§14.8 Энтропия.

Энтропия– является функцией состояния. Ее изменение связано с получением и отдачей теплоты. Элементарное изменение энтропии при заданной температуре определяется соотношением.

Поскольку энтропия является функцией состояния

Можно показать, что любой процесс приводит к возрастанию энтропии S>=0. Если термодинамическая система не является замкнутой т.е. имеется внешнее воздействие, то энтропия может и убывать. Найдем изменение энтропии в процессах связанных с идеальным газом.

При

При

При

Энтропия системы тел равна сумме энтропий каждого из них.

Пример: Найти

- при плавлении и испарении;

§14.9 Статистическая природа энтропии.

Физический смысл энтропии был раскрыт Больцманом, который связал энтропию с термодинамической вероятностью w,

, гдеw- это число способов которыми может быть реализовано данное состояние термодинамической системой.

Пример:спичечный коробок 1.(Спички в коробке)

Основным законом является закон возрастания энтропии. Энтропия при этом выступает как мера упорядоченности системы. (Чем меньше энтропия тем больше порядок) Возрастание энтропии приводит к разупорядочиванию любой системы.

Пример:спичечный коробок 2.(Коробок спичек высыпали на стол)

Следствие: все самопроизвольные процессы в природе происходят таким образом, что энтропия возрастает. Происходят процессы от упорядочивания к беспорядку. Тем не менее возможны процессы, когда энтропия уменьшается. Однако при этом необходимо совершить работу. Т.е. такой процесс требует затрат энергии.

Пример: спичечный коробок 3.(Спички собрали в коробок)

Глава 15. Реальные газы

§15.1 Межмолекулярные силы.

Наличие межмолекулярных взаимодействий приводит к появлению новых свойств, который существенным образом отличаются от свойств идеального газа.

U– потенциал взаимодействия,

r– расстояние,

r₀– равновесное расстояние.

Если значение минимального потенциала существенно меньше энергии теплового движения, то вещество находится в газообразном состоянии. Если это значение имеет порядок kT, то это соответствует жидкому состоянию. Если энергия взаимодействия существенно превосходит энергию теплового движения то это соответствует твердому состоянию вещества.– газ,– жидкость,- твердое тело.

§15.2 Уравнение Ван-дер-Ваальса.

Учет межмолекулярных взаимодействий был произведен впервые голландским физиком Ван-дер-Ваальсом. При этом он исходил из простой модели, которая была основана на следующих положениях:

1)Молекулы газов представляют собой шары с эффективным диаметром.

2)Между молекулами существуют только силы притяжения

3)Силы отталкивания учтены введением эффективного диаметра.

Учет собственного объема молекулы

приводит к тому, что «Свободный» молярный объем в сосуде уменьшается по сравнению с идеальным газом на величинуb,

, гдеb– постоянная Ван-дер-Ваальса.

Наличие сил притяжения между молекулами реального газа приводит к тому, что давление становится меньше на некоторую величину p*.

Таким образом

Величина P* согласно теории Ван-дер-Ваальса обратно пропорциональна квадрату объема:

, т.о. уравнение состояния имеет вид:

Для разреженных газов размерами атомов можно пренебречь. Уравнение Ван-дер-Ваальса переходит в обычное уравнение Менделеева-Клапейрона.