Основы термодинамики. Лекция 2.3

ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ
Внутренняя энергия U — энергия хаотического (теплового) движения микрочастиц системы (молекул, атомов, электронов, ядер и т. д.) и энергия взаимодействия этих частиц
теплового хаотического движения молекул
Внутренняя энергия складывается
потенциальной энергии их взаимного расположения
кинетической и потенциальной энергии электронов в атомах, нуклонов в ядрах
Внутренняя энергия для одного моля газа
Внутренняя энергия для произвольной массы газа

СТЕПЕНИ СВОБОДЫ ТЕЛА
Число степеней свободы тела - это число независимых координат, которые необходимо задать для определения положения тела в пространстве

ЧИСЛО СТЕПЕНЕЙ СВОБОДЫ МОЛЕКУЛЫ
Число степеней свободы молекулы (i) называется число независимых переменных, определяющих положение тела в пространстве
i = 6
i = 5
i = 3

ЧИСЛО СТЕПЕНЕЙ СВОБОДЫ МОЛЕКУЛЫ
Больцман доказал, что, средняя энергия, приходящаяся на каждую степень свободы равна
Для i степеней свободы на одну молекулу
сумма числа поступательных, числа вращательных и удвоенного числа колебательных степеней свободы молекулы
для одноатомной молекулы i = 3
для двухатомной молекулы i = 5
для трёхатомной молекулы i = 6
Средняя энергия многоатомной молекулы

ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА
Внутренняя энергия идеального газа – это кинетическая энергия движения его молекул

ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ
Термодинамическая система
Механическая энергия = const
Внутренняя энергия - изменяется
совершения над системой работы
сообщения ей теплоты
Энергия механического движения может
превращаться в энергию теплового движения, и наоборот
соблюдается закон сохранения и
превращения энергии
ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ
Обмен механической энергией характеризуется совершённой работой А
Обмен внутренней энергией характеризуется количеством переданного тепла Q
теплота, сообщаемая системе (положительная), расходуется на изменение её внутренней энергии и на совершение работы (положительная) над системой
изменение внутренней энергии тела равно разности сообщаемой телу теплоты и произведённой телом работы (сама система)
При отсутствии потоков энергии, когда , выполнение системой работы приводит к тому, что , и энергия системы убывает.
Запас внутренней энергии ограничен, и процесс, когда система бесконечно долго выполняет работу без подвода энергии извне, невозможен, что запрещает существование вечных двигателей первого рода.

В каждом состоянии система обладает определенным значением внутренней энергии, поэтому можно записать
ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ
газ, расширяясь, передвигает поршень на бесконечно малое расстояние dh, то производит над ним работу
S – площадь поршня
Sdh = dV –изменение объема
Полная работа А, совершаемая газом при изменении его объема
Выражение справедливо при любых изменениях объема твердых, жидких и газообразных тел
Теплота Q и работа А зависят от того, каким образом совершен переход из состояния 1 в состояние 2 (изохорически, адиабатически), а внутренняя энергия U не зависит
Работа - мера переданной энергии от одного тела к другому, от одной термодинамической системы к другой
Недостатки первого начала термодинамики:
первое начало термодинамики не указывает, в каком направлении идут процессы изменения состояния

Работа газа равна площади под кривой p(V)
РАБОТА ГАЗА
Из рисунка видно, что площадь и работа газа зависит от вида процесса, по которому система переводится из состояния 1 в состояние 2.
Значит работа газа не является функцией его состояния, а является функцией процесса
Для каждого изопроцесса работа будет определятся по-разному

РАБОТА ГАЗА ПРИ ИЗОПРОЦЕССАХ
1. Изохорный процесс
2. Изобарный процесс
Газ не совершает никакой работы
Работа при изобарическом процессе будет рассчитываться по формуле:

РАБОТА ГАЗА ПРИ ИЗОПРОЦЕССАХ
1. Изотермический процесс
Выразим р из уравнения Менделеева - Клапейрона

КОЛИЧЕСТВО ТЕПЛОТЫ
Количество теплоты Q - это величина энергии теплового движения молекул, переданной от одного тела к другому посредством теплообмена между телами, положение тел может не изменяться.
Теплота, полученная телом, считается положительной, а теплота, отданная телом —отрицательной
СПОСОБЫ ТЕПЛОПЕРЕДАЧИ
Существуют три вида теплообмена: конвекция, теплопроводность и излучение.
Конвекция – это передача теплоты между неравномерно нагретыми частями движущихся газов или жидкостей. А также между газами или жидкостями и твердыми телами.
Теплопроводность состоит в передаче теплоты от одной части нагретого тела к другой более холодной
Излучение происходит без непосредственного контакта тел, обменивающихся энергией, и заключается в испускании и поглощении телами энергии электромагнитного поля

ТЕПЛОЕМКОСТЬ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА
Теплоёмкость – величина неопределённая, поэтому пользуются понятиями удельной и молярной теплоёмкости
Удельная теплоёмкость суд – количество теплоты, необходимое для нагревания
1 кг вещества на 1 градус
[суд] = Дж/К
Молярная теплоемкость СМ − количество теплоты, необходимое для нагревания
1 моля газа на 1 Кельвин
[CМ] = Дж/(моль⋅К)
Связь молярной и удельной теплоемкостью
Теплоёмкость — физическая величина, определяемая как отношение количества теплоты Q, поглощаемой/выделяемой термодинамической системой при бесконечно малом изменении её температуры T, к величине этого изменения dT.

Теплоёмкость термодинамической системы зависит от изменения состояния системы при нагревании
ТЕПЛОЕМКОСТЬ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА
Теплоёмкость при постоянном объёме СV
всё подводимое тепло идёт на нагревание газа
Теплоемкость при постоянном давлении СР
подводимое тепло идет на совершение работы

РАСЧЕТ МОЛЯРНЫХ ТЕПЛОЕМКОСТЕЙ В ИЗОПРОЦЕССАХ
1. Изотермический процесс
2. Изохорный процесс
3. Изобарный процесс

ТЕПЛОЕМКОСТЬ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА
уравнение Майера для одного моля газа
Юлиус Роберт фон Майер
немецкий физик
(1814 – 1878)
Следствия из уравнения Майера:
показывает, что СР всегда больше СV на величину молярной газовой постоянной, т.к. при постоянном давлении требуется еще дополнительное количество теплоты на совершение работы расширения газа, так как постоянство давления обеспечивается увеличением объема газа
Физический смысл универсальной газовой постоянной: R – численно равна работе, совершаемой одним молем газа при нагревании на один градус при изобарическом процессе
молярные теплоемкости определяются числом степеней свободы и не зависят от температуры. Это утверждение молекулярно-кинетической теории справедливо в широком интервале температур только для одноатомных газов

ТЕПЛОЕМКОСТЬ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА
Из опыта с двухатомными газами
Из опыта с многоатомными газами
Молекулы многоатомных газов нельзя рассматривать как материальные точки.
Необходимо учитывать вращательное движение молекул и число степеней свободы этих молекул

ТЕПЛОЕМКОСТЬ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА
Жесткие связи – нет деформации
Упругие связи (квазиупругие) – есть деформация

ТЕПЛОЕМКОСТЬ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА
качественная экспериментальная зависимость молярной теплоемкости СV водорода
энергия внутримолекулярных движений имеет дискретный спектр значений
Ступенчатый характер температурной зависимости для многоатомных молекул доказывает, что
поступательное движение молекул
низкие температуры
50 К
поступательное и вращательное движение молекул
комнатные температуры
поступательное, вращательное и колебательное движение молекул
высокие температуры

dQ = 0
ПРИМЕНЕНИЕ ПЕРВОГО НАЧАЛА ТЕРМОДИНАМИКИ
К ИЗОПРОЦЕССАМ ИДЕАЛЬНЫХ ГАЗОВ

ПРИМЕНЕНИЕ ПЕРВОГО НАЧАЛА ТЕРМОДИНАМИКИ
К ИЗОПРОЦЕССАМ ИДЕАЛЬНЫХ ГАЗОВ

ПРИМЕНЕНИЕ ПЕРВОГО НАЧАЛА ТЕРМОДИНАМИКИ
К ИЗОПРОЦЕССАМ ИДЕАЛЬНЫХ ГАЗОВ

МАКРО- И МИКРОСОСТОЯНИЯ
Макросостояние – это состояние, заданное с помощью величин, характеризующих всю систему в целом (p, V, T)
Микросостояние – состояние макросистемы при котором заданы состояния всех молекул, входящих в систему; это состояние, заданное с помощью координат и импульсов всех молекул
Одному макросостоянию может соответствовать множество микросостояний
Равновесному макросостоянию соответствует наибольшая термодинамическая вероятность
Неравновесному макросостоянию соответствует наименьшая термодинамическая вероятность

Система может испытывать небольшие отклонения от равновесного состояния. Их называют флуктуациями
t
N – число молекул справа (слева)
МАКРО- И МИКРОСОСТОЯНИЯ

ОБРАТИМЫЕ И НЕОБРАТИМЫЕ ПРОЦЕССЫ
Обратимый термодинамический процесс ─ процесс, допускающий возможность возвращения системы в первоначальное состояние без изменений в окружающей среде
Необратимый термодинамический процесс ─ процесс, не допускающий возможности возвращения системы в первоначальное состояние без изменений в окружающей среде
Реальные процессы
протекают с конечной скоростью;
сопровождаются трением, диффузией и теплообменом;
конечная разность температур между системой и внешней средой.
Реальные процессы неравновесны и необратимы
При определенных условиях некоторые термодинамические процессы можно сделать обратимыми – это квазистатические процессы, текущие медленно и представляющие собой последовательность равновесных состояний
Необходимым и достаточным условием обратимости термодинамического процесса является его равновесность
!
М. Планк:
необратимый процесс – результаты которого нельзя уничтожить, нельзя добиться того, чтобы все в природе вернулось в исходное состояние

