7) Теплота и работа

Тела, участвующие в процессе, обмениваются между собой энергией. Энергия одних тел увеличивается, других - уменьшается. Передача энергии от одного тела к другому происходит 2-мя способами: 

Первый способ передачи энергии при непосредственном контакте тел, имеющих различную температуру, путем обмена кинетической энергии между молекулами соприкасающихся тел (или лучистым переносом при помощи электромагнитных волн). Энергия передается от более нагретого тела к менее нагретому. Энергия кинетического движения молекул называется тепловой, поэтому такой способ передачи энергии называется передача энергии в форме теплоты. Количество энергии, полученной телом в форме теплоты называется подведенной теплотой (сообщенной), а количество энергии, отданное телом в форме теплоты - отведенной теплотой (отнятой). Обычное обозначение теплоты Q, размерность Дж. В практических расчетах важное значение приобретает отношение теплоты к массе – удельная теплота обозначается q размерность Дж/кг. Подведенная теплота - положительна, отведенная - отрицательна. 

Второй способ передачи энергии связан с наличием силовых полей или внешнего давления. Для передачи энергии этим способом тело должно либо передвигаться в силовом поле, либо изменять свой объем под действием внешнего давления. Этот способ называется передачей энергии в форме работы. Если в качестве примера тела рассматривать газ в сосуде с поршнем то в случае приложения внешней силы к поршню происходит сжатие газа – работа совершается над телом, а в случае расширения газа в сосуде работу, перемещение поршня, с овершает само тело (газ). Количество энергии, полученное телом в форме работы называется совершенной над телом работой, а отданная - затраченной телом работой. Количество энергии в форме работы обычно обозначается L размерность Дж. Удельная работа - отношение работы к массе тела обозначается l размерность – Дж/кг.

8 )Идеальный газ

— математическая модель газа, в которой предполагается, что потенциальной энергией взаимодействия молекул можно пренебречь по сравнению с их кинетической энергией. Между молекулами не действуют силы притяжения или отталкивания, соударения частиц между собой и со стенками сосуда абсолютно упруги, а время взаимодействия между молекулами пренебрежимо мало по сравнению со средним временем между столкновениями.

Уравнение состояния идеального газа (иногда уравнение Клапейрона или уравнение Клапейрона — Менделеева) — формула, устанавливающая зависимость между давлением, молярным объёмом и абсолютной температурой идеального газа. Уравнение имеет вид:

где

 — давление,

 — молярный объём,

 — универсальная газовая постоянная

 — температура, К.

Так как , где  — количество вещества, а , где  — масса,  — молярная масса, уравнение состояния можно записать:

Эта форма записи носит имя уравнения (закона) Менделеева — Клапейрона.

В случае постоянной массы газа уравнение можно записать в виде:

Последнее уравнение называют объединённым газовым законом.

Универса́льная га́зовая постоя́нная — термин, впервые введённый в употребление Д. Менделеевым в 1874 г. Численно равна работе расширения одного моля идеального газа в изобарном процессе при увеличении температуры на 1 К.

В 1874 году Менделеев вычислил значение константы в уравнении Менделеева-Клапейрона (уравнении состояния идеального газа) для одного моля газа, используя закон Авогадро Закон Авога́дро — одно из важных основных положений химии, гласящее, что «в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул». Было сформулировано ещё в 1811 году Амедео Авогадро, согласно которому 1 моль различных газов при одинаковом давлении и температуре занимает одинаковый объём ( ).

В некоторых научных кругах эту постоянную принято называть постоянной Менделеева. Обозначается латинской буквой .

Входит в уравнение состояния идеального газа .

В системе СИ универсальная газовая постоянная равна Дж/ (моль*К)

В системе СГС универсальная газовая постоянная равна Эрг/(моль*К)

Удельная газовая постоянная (R/M) для сухого воздуха: ^Дж⁄_(кг∙К)

Универсальная газовая постоянная выражается через произведение постоянной Больцмана (Постоянная Больцмана (k или k_B) — физическая постоянная, определяющая связь между температурой и энергией. Названа в честь австрийского физика Людвига Больцмана, сделавшего большой вклад в статистическую физику, в которой эта постоянная играет ключевую роль. Её экспериментальное значение в СИ равно

Дж/К

Числа в круглых скобках указывают стандартную погрешность в последних цифрах значения величины. Постоянная Больцмана может быть получена из определения абсолютной температуры и других физических постоянных. Однако, вычисление постоянной Больцмана с помощью основных принципов слишком сложно и невыполнимо при современном уровне знаний. В естественной системе единиц Планка естественная единица температуры задаётся так, что постоянная Больцмана равна единице.

) на число Авогадро, . Универсальная газовая постоянная более удобна при расчетах, когда число частиц задано в молях.

9) РЕА́ЛЬНЫЙ ГАЗ, газ, свойства которого существенно зависят от взаимодействия молекул (см. Межмолекулярное взаимодействие. В обычных условиях, когда средняя потенциальная энергия взаимодействия молекул много меньше их средней кинетической энергии, свойства реальных газов незначительно отличаются от свойств идеального газа и к реальным газам применимы законы, установленные для идеального газа. Отличие свойств реального газа от свойств идеального становится особенно значительным при высоких давлениях и низких температурах, когда начинают проявляться квантовые эффекты. В модели идеального газа не учитывается собственный объем молекул и силы межмолекулярного взаимодействия. Тщательная экспериментальная проверка газовых законов (закон Бойля —Мариотта, закон Шарля, закон Гей-Люссака современными методами показала, что эти законы достаточно точно описывают поведение реальных газов при небольших давлениях и высоких температурах. При других условиях наблюдаются значительные отступления от этих законов. Причина заключается в том, что, во-первых, при очень сильном сжатии газов объем незанятого молекулами пространства становится сравним с объемом, занимаемым самими молекулами; а во-вторых, при низких температурах становится заметным взаимодействие между молекулами. Поэтому для описания поведения газа при достаточно больших плотностях (больших давлениях) уравнения состояния идеального газа не пригодны. Наличие сил межмолекулярного взаимодействия, а именно сил отталкивания, действующих на малых расстояниях порядка размеров молекул, и сил притяжения, приводит к сложной зависимости энергии потенциального взаимодействия молекул от расстояния. Для описания термодинамических свойств реальных газов используются различные уравнения состояния. При малых плотностях наличие межмолекулярного взаимодействия учитывается вириальным уравнением состояния реального газа: pV = RT[1 + B(T)/v + C(T)/v² + ...], где p — давление, v — мольный объем, Т — абсолютная температура, R — газовая постоянная, В(Т), С(Т) и т. д. — вириальные коэффициенты, зависящие от температуры и характеризующие парные, тройные и т. д. взаимодействия частиц в газе. Качественно верно описывает основные отличия реального газа от идеального уравнение Ван-дер-Ваальса, учитывающее существование сил притяжения между молекулами, действие которых приводит к уменьшению давления газа, и сил отталкивания, препятствующих безграничному сжатию газа. Кроме уравнения Ван-дер-Ваальса было предложено много других эмпирических уравнений состояния реальных газов. Некоторые из них дают лучшее согласие с опытом за счет большого числа входящих в них феноменологических постоянных. Однако при качественном исследовании поведения реальных газов использование уравнения Ван-дер-Ваальса более удобно, благодаря его простоте и понятному физическому смыслу.: 8,314 Т=( р+ а_м/v_м² )( v_м- b_м) Одной из основных характеристик реальных газов являются размеры молекул. В реальных газах их называют газокинетическими радиусами, и их размер связан с характерными расстояниями, на которых проявляются силы межатомных и межмолекулярных взаимодействий. В реальных газах возникают неоднородности полей давления и температуры, а также макроскопические потоки, которые приводят к переносу массы — диффузии. Для реальных газов характерна теплопроводность и вязкость. Главная особенность кинетических процессов переноса в реальных газах (в отличие от жидкостей и твердых тел) — наличие механизма столкновения молекул. Поэтому основной характеристикой этих процессов в газах является длина свободного пробега. Внутренняя энергия реального газа зависит от объема V, то есть от расстояния между молекулами, так как потенциальная энергия молекул определяется их взаимным расположением. Существование межмолекулярного взаимодействия в той или иной степени сказывается на всех свойствах реальных газов.