8.Теплоемкость газа. Зависимость теплоемкости от температуры и процесса.

Теплоёмкость C (Дж/град) - кол-во теплоты, сообщаемое газу или отводимое от него для того, чтобы изменить его t-ру на один градус.

1) Теплоёмкость зависит от кол-ва ве-ва: чем больше ве-ва содержит тело, тем больше теплоты нужно подвести, чтобы нагреть его на один градус. Поэтому введено понятие удельная теплоёмкость (c) - теплоёмкость, отнесённая к единице кол-ва ве-ва. Кол-во ве-ва может быть измерено в кг, м³ и молях, поэтому различают:

массовую с = С/М (Дж/(кг·град.)); с = µс/µ;

объёмную с' = C/V_H (Дж/(м³·град.); с = с’/ρ;

мольную µс = C/N (Дж/(кмоль·град.)); с’ = µс/22.4

2) Теплоёмкость зависит от характера процесса и св-в газа. В зависимости от способа подвода (отвода) теплоты к газу, различают теплоёмкость при p = const с_р и v = const с_v. Теплоёмкости при T = const и S = const редко применяются (при Т = const , при dq = 0 ). М/у с_р и с_v сущ. зависимость, наз. уравнением Майера: с_р - с_v = R.

3) Теплоёмкость газов изм-ся с изм. t-ры. В зависимости от интервала t-р различают среднюю и истинную теплоёмкости.

Средняя - теплоёмкость в конечном интервале температур Δt = t₂ - t₁, обозначается с индексом "m". с_m=q/Δt.

Истинная - предел, к кот. приближается средняя теплоёмкость при Δt → 0: . Истинная теплоёмкость - теплоёмкость при данной t-ре.

9. Политропный процесс. Обобщающие значение политропного процесса.

Политропным процессом называется процесс, все состояния которого удовлетворяются условию:

P· ⁿ = Const, где n – показатель политропы, постоянная для данного процесса. Изобарный, изохорный, изотермический и адиабатный процессы являются частными случаями политропного процесса (Рис.4.5): при n = ±   = Const, (изохорный), n = 0 P = Const, (изобарный), n = 1 T = Const, (изотермический), n = к P· ^к = Const, (адиабатный). Теплота процесса: q = c_n ·(T₂ – T₁),

где c_n = c_v ·(n - )/(n – 1) – массовая теплоемкость (4.29) политропного процесса.

10. Реальные газы. Уравнение состояния реальных газов.

Реальные газы отличаются от идеальных газов тем, что молекулы этих газов имеют объемы и связаны между собой силами взаимодействия, которые уменьшаются с увеличением расстояния между молекулами.

Для реальных газов необходимо учитывать взаимодействие между молекулами, т.к. обычно это достаточно плотные газы.

Различные способы задания уравнения состояния реальных газов.

1 способ. Уравнение состояния с коэффициентом сжимаемости:

Здесь z - коэффициент сжимаемости (иногда его называют сверхсжимаемостью газа).

Недостаток этого способа в том, что коэффициент z находится чисто экспериментально, притом он зависит не только от природы газа, но и от давления и температуры.

2 способ. Параметрические уравнения. Одно из первых таких уравнений:

- уравнение Ван-дер-Ваальса,

где a, b - параметры, которые зависят только от природы газа.

Это уравнение описывает свойства реальных газов с погрешностью 10-20%.

В настоящее время появились аналогичные уравнения - Редлиха-Квонга,

Пенга-Робинсона и т.д., которые дают меньшую погрешность.

3 способ. Уравнения с вириальными коэффициентами.

А,В,С - вириальные коэффициенты,

Уравнение считается наиболее точным для определения свойств реальных газов.

Помимо этих трех аналитических способов существуют графические методы расчета реальных газов с помощью различных диаграмм: P-V, T-S, i-S.