КРУГОВЫЕ ПРОЦЕССЫ
Обратный цикл ─ совершается отрицательная работа (цикл протекает против часовой стрелки)
─ количество теплоты, отданное за цикл равно полученной теплоте плюс работа, совершенная над газом за цикл
Работа, совершаемая газом за цикл, определяется площадью, охватываемой замкнутой кривой
Прямой цикл ─ совершается положительная работа (цикл протекает по часовой стрелке)
─ часть полученного тепла превращается в работу
используется в тепловых двигателях, совершающих работу за счет полученной извне теплоты
используется в холодильных машинах, работа совершается внешними силами, тепло переносится к более нагретому телу
Круговой процесс (или цикл) ─ процесс, при котором система, пройдя через ряд состояний, возвращается в исходное

ТЕПЛОВЫЕ ДВИГАТЕЛИ
В нагревателе происходит сгорание топлива, выделяется количество теплоты Q1, нагреватель при этом нагревается до температуры T1
Рабочее вещество, расширяясь, совершает работу A:
Теплота Q1 не может полностью превратится в работу. Часть Q2 через теплопередачу от нагревшегося корпуса, выделяется в окружающую среду (холодильник) с температурой T2
Тепловые двигатели — устройства, обеспечивающие превращение химической энергии топлива в механическую работу.
Осуществляется это следующим образом: расширяющийся газ давит либо на поршень, вызывая его перемещение, либо на лопасти турбины, сообщая ей вращение
Если Q2 = 0 т. е. тепловой двигатель должен иметь один источник теплоты, что противоречит второму началу термодинамики

Паровая турбина Герона Александрийского (II или I в до нашей эры).
Выходящий из трубок пар, заставлял вращаться шар
ТЕПЛОВЫЕ ДВИГАТЕЛИ
Паровая пушка Архимеда (III в до нашей эры)

Двигатель Стирлинга — тепловая машина, в которой рабочее тело, в виде газа или жидкости, движется в замкнутом объёме, разновидность двигателя внутреннего сгорания.
Основан на периодическом нагреве и охлаждении рабочего тела с извлечением энергии из возникающего при этом изменения объёма рабочего тела.
ТЕПЛОВЫЕ ДВИГАТЕЛИ
Альфа-Стирлинг
Бета-Стирлинг с ромбическим механизмом и регенератором
Гамма-Стирлинг без регенератора
Работает от любого перепада температур
Простота конструкции (запускается самостоятельно)
Большой запас работоспособности
Экономичность (КПД до 31,25 %)
Экологичность (нет выхлопа из цилиндров, уровень шума меньше, чем у поршневых двигателей внутреннего сгорания)

Паровая машина — тепловой двигатель внешнего сгорания, преобразующий энергию водяного пара в механическую работу возвратно-поступательного движения, а затем во вращательное движение вала.
В более широком смысле паровая машина — любой двигатель внешнего сгорания, который преобразует энергию пара в механическую работу
ТЕПЛОВЫЕ ДВИГАТЕЛИ
Используется любой вид топлива
Работает на больших высотах, эффективность их работы возрастает в связи с низким атмосферным давлением
Экономичность (КПД от 8-60 %)
Поршневой двигатель — двигатель внутреннего сгорания, в котором тепловая энергия расширяющихся газов, образовавшаяся в результате сгорания топлива в замкнутом объёме, преобразуется в механическую работу поступательного движения поршня за счёт расширения рабочего тела (газообразных продуктов сгорания топлива) в цилиндре, в который вставлен поршень
КПД до 60 %

ЦИКЛ КАРНО (прямой)

ЦИКЛ КАРНО (обратный)
Обратный цикл Карно положен в основу действия тепловых насосов.
тепловые насосы должны как можно больше тепловой энергии отдают горячему телу.
Часть энергии берется от окружающей среды с низкой температурой, а часть получают за счет механической работы, производимой компрессором

ТЕПЛОВЫЕ ДВИГАТЕЛИ
без совершения работы нельзя передать теплоту от менее нагретого тела к более нагретому.
Это утверждение есть второе начало термодинамики в формулировке Клаузиуса
Принцип работы холодильной установки:
сжатый компрессором воздух охлаждается при расширении когда проходит через змеевик

Тепловые машины
1 – нагреватель
2 – холодильник
3 – рабочее тело
ТЕПЛОВЫЕ ДВИГАТЕЛИ
Холодильные машины

ОБРАТИМЫЕ И НЕОБРАТИМЫЕ ПРОЦЕССЫ
В результате кругового процесса система возвращается в исходное состояние и полное изменение внутренней энергии газа равно нулю
первое начало термодинамики для кругового процесса, т.е. работа, совершаемая за цикл, равна количеству полученной извне теплоты
в результате кругового процесса система может теплоту как получать, так и отдавать, поэтому
где Q1 — количество теплоты, полученное системой
Q2 — количество теплоты, отданное системой
термический коэффициент полезного действия для кругового процесса по циклу Карно

ЭНТРОПИЯ
Рудольф Клаузиус
немецкий физик
(1822 – 1888)
Из цикла Карно следует, что равны между собой отношения теплот к температурам, при которых они были получены или отданы в изотермическом процессе
Энтропия S – это отношение полученной или отданной теплоты к температуре, при которой происходил этот процесс
энтропия выступает, как мера беспорядочности, хаотичности состояния
Энтропия (S) – количественная характеристика, указывающая направление процессов. Это функция состояния, независящая от пути перехода в это состояние
Энтропия (с точки зрения статистики) – функция, характеризующая меру беспорядочности теплового движения
упорядоченная система имеет низкую энтропию, неупорядоченная система – высокую энтропию

ЭНТРОПИЯ
Для обратимых процессов в замкнутой системе изменение энтропии
это выражение называется равенством Клаузиуса
Неравенство Клаузиуса (второе начало термодинамики) ─ энтропия замкнутой системы может возрастать (необратимый процесс), или оставаться постоянной (обратимый процесс)
Энтропия – величина аддитивная, т.е. она равна сумме энтропий всех тел входящих в систему
Если система совершает равновесный переход из состояния 1 в состояние 2, то изменение энтропии равно
изменение энтропии идеального газа при переходе его из состояния 1 в состояние 2
не зависит от вида процесса перехода 1-2

ЭНТРОПИЯ

Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это величина, изменение которой в ходе химической реакции равно изменению внутренней энергии системы.
Энергия Гиббса показывает, какая часть от полной внутренней энергии системы может быть использована для химических превращений или получена в их результате в заданных условиях и позволяет установить принципиальную возможность протекания химической реакции в заданных условиях.
Математически это термодинамический потенциал следующего вида:
СВОБОДНАЯ ЭНЕРГИЯ ГИББСА
где — внутренняя энергия, — давление, — объем, — абсолютная температура, — энтропия.

Все реальные тепловые процессы протекают с увеличением энтропии, то есть устанавливается тепловое равновесие
упорядоченность в окружающем мире исчезает
плотности частиц и температуры выравниваются
энергия рассеивается
В результате через какое-то время прекратится движение молекул, прекратится жизнь, останется молекулярный хаос
ГИПОТЕЗА ТЕПЛОВОЙ СМЕРТИ ВСЕЛЕННОЙ
Такое состояние было названо тепловой смертью Вселенной
Второй закон термодинамики не является абсолютным и получен для ограниченных масштабов, земных, значит нет оснований распространять его на всю Вселенную

ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ
Второе начало термодинамики можно сформулировать как закон возрастания
энтропии замкнутой системы при необратимых процессах: необратимый процесс в замкнутой системе происходит так, что энтропия системы возрастает
Формулировки второго начала термодинамики:
по Кельвину: невозможен круговой прогресс, единственным результатом которого является превращение теплоты, полученной от нагревателя, в эквивалентную ей работу
по Клаузиусу: невозможен круговой процесс, единственным результатом которого является передача теплоты от менее нагретого тела к более нагретому
по Томпсону-Планку: невозможен вечный двигатель второго рода
Первое и второе начала термодинамики в объединенной форме имеют вид

ТРЕТЬЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ
На основании обобщения экспериментальных исследований свойств веществ при сверхнизких температурах был установлен закон
Недостатки первого и второго начал термодинамики в том, что они не позволяют определить значение энтропии при абсолютном нуле Т = 0º К
Третье начало термодинамики, или теорема Нернста — Планка: энтропия всех тел в состоянии равновесия стремится к нулю по мере приближения температуры к нулю кельвин: ΔS → 0 при Т → 0
Следствия третьего начала термодинамики:
невозможно охладить тело до абсолютного нуля (принцип недостижимости абсолютного нуля температуры).
теплоемкости Ср и Cv при 0 К равны нулю
Иначе был бы возможен вечный двигатель второго рода - периодически действующий двигатель, совершающий работу за счет охлаждения источника теплоты
Вальтер Герман Нернст
немецкий физик
(1864 – 1941)

ФАЗОВЫЕ ПЕРЕХОДЫ ПЕРВОГО И ВТОРОГО РОДА
Фаза - термодинамически равновесное состояние вещества, отличающееся от других возможных равновесных состояний того же вещества.
Фазовый переход - переход вещества от одной фазы в другую, всегда связан с качественными изменениями свойств вещества.
ФАЗОВЫЙ ПЕРЕХОД ПЕРВОГО РОДА
скачкообразно изменяются: плотность вещества, внутренняя энергия, энтропия, свободная энергия, концентрация и т. п.
Скрытая теплота – теплота, поглощаемая при переходе заданного количества вещества из одной фазы в другую в условиях равновесия между ними.
Плавление, кристаллизация, испарение, конденсация, сублимация, десублимация
ФАЗОВЫЙ ПЕРЕХОД ВТОРОГО РОДА
скачкообразно изменяются: теплоёмкость, коэффициент теплового расширения, электропроводность и т. д.
Переход металлов из ферромагнитного в парамагнитное состояние, сверхпроводники – в обычное состояние

ФАЗОВЫЕ ПЕРЕХОДЫ ПЕРВОГО РОДА
Примерами фазового перехода первого рода являются:
1. Изменения агрегатного состояния вещества: превращение жидкости в газ (испарение) и обратный процесс превращение газа в жидкость (конденсация).
2. Переход вещества из твердого состояния в жидкое (плавление) и обратный переход из жидкого в твердое состояние (кристаллизация).
3. Превращение твердого тела непосредственно в газ (сублимация или возгонка).

ФАЗОВЫЕ ПЕРЕХОДЫ ВТОРОГО РОДА
Примерами фазового перехода второго рода являются:
Переход жидкого гелия в сверхтекучее состояние.
2. Переход некоторых металлов и сплавов из нормального состояния в сверхпроводящее состояние.
3. Переход магнитного вещества из ферромагнитного состояния в парамагнитное состояние при нагревании магнетика до определенной температуры, называемой точкой Кюри.

ФАЗОВЫЕ ПРЕВРАЩЕНИЯ
Фазовые превращения ‒ это переход вещества из одной фазы в другую, связанный с качественными изменениями свойств вещества, при изменении внешних условий. Характерной особенностью этих процессов является их скачкообразность
Равновесие фаз — состояние, при котором фазы в термодинамической системе находятся в состоянии теплового, механического и химического равновесия.
Не происходит массообмена
Типы равновесий:
Тепловое равновесие означает, что все фазы вещества в системе имеют одинаковую температуру.
Механическое равновесие означает равенство давлений по разные стороны границы раздела соприкасающихся фаз.
Химическое равновесие выражается в равенстве химических потенциалов всех фаз вещества

Фазовый переход «твердое тело – жидкость»
1.Переход вещества из твердого состояния (фазы) в жидкое называется плавлением, а обратный – кристаллизация
2. При плавлении система поглощает тепло, а при отвердевании – отдает тепло.
3. В процессе плавления температура системы остается постоянной до тех пор, пока вся система не расплавится эта температура называется температурой плавления.
4. Закон плавления: количество тепла dQ, которое необходимо для плавления вещества массой dm, пропорционально этой массе:
Коэффициент пропорциональности λ- удельная теплота плавления.
ПОВЕДЕНИЕ ЭНТРОПИИ В ПРОЦЕССАХ ИЗМЕНЕНИЯ АГРЕГАТНОГО СОСТОЯНИЯ
При плавлении энтропия возрастает, а при кристаллизации уменьшается

Фазовый переход «жидкость – газ»
1. Переход вещества из жидкости в газовую фазу называется испарением, а обратный переход – конденсацией.
2. При испарении система поглощает тепло, при конденсации – теряет.
3. Процессы испарения и конденсации протекают в широком диапазоне температур, но фазовым переходом они являются лишь тогда, когда процесс захватывает всю массу вещества. Это происходит при определенной температуре Тк, которая называется температурой кипения. Для каждого вещества температура кипения своя.
4. Закон испарения: количество тепла dQ, необходимое для испарения вещества массой dm, пропорционально этой массе:
Коэффициент пропорции r - удельной теплотой испарения.
ПОВЕДЕНИЕ ЭНТРОПИИ В ПРОЦЕССАХ ИЗМЕНЕНИЯ АГРЕГАТНОГО СОСТОЯНИЯ
При испарении энтропия возрастает, а при конденсации уменьшается

Если система однокомпонентная, т.е. состоит из химически однородного вещества, то понятие фазы совпадает с понятием агрегатного состояния.
Вещество в зависимости от энергии теплового движения молекул и потенциальной энергией взаимодействия молекул может находиться в одном из трех агрегатных состоянии: твердом, жидком или газообразном.
Фазовые превращения определяются изменением температуры и давления
ДИАГРАММА СОСТОЯНИЯ

Зависимость между температурой фазового перехода и давлением в виде кривых:
кривые испарения (КИ),
кривые плавления (КП)
кривые сублимации (КС).
Кривые разделяют поле диаграммы на три области, соответствующие условиям существования твердой (ТТ), жидкой (Ж) и газообразной
(Г) фаз.
ДИАГРАММА СОСТОЯНИЯ
Кривые на диаграмме - кривые фазового равновесия, каждая точка соответствует условиям равновесия двух сосуществующих фаз:
КП — твердого тела и жидкости,
КИ — жидкости и газа,
КС — твердого тела и газа
Точка, в которой пересекаются все
кривые определяет температуру Ттр и давление Р, называется тройной точкой.
Вещество имеет только одну
тройную точку.

ДИАГРАММА СОСТОЯНИЯ
Суперкритическая жидкость – состояние вещества, при котором исчезает различие между жидкой и газовой фазой. Свойства вещества в сверхкритическом состоянии промежуточные между его свойствами в газовой и жидкой фазе
Перегретый пар - пар, нагретый до температуры, превышающей температуру кипения при данном давлении.
Применяют в тепловых машинах с целью повышения их КПД

ФАЗОВАЯ ДИАГРАММА
(ДИАГРАММА СОСТОЯНИЯ)
Тройной, на диаграмме Р – Т, называют точку, в которой возможно равновесие трех фаз однокомпонентного вещества.
Правило фаз Гиббса: в веществе, состоящем из k компонентов, одновременно могут существовать не более k + 2 равновесных фаз , т. е.
ϕ ≤ k + 2.
Из правила фаз Гиббса следует, что однокомпонентное вещество в равновесии не может иметь более трех фаз.

РЕАЛЬНЫЕ ГАЗЫ
Модель идеального газа:
радиус взаимодействия молекул много меньше среднего расстояния между ними (молекулы взаимодействуют только при столкновении);
столкновения молекул между собой и со стенками сосуда – абсолютно упругие (выполняются законы сохранения энергии и импульса);
объем всех молекул газа много меньше объема, занятого газом
Модель идеального газа: описывает поведение
идеальных и разреженных реальных газов
Уравнение состояния идеального газа описывают состояние реальных газов только приближенно, т.к. не учитывается размер молекул и их взаимодействие друг с другом.
При высоких давлениях (расстояние между молекулами уменьшается) и низких температурах, особенно когда газ близок к конденсации поведение реального газа отличается от идеального

РЕАЛЬНЫЕ ГАЗЫ
при малых плотностях и средних температурах
РЕАЛЬНЫЙ ГАЗ
при большой плотности и при низких температурах
ИДЕАЛЬНЫЙ ГАЗ
РЕАЛЬНЫЙ ГАЗ
ИДЕАЛЬНЫЙ ГАЗ
Причины:
молекулы реального газа имеют конечный объем, а в модели идеального газа молекулы - материальные точки.
молекулы реального газа обладают кинетической энергией хаотического движения и потенциальной энергией их взаимодействия, а молекулы идеального газа обладают только кинетической энергией

РЕАЛЬНЫЕ ГАЗЫ
Реальные газы – газы, свойства которых зависят от взаимодействия молекул
Силы межмолекулярного взаимодействия. Они проявляются на расстояниях равных нанометру и быстро убывают с увеличением расстояния между молекулами. Такие силы называются короткодействующими, и имеют электрическую природу
!
В XX в., развитие представлений о строении атома и квантовой механики; исследования вязкости и удельной теплоемкости
реальные газы по своим свойствам значительно отличаются от идеальных газов
Ван-дер-Ваальс предположил, что на малых расстояниях между молекулами реальных газов действуют силы отталкивания, которые с увеличением расстояния сменяются силами притяжения.
Межмолекулярные взаимодействия имеют электрическую природу и складываются из: сил притяжения (ориентационных, индукционных, дисперсионных) и сил отталкивания

РЕАЛЬНЫЕ ГАЗЫ
РЕАЛЬНЫЙ ГАЗ –
свойства зависят
от взаимодействия молекул, надо учитывать силы межмолекулярного взаимодействия – короткодействующие силы
между молекулами вещества одновременно действуют силы притяжения и силы отталкивания
Силы отталкивания считаются положительными, а силы взаимного притяжения — отрицательными

РЕАЛЬНЫЕ ГАЗЫ
Йоханнес Дидерик Ван-дер-Ваальс
голландский физик
(1837 – 1923)
Газом Ван-дер-Ваальса называется модель реального газа, в котором молекулы рассматриваются как абсолютно твердые шарики, движущиеся хаотически, между которыми действуют силы межмолекулярного взаимодействия, которые по своей природе являются электрическими
Учет собственного объема молекул.
Наличие сил отталкивания, которые противодействуют проникновению в занятый молекулой объем других молекул. Фактический свободный объем, в котором двигаются молекулы реального газа, равен учетверенному собственному объему молекул
2. Учет притяжения молекул. Действие сил притяжения газа приводит к появлению дополнительного давления на газ, называемого внутренним давлением.
Внутреннее давление обратно пропорционально квадрату молярного объема:
а - постоянная Ван-дер-Ваальса, характеризующая силы межмолекулярного притяжения;
Vm –объем киломоля
Нобелевская премия 1910г.

РЕАЛЬНЫЕ ГАЗЫ
Основное отличие реального газа от идеального:
идеальный газ нельзя перевести в жидкое состояние ни при каких условиях (так как между молекулами идеального газа нет сил межмолекулярного притяжения, поэтому он не может сконденсироваться);
реальный газ при определённых условиях можно перевести в жидкое состояние
Пар ‒ состояние реального газа, при котором его можно перевести в жидкое состояние простым сжатием без изменения температуры
реальный газ является паром, если его температура меньше критической
реальный газ ведет себя как идеальный если его температура выше критической.
Идеальный газ, подчиняется уравнению Менделеева – Клапейрона и не может быть переведён в жидкое состояние

УРАВНЕНИЕ ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА
Уравнение Ван-дер-Ваальса для 1 киломоля газа (уравнение состояния реальных газов)
Уравнение учитывает конечные размеры молекул, что существенно при больших давлениях, и притяжение молекул в результате межмолекулярного взаимодействия
а - коэффициент пропорциональности, зависящий от природы молекул и количества газа.
b - поправка на истинный объем, доступный молекулам газа.
Эти величины постоянны для каждого газа и определяются опытным путем.
Согласно модели Ван-дер-Ваальса, силы притяжения между молекулами (силы Ван-дер-Ваальса) обратно пропорциональны шестой степени расстояния между ними, или второй степени объема, занимаемого газом.

УРАВНЕНИЕ ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА
Условия выполнимости уравнения Ван-дер-Ваальса:
Вывод уравнения предполагает:
молекулы сферически симметричны
величины а и b зависят от температуры
Газы подчиняющиеся уравнению Ван-дер-Ваальса называются газами Ван-дер-Ваальса и являются идеализацией
При низких давлениях и высоких температурах Vm становится большим и уравнение Ван-дер-Ваальса превращается в уравнение Менделеева - Клапейрона

РЕАЛЬНЫЕ ГАЗЫ
Уравнение Дитеричи
Условия выполнимости уравнения Ван-дер-Ваальса:
Уравнения Бертло около критической температуры равноценно уравнению Ван-дер-Ваальса и превосходит его при средних давлениях
Уравнение Бертло
Уравнение Клаузиса
Уравнение Камерлинга-Оннеса
Не применяется при высоких давлениях
По предположению Клаузиуса внутреннее давление зависит и от объема, причем зависимость сложнее, чем у Ван-дер-Ваальса, и температуры
Это уравнение выводится с помощью статистической механики. Если пренебречь взаимодействием молекул, то при этом получается уравнение состояния идеального газа

ИЗОТЕРМЫ ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА
Изотермы Ван-дер-Ваальса — кривые зависимости Р от Vm при постоянной Т. Кривые показывают как меняется давление при изменении объема для различных температур
При низких температурах волнообразные участки (максимумы и минимумы)
При температуре Тк – на изотерме есть точка перегиба К
При высоких температурах изотермы Ван-дер-Ваальса переходят в изотермы идеального газа (Менделеева – Клапейрона)

ИЗОТЕРМЫ ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА

ИЗОТЕРМЫ ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА
В 1866 г. экспериментально исследовал зависимость молярного объема Vm углекислого газа от давления при изотермическом сжатии
1. При T
2. Разность объемов в конечных точках горизонтальных участков изотерм возрастает при понижении температуры.
3. На изотерме точку К называют критической точкой. Давление, объем и температура в этой точке называются критическими. В этой точке исчезает различие между жидкостью и паром.
Томас Эндрюс
ирландский физико-химик
(1813 – 1885)

КОНСТАНТЫ ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА И КРИТИЧЕСКИЕ ДАННЫЕ

ИЗОТЕРМЫ ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА
на участке 1 – 3 давление возрастает, объём уменьшается (газообразное состояние вещества, которое называется сухим паром)
на участке 3 – 5 давление постоянное, объём уменьшается (сжатие газа пар конденсируется, т.е. одновременно наблюдается газообразное и жидкое состояние вещества, причём объём жидкости по мере приближения к точке 5 увеличивается). Такую смесь называют влажным паром.
на участке 5 – 6 уменьшается объём, давление резко возрастает (вещество находится в жидком состоянии. Малая сжимаемость жидкости объясняет почти вертикальный характер кривой 5 – 6)
6

Газ при температуре выше критической не может быть превращен в жидкость ни при каком давлении.
ИЗОТЕРМЫ ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА
Д.И. Менделеев предсказал существование критической точки.
Если соединить между собой последовательно правые и левые концы прямолинейных участков на семействе изотерм, то получим кривую фазового равновесия жидкости и газа (пара) на диаграмме Р – V.
Максимум этой кривой ‒ критическая точка К. В точке К изотермы Ван-дер-Ваальса имеют как максимум, так и точку перегиба.

УРАВНЕНИЕ ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА
Уравнение Ван-дер-Ваальса для реального газа не описывает существование двухфазных систем, но предсказывает существование критической точки.
Уравнение Ван-дер-Ваальса выполняется только в некотором диапазоне давлений и температур, а уравнения состояния реального газа нет до сих пор.
Уравнение Ван-дер-Ваальса позволяют понять поведение ядерной материи в микро- и макрообъектах: при взрывах сверхновых звезд, в нейтронных звездах, черных дырах и т. д.
В результате сжатия газ можно превратить в жидкость, если его температура ниже критической. Но это невозможно сделать при повышении давления, если температура газа выше критической.
Правило Максвелла: площади afb и bdc равны

ИЗОТЕРМЫ ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА
При увеличении температуры жидкости увеличивается давление насыщенного пара и одновременно растет его плотность.
Плотность жидкости, находящейся в равновесии со своим паром, уменьшается вследствие расширения жидкости при нагревании.
Критическая температура – это температура, при которой плотности жидкости и пара сравняются и исчезают различия в физических свойствах между жидкостью и её насыщенным паром.
При критической температуре плотность и давление насыщенного пара становятся максимальными, а плотность жидкости, находящейся в равновесии с паром - минимальной.
При температуре выше критической ни при каких давлениях реальный газ нельзя превратить в жидкость.

Д.И. Менделеев в 1861 г.: заметил, что при определенной температуре прекращалось поднятие жидкости в капиллярах, т.е. поверхностное натяжение обращалось в нуль. При той же температуре обращалась в нуль скрытая теплота парообразования. Эта температура называется температурой абсолютного кипения.
Пар при изотермическом сжатии претерпевает процесс сжижения.
Газ при температуре выше критической не может быть превращен в жидкость ни при каком давлении.
ИЗОТЕРМЫ ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА

Внутренняя энергия одного моля газа Ван-дер-Ваальса (реального газа) складывается из:
кинетической энергии теплового движения молекул
потенциальной энергии межмолекулярного взаимодействия,
наличие сил притяжения приводит к возникновению внутреннего
давления на газ.
Знак «—» означает, что молекулярные силы, создающие внутреннее давление, являются силами притяжения
ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ ГАЗА ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА
Потенциальная энергия притяжения молекул равна работе, необходимой для разведения молекул на бесконечное расстояние друг от друга.
Полная энергия одного моля газа Ван-дер-Ваальса:
Если СV не зависит от температуры, то полная энергия одного моля
растет с повышением температуры и увеличением объема

при адиабатном расширении без совершения внешней работы внутренняя энергия газа не изменяется
Равенство справедливо как для идеального, так и для реального газов
ФИЗИЧЕСКИЙ
СМЫСЛ ДЛЯ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА означает равенство температур (при адиабатном расширении идеального газа в вакуум
его температура не изменяется)
ФИЗИЧЕСКИЙ
СМЫСЛ ДЛЯ РЕАЛЬНОГО ГАЗА ОЗНАЧАЕТ
Так как V2 > V1 то Т1 > Т2, т.е. реальный газ при адиабатном расширении в вакуум охлаждается. При адиабатном сжатии в вакуум реальный газ нагревается
ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ ГАЗА ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА

ЭФФЕКТ ДЖОУЛЯ-ТОМСОНА
Идеальный газ адиабатно расширяется и совершает работу - газ охлаждается, так как работа совершается за счет его внутренней энергии.
Эффект Джоуля-Томсона свидетельствует о наличии в газе сил межмолекулярного взаимодействия.
Газ совершает внешнюю работу – последующие слои газа проталкивают предыдущие, а над самим газом совершают работу силы внешнего давления, обеспечивающие стационарность потока
Изменение температуры реального газа в результате его адиабатного расширения или адиабатного дросселирования — медленного прохождения газа под действием перепада давления сквозь дроссель(пористую перегородку), называется эффектом Джоуля — Томсона.
Эффект Джоуля — Томсона называют положительным, если газ в процессе дросселирования охлаждается (ΔТ < 0), и отрицательным, если газ нагревается (ΔT> 0).

Совершенная над газом результирующая внешняя работа равна
В адиабатических внешних условиях эта работа идет на изменение его внутренней энергии
Из этого условия следует, что
ЭФФЕКТ ДЖОУЛЯ-ТОМСОНА
В опыте Джоуля-Томсона сохраняется (остается неизменной) величина
Н – функция состояния, энтальпия
Энтальпия – термодинамический потенциал характеризующий состояние системы в равновесии при выборе в качестве независимых переменных энтропии S и давления P

Превращение любого газа в жидкость – сжижение газа – возможно лишь при температуре ниже критической.
Критические температуры
СЖИЖЕНИЕ ГАЗОВ
Для сжижения газов чаще применяются два промышленных метода, в основе которых используется либо эффект Джоуля — Томсона
Схема установки для сжижения газов – машина Линде.
Воздух в компрессоре (1) сжимается и охлаждается в холодильнике (5). Затем сжатый воздух проходит по внутренней трубке теплообменника (6) и пропускается через дроссель (3).
Второй метод основан на охлаждении газа при совершении им работы.
Сжатый газ, поступая в поршневую машину (детандер) расширяется и совершает при этом работу по передвижению поршня, температура газа при этом понижается