 |
|
Изотермический процесс
Изотермический процесс протекает при постоянной температуре. Уравнение изотермического процесса T=const.
В соответствии с уравнением политропы Tvn-1=const, политропа превращается в изотерму Т=const при показателе политропы n=1.
Теплоемкость изотермы при n=1 равна бесконечности cт=±∞. Доля теплоты, идущая на увеличение внутренней энергии в изотермическом процессе равна нулю α= 0.
Кроме уравнения Т=const, для изотемического процесса можно записать уравнение Pvn = const, которое при n=1 превращается в уравнение Pv=const.
Таким образом, основные величины, характеризующие изотермический процесс будут представлены выражениями:
|
Теплота изотермического процесса равна работе, т.к. изменение внутренней энергии идеального газа при Т=const равно нулю.
| (5.27) |
а работа изменения объема определяется по уравнению:
| (5.28) |
Изменение внутенней энергии и энтальпии в изотермическом процессе для идеального газа равно нулю;
|
а изменение энтропии определяется выражением:
| (5.29) |
Адиабатный процесс
Адиабатный процесс - это процесс без теплообмена с окружающей средой, т.е. для него δq = 0 или q = 0.
Уравнение адиабатного процесса соответствует выражению s=const, т.к. δq=Tds=0 при ds=0.
Поэтому адиабатный процесс имеет еще одно название - изоэнтропный процесс.
Теплоемкость адиабаты равна нулю сs=0, т.к. температура в этом процессе изменяется, а δq=cdT=0.
Показатель политропы при сS=0 будет соответствовать выражению n=cP/cV=к, т.е. показатель политропы в адиабатном процессе равен коэффициенту Пуассона.
Доля теплоты, идущая на увеличение внутренней энергии в адиабатном процессе равна бесконечности α=∞.
Таким образом, основные величины, характеризующие адиабатный процесс будут представлены выражениями:
|
Теплота адиабатного процесса равна нулю, следовательно, для идеального газа в адиабатном процессе работа равна изменению внутренней энергии, взятой с обратным знаком:
| (5.30) |
Изменение энтальпии в адиабатном процессе ведется традиционно h2-h1=cP(T2-T1), а изменения энтропии в этом процессе равно нулю s2-s1=0.
36.Энтропи́я (от др.-греч. ἐντροπία - поворот, превращение) — в естественных науках мера беспорядка системы, состоящей из многих элементов. В частности, в статистической физике — мера вероятности осуществления какого-либо макроскопического состояния; в теории информации — мера неопределённости какого-либо опыта (испытания), который может иметь разные исходы, а значит, и количество информации; в исторической науке, для экспликации феномена альтернативности истории (инвариантности и вариативности исторического процесса).
Энтропия в информатике — степень неполноты, неопределённости знаний.
Понятие энтропии впервые было введено Клаузиусом в термодинамике в 1865 году для определения меры необратимого рассеивания энергии, меры отклонения реального процесса от идеального. Определённая как сумма приведённых теплот, она является функцией состояния и остаётся постоянной при обратимых процессах, тогда как в необратимых — её изменение всегда положительно.
,
где 
— приращение энтропии; 
— минимальная теплота, подведенная к системе; T — абсолютная температура процесса;
Термодинамическая энтропия — термодинамическая функция, характеризующая меру неупорядоченности термодинамической системы, то есть неоднородность расположения и движения её частиц.
37.Реальный газ — газ, который не описывается уравнением состояния идеального газа Клапейрона — Менделеева.
Зависимости между его параметрами показывают, что молекулы в реальном газе взаимодействуют между собой и занимают определенный объём. Состояние реального газа часто на практике описывается обобщённым уравнением Менделеева — Клапейрона:
где p — давление; V - объем T — температура; Zr = Zr (p,T) — коэффициент сжимаемости газа; m - масса; М — молярная масса; R — газовая постоянная.
Уравнение состояния газа Ван-дер-Ваальса — уравнение, связывающее основные термодинамические величины в модели газа Ван-дер-Ваальса.
Хотя модель идеального газа хорошо описывает поведение реальных газов при низких давлениях и высоких температурах, в других условиях её соответствие с опытом гораздо хуже. В частности, это проявляется в том, что реальные газы могут быть переведены в жидкое и даже в твёрдое состояние, а идеальные — не могут.
Для более точного описания поведения реальных газов при низких температурах была создана модель газа Ван-дер-Ваальса, учитывающая силы межмолекулярного взаимодействия. В этой модели внутренняя энергия 
становится функцией не только температуры, но и объёма.
Уравнение Ван-дер-Ваальса — это одно из широко известных приближённых уравнений состояния, имеющее компактную форму и учитывающее основные характеристики газа с межмолекулярным взаимодействием
Термическим уравнением состояния (или, часто, просто уравнением состояния) называется связь между давлением, объёмом и температурой.
Для одного моля газа Ван-дер-Ваальса оно имеет вид:
где
· 
— давление,
· 
— молярный объём,
· 
— абсолютная температура,
· 
— универсальная газовая постоянная.
Видно, что это уравнение фактически является уравнением состояния идеального газа с двумя поправками. Поправка 
учитывает силы притяжения между молекулами (давление на стенку уменьшается, так как есть силы, втягивающие молекулы приграничного слоя внутрь), поправка 
— объем молекул газа.
Для 
молей газа Ван-дер-Ваальса уравнение состояния выглядит так:
где
· — объём,
Вывод уравнения
Наиболее известны два способа получения уравнения: традиционный вывод самого Ван-дер-Ваальса и вывод методами статистической физики.
Традиционный вывод
Рассмотрим сначала газ, в котором частицы не взаимодействуют друг с другом, такой газ удовлетворяет уравнению состояния идеального газа:
Далее предположим, что частицы данного газа являются упругими сферами одинакового радиуса r. Так как газ находится в сосуде конечного объёма, то пространство, где могут перемещаться частицы, будет несколько меньше. В исходной формуле следует вычесть из всего объёма некую его часть b, которая, вообще говоря, зависит только от вещества, из которого состоит газ. Таким образом, получается следующее уравнение:
Стоит заметить, что вычитаемый объём b не будет в точности равен суммарному объёму всех частиц. Если частицы считать твёрдыми и абсолютно упругими шариками, то вычитаемый объём будет примерно в четыре раза больше. Это легко объясняется тем, что центры упругих шаров не могут приближаться на расстояние ближе 
.
Далее Ван-дер-Ваальс рассматривает силы притяжения между частицами газа и делает следующие допущения:
· Частицы распределёнными равномерно по всему объёму.
· Силы притяжения стенок сосуда не учитываются, что в общем случае неверно.
· Частицы, находящиеся внутри сосуда и непосредственно у стенок, ощущают притяжение по-разному: внутри сосуда действующие силы притяжения других частиц компенсируют друг друга.
Таким образом, для частиц внутри сосуда силы притяжения не учитываются. А частицы, находящиеся непосредственно у края сосуда, затягиваются внутрь силой, пропорциональной концентрации:
.
Число частиц, которые находятся непосредственно у стенок, в свою очередь тоже предполагается пропорциональным концентрации n. Можно считать, что давление на стенки сосуда меньше на некоторую величину, обратно пропорциональную квадрату объёма:
Окончательное уравнение:
