Содержание
- 2. Модель идеального газа, используемая в молекулярно-кинетической теории газов, позволяет описывать поведение разреженных реальных газов при достаточно
- 3. На рис. 1, а приведена качественная зависимость сил межмолекулярного взаимодействия от расстояния r между молекулами, где
- 4. Из анализа качественной зависимости потенциальной энергии взаимодействия молекул от расстояния между ними (рис. 1, б) следует,
- 5. Если Пmin >kT, то вещество находится в твердом состоянии, так как молекулы, притягиваясь друг к другу,
- 6. Как уже указывалось выше, для реальных газов необходимо учитывать размеры молекул и их взаимодействие друг с
- 7. По вычислениям Ван-дер-Ваальса, внутреннее давление обратно пропорционально квадрату молярного объема, т. е. (2) где а —
- 8. Существуют и другие уравнения, некоторые из них даже точнее описывают реальные газы, но не рассматриваются из-за
- 9. Фазовые переходы I рода характеризуются постоянством температуры, изменениями энтропии и объема. Объяснение этому можно дать следующим
- 10. Примерами фазовых переходов II рода являются: переход ферромагнитных веществ (железа, никеля) при определенных давлении в температуре
- 12. Скачать презентацию
Слайд 2
Модель идеального газа, используемая в молекулярно-кинетической теории газов, позволяет описывать поведение
Модель идеального газа, используемая в молекулярно-кинетической теории газов, позволяет описывать поведение
![Модель идеального газа, используемая в молекулярно-кинетической теории газов, позволяет описывать поведение разреженных](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/278793/slide-1.jpg)
При рассмотрении реальных газов — газов, свойства которых зависят от взаимодействия молекул, надо учитывать силы межмолекулярного взаимодействия. Они проявляются на расстояниях ≤ 10–9 м и быстро убывают при увеличении расстояния между молекулами. Такие силы называются короткодействующими.
В XX в., по мере развития представлений о строении атома и квантовой механики, было выяснено, что между молекулами вещества одновременно действуют силы притяжения и силы отталкивания.
Слайд 3
На рис. 1, а приведена качественная зависимость сил межмолекулярного взаимодействия от
На рис. 1, а приведена качественная зависимость сил межмолекулярного взаимодействия от
![На рис. 1, а приведена качественная зависимость сил межмолекулярного взаимодействия от расстояния](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/278793/slide-2.jpg)
На расстоянии r=r0 результирующая сила F = 0, т.е. силы притяжения и отталкивания уравновешивают друг друга. Таким образом, расстояние r0 соответствует равновесному расстоянию между молекулами, на котором бы они находились в отсутствие теплового движения. При r < r0 преобладают силы отталкивания (F>0), при r > r0 — силы притяжения (F<0). На расстояниях r > 10–9 м межмолекулярные силы взаимодействия практически отсутствуют (F→0).
Элементарная работа δA силы F при увеличении расстояния между молекулами на dr совершается за счет уменьшения взаимной потенциальной энергии молекул, т. е.
(1)
Рисунок 1
Слайд 4
Из анализа качественной зависимости потенциальной энергии взаимодействия молекул от расстояния между
Из анализа качественной зависимости потенциальной энергии взаимодействия молекул от расстояния между
![Из анализа качественной зависимости потенциальной энергии взаимодействия молекул от расстояния между ними](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/278793/slide-3.jpg)
Критерием различных агрегатных состояний вещества является соотношение между величинами Пmin и kT. Пmin — наименьшая потенциальная энергия взаимодействия молекул — определяет работу, которую нужно совершить против сил притяжения для того, чтобы разъединить молекулы, находящиеся в равновесии (r= r0); kT определяет удвоенную среднюю энергию, приходящуюся на одну степень свободы хаотического (теплового) движения молекул.
Слайд 5
Если Пmin<
тепловое движение молекул препятствует соединению молекул, сблизившихся до расстояния r0, т. е. вероятность образования агрегатов из молекул достаточно мала. Если Пmin>>kT, то вещество находится в твердом состоянии, так как молекулы, притягиваясь друг к другу, не могут удалиться на значительные расстояния и колеблются около положений равновесия, определяемого расстоянием r0. Если Пmin≈kT, то вещество находится в жидком состоянии, так как в результате теплового движения молекулы перемещаются в пространстве, обмениваясь местами, но не расходясь на расстояние, превышающее r0.
Таким образом, любое вещество в зависимости от температуры может находиться в газообразном, жидком или твердом агрегатном состоянии, причем температура перехода из одного агрегатного состояния в другое зависит от значения Пmin, для данного вещества. Например, у инертных газов Пmin мало, а у металлов велико, поэтому при обычных (комнатных) температурах они находятся соответственно в газообразном и твердом состояниях.
Если Пmin<
Таким образом, любое вещество в зависимости от температуры может находиться в газообразном, жидком или твердом агрегатном состоянии, причем температура перехода из одного агрегатного состояния в другое зависит от значения Пmin, для данного вещества. Например, у инертных газов Пmin мало, а у металлов велико, поэтому при обычных (комнатных) температурах они находятся соответственно в газообразном и твердом состояниях.
