300 Па вважаються рівними відповідно t = 0 і t = 100 градусів Цельсія [C].Ці температури пов'язані між собою співвідношенням

Температура Т = 0 К називається нулем Кельвін, згідно з сучасними уявленнями ця температура недосяжна, хоча наближення до неї як завгодно близько можливо.

Тиск - фізична величина, яка визначається нормальною силою F , що діє з боку газу (рідини) на одиничний майданчик, поміщений всередину газу (рідини) p = F/S, де S – розмір майданчика. Одиниця тиску - паскаль [Па]: 1 Па дорівнює тиску, що створюється силою 1 Н, рівномірно розподіленої по нормальній до неї поверхні площею 1 м 2 (1 Па = 1 Н/м 2).

Питомий обсяг- це обсяг одиниці маси v = V/m = 1/r, де V – об'єм маси m, r – щільність однорідного тіла. Оскільки для однорідного тіла v ~ V то макроскопічні властивості однорідного тіла можна характеризувати як v, так і V.

Термодинамічний процес - будь-яка зміна в термодинамічній системі, що веде до зміни хоча б одного з її термодинамічних параметрів.Термодинамічна рівновага- такий стан макроскопічної системи, коли її термодинамічні параметри не змінюються з часом.Рівноважні процеси - процеси, які протікають отже зміна термодинамічних параметрів за кінцевий проміжок часу нескінченно мало.

Ізопроцеси - це рівноважні процеси, у яких одне з основних параметрів стану зберігається постійним.Ізобарний процес - процес, що протікає при постійному тиску (у координатах V,t він зображуєтьсяізобарою ). Ізохорний процес- процес, що протікає при постійному обсязі (у координатах p,t він зображуєтьсяізохорою ). Ізотермічний процес - процес, що протікає за постійної температури (у координатах p,V він зображуєтьсяізотермою ). Адіабатичний процес- це процес, при якому відсутній теплообмін між системою та навколишнім середовищем (у координатах p,V він зображуєтьсяадіабатою ).

Постійна (число) Авогадро - число молекул в одному молі N A = 6.022. 10 23 .

Нормальні умови: p = 101300 Па, Т = 273.16 К.