1. Предмет и исходные положения термодин. Область и приделы применения её метода и законов

Основные положения термодинамики сводятся к следующему. Термодинамика описывает поведение макроскопических объектов с помощью малого числа макроскопических параметров (объем, давление, концентрация и т.д.), не вдаваясь в детальное микроскопическое описание поведения объекта. Термодинамика основывается на постулатах ( так называемые “начала термодинамики”), которые являются обобщением большого экспериментального материала. Строго говоря, термодинамика описывает только равновесные состояния, то есть такие состояния, когда параметры системы с течением времени не меняются, и в системе отсутствуют какие-либо стационарные потоки. Для равновесных систем можно ввести специальный термодинамический параметр - температуру, единую для всех частей системы (нулевое начало термодинамики). Первое начало термодинамики постулирует существование однозначной функции параметров системы E, которая называется внутренней энергией (или просто энергией), изменение которой при любых процессах (обратимых и необратимых) равно алгебраической сумме совершенной работы и количества полученного тепла) E =  Q -  W

2. Термодинамическая система и её хар-ки

Термодинамическая система – это тот объект, который изучает техническая термодинамика. Термодинамической системой называется любая совокупность материальных тел, заключенная внутри заданных или произвольно выбранных границ. Все, что находится вне границ термодинамической системы, называется внешней средой. Термодинамические системы подразделяются на:- гомогенные – однородные по составу и физическим свойствам во всем объеме.  - гетерогенные – состоящие из разнородных тел, отделенных друг от друга поверхностями раздела. Классификация термодинамических систем По характеру взаимодействия с окружающей средой различают системы изолированные, не обменивающиеся с внешней средой ни энергией, ни веществом;

адиабатически изолированные, не обменивающиеся с внешней средой веществом, но допускающие обмен энергией в виде работы^[9];

закрытые, обменивающиеся с внешней средой энергией, но не обмениваются веществом;

открытые, обменивающиеся с внешней средой и энергией, и веществом.

3. Параметры и уравнения состояния термодинамической системы

УРАВНЕНИЕ СОСТОЯНИЯ-уравнение, к-рое связывает давление р, объём V и абс. темп-ру Т физически однородной системы в состоянии термодинамического равновесия: f(p, V, Т) = 0. Это ур-ние наз. термическим У. с., в отличие от калорического У. с., определяющего внутр. энергию Uсистемы как ф-цию к.-л. двух из трёх параметров р, V, Т. Термическое У. с. позволяет выразить давление через объём и темп-ру,p=p(V, Т), и определить элементарную работу   при бесконечно малом расширении системы  . У. с. является необходимым дополнением к термодинамич. законам, к-рое делает возможным их применение к реальным веществам. Оно не может быть выведено с помощью одних только законов термодинамики, а определяется из опыта или рассчитывается теоретически на основе представлений о строении вещества методами статистич. физики. Примерами У. с. для газов могут служить Клапейрона уравнение для идеального газа: pv = RT, где