Слайд 6
Как уже указывалось выше, для реальных газов необходимо учитывать размеры молекул
Как уже указывалось выше, для реальных газов необходимо учитывать размеры молекул
![Как уже указывалось выше, для реальных газов необходимо учитывать размеры молекул и](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/278793/slide-5.jpg)
Учитывая собственный объем молекул и силы межмолекулярного взаимодействия, голландский физик И. Ван-дер-Ваальс (1837—1923) вывел уравнение состояния реального газа. Ван-дер-Ваальсом в уравнение Клапейрона — Менделеева введены две поправки.
1. Учет собственного объема молекул. Наличие сил отталкивания, которые противодействуют проникновению в занятый молекулой объем других молекул, сводится к тому, что фактический свободный объем, в котором могут двигаться молекулы реального газа, будет не Vm, а Vm — b, где b — объем, занимаемый самими молекулами.
Объем b равен учетверенному собственному объему молекул. Если, например, в сосуде находятся две молекулы, то центр любой из них не может приблизиться к центру другой молекулы на расстояние, меньшее диаметра d молекулы. Это означает, что для центров обеих молекул оказывается недоступным сферический объем радиуса d, т. е. объем, равный восьми объемам молекулы или учетверенному объему молекулы в расчете на одну молекулу.
2. Учет притяжения молекул. Действие сил притяжения газа приводит к появлению дополнительного давления на газ, называемого внутренним давлением.
Слайд 7
По вычислениям Ван-дер-Ваальса, внутреннее давление обратно пропорционально квадрату молярного объема, т.
По вычислениям Ван-дер-Ваальса, внутреннее давление обратно пропорционально квадрату молярного объема, т.
![По вычислениям Ван-дер-Ваальса, внутреннее давление обратно пропорционально квадрату молярного объема, т. е.](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/278793/slide-6.jpg)
(2)
где а — постоянная Ван-дер-Ваальса, характеризующая силы межмолекулярного притяжения, Vm — молярный объем.
Вводя эти поправки, получим уравнение Ван-дер-Ваальса для моля газа (уравнение состояния реальных газов):
(3)
Для произвольного количества вещества v газа (v=m/M) с учетом того, что V=vVm, уравнение Ван-дер-Ваальса примет вид
где поправки а и b — постоянные для каждого газа величины, определяемые опытным путем (записываются уравнения Ван-дер-Ваальса для двух известных из опыта состояний газа и решаются относительно а и b).
При выводе уравнения Ван-дер-Ваальса сделан целый ряд упрощений, поэтому оно также весьма приближенное, хотя и лучше (особенно для несильно сжатых газов) согласуется с опытом, чем уравнение состояния идеального газа.
Уравнение Ван-дер-Ваальса не единственное уравнение, описывающее реальные газы.
Слайд 8
Существуют и другие уравнения, некоторые из них даже точнее описывают реальные
Существуют и другие уравнения, некоторые из них даже точнее описывают реальные
![Существуют и другие уравнения, некоторые из них даже точнее описывают реальные газы,](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/278793/slide-7.jpg)
Фазой называется термодинамически равновесное состояние вещества, отличающееся по физическим свойствам от других возможных равновесных состояний того же вещества. Если, например, в закрытом сосуде находится вода, то эта система является двухфазной: жидкая фаза — вода; газообразная фаза — смесь воздуха с водяными парами. Если в воду бросить кусочки льда, то эта система станет трехфазной, в которой лед является твердой фазой. Часто понятие «фаза» употребляется в смысле агрегатного состояния, однако надо учитывать, что оно шире, чем понятие «агрегатное состояние». В пределах одного агрегатного состояния вещество может находиться в нескольких фазах, отличающихся по своим свойствам, составу и строению (лед, например, встречается в пяти различных модификациях — фазах). Переход вещества из одной фазы в другую — фазовый переход — всегда связан с качественными изменениями свойств вещества. Примером фазового перехода могут служить изменения агрегатного состояния вещества или переходы, связанные с изменениями в составе, строении и свойствах вещества (например, переход кристаллического вещества из одной модификации в другую).
Различают фазовые переходы двух родов. Фазовый переход I рода (например, плавление, кристаллизация и т. д.) сопровождается поглощением или выделением теплоты, называемой теплотой фазового перехода.
Слайд 9
Фазовые переходы I рода характеризуются постоянством температуры, изменениями энтропии и объема.
Фазовые переходы I рода характеризуются постоянством температуры, изменениями энтропии и объема.
![Фазовые переходы I рода характеризуются постоянством температуры, изменениями энтропии и объема. Объяснение](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/278793/slide-8.jpg)
Фазовые переходы, не связанные с поглощением или выделением теплоты и изменением объема, называются фазовыми переходами II рода. Эти переходы характеризуются постоянством объема и энтропии, но скачкообразным изменением теплоемкости. Общая трактовка фазовых переходов II рода предложена академиком Л. Д. Ландау (1908—1968). Согласно этой трактовке, фазовые переходы II рода связаны с изменением симметрии: выше точки перехода система, как правило, обладает более высокой симметрией, чем ниже точки перехода.
Слайд 10
Примерами фазовых переходов II рода являются: переход ферромагнитных веществ (железа, никеля)
Примерами фазовых переходов II рода являются: переход ферромагнитных веществ (железа, никеля)
![Примерами фазовых переходов II рода являются: переход ферромагнитных веществ (железа, никеля) при](/_ipx/f_webp&q_80&fit_contain&s_1440x1080/imagesDir/jpg/278793/slide-9.jpg)