1 Основные положения молекулярно – кинетической теории

Молекулярная физика и термодинамика – разделы физики, в которых изучаются макроскопические процессы в телах, связанные с огромным числом содержащихся в телах атомов и молекул. Для исследования этих процессов применяют два качественно различных и взаимно дополняющих друг друга метода: статистический (молекулярно – кинетический) и термодинамический.

Статистический метод предполагает, что наблюдаемые на опыте свойства макроскопической системы (давление, температура и т.п.), представляет собой суммарный результат действия молекул. При этом рассматриваются динамические характеристики не отдельных молекул, а их усредненные значения.

Термодинамический метод изучает макроскопические свойства тел, не интересуясь их микроскопической картиной. В основе термодинамики лежат фундаментальные законы (начала), установленные на основании обобщения большой совокупности опытных фактов. Термодинамика и молекулярно-кинетическая теория взаимно дополняют друг друга, образуя по существу единое целое.

Идея об атомном строении вещества высказана древнегреческим философом Демокритом, возрождена и развита в трудах М.В. Ломоносова. Строгое развитие молекулярной теории связано с работами Р. Клаузиуса, Дж. Максвелла и Л. Больцмана.

В основе молекулярно – кинетической теории (МКТ) лежат следующие положения:

1. Все вещества состоят из мельчайших частиц – атомов и молекул.

2. Молекулы и атомы любого вещества находятся в непрерывном хаотическом движении, которое называется тепловым. Интенсивность теплового движения частиц зависит от температуры.

3. Между молекулами вещества существуют силы притяжения F_пр и силы отталкивания F_от .

Основные положения МКТ подтверждаются экспериментально. В различных агрегатных состояниях вещества соотношение между энергией теплового движения молекул и потенциальной энергией их взаимодействия оказывается различным.

2 Опытные законы идеального газа. Уравнение состояния

В молекулярно–кинетической теории пользуются идеализированной моделью идеального газа, согласно которой:

1. молекулы газа не взаимодействуют между собой;

2. собственный объем молекул пренебрежимо мал по сравнению с объемом сосуда;

3. столкновения молекул между собой и со стенками сосуда носят упругий характер.

Модель идеального газа хорошо описывает многие реальные газы при нормальных условиях, а также газы при низких давлениях и высоких температурах.

Состояние идеального газа описывается тремя макроскопическими параметрами: T – температура, p – давление, V – объем. Между этими параметрами существует определенной связь, называемая уравнением состояния. В общем виде уравнение состояния имеет вид f (p,V, T)=0, где каждая из переменных является функцией двух других.

Для данной массы идеального газа m уравнение состояния называется уравнением Менделеева – Клапейрона и имеет вид:

. (5.1)

В уравнении (5.1) R – универсальная газовая постоянная, μ – молярная масса газа.

Часто пользуются другой формой уравнения состояния идеального газа, вводя постоянную Больцмана k. Легко преобразовать уравнение (5.1) к виду:

p=nkT, (5.2)

где n – концентрация молекул газа.

Если какой либо из термодинамических параметров системы изменяется, то происходит изменение состояния системы, называемое термодинамическим процессом. Термодинамический процесс называется равновесным, если система бесконечно медленно проходит непрерывный ряд бесконечно близких термодинамических равновесных состояний. Совокупность процессов, в результате которых газ возвращается в первоначальное состояние, называется циклом.

Изопроцессами называются термодинамические процессы, происходящие в системе с постоянной массой при каком – либо одном постоянном параметре состояния. Различают изобарический (p=const) изохорический (V=const) и изотермический (T=const) процессы. Большое значение в природе и технике имеет адиабатический процесс – процесс, происходящий без теплообмена с окружающей средой. Все быстро протекающие процессы с хорошей точностью являются адиабатическими.

Законы, описывающие изопроцессы, были установлены опытным путем.

1. Закон Бойля – Мариотта: для данной массы газа при постоянной температуре произведение давления газа на его объем есть величина постоянная:

pV=const при T=const, m=const. (5.3)

2. Закон Гей-Люссака: для данной массы газа при постоянном давлении отношение объемов двух различных состояний газа равно отношению абсолютных температур в этих состояниях:

V₁/V₂ = T₁/T₂ при p =const, m=const . (5.4)

3. Закон Шарля: для данной массы газа при постоянном объеме отношение давлений двух различных состояний газа равно отношению абсолютных температур в этих состояниях:

p₁/p₂ = T₁/T₂ при V =const, m=const. (5.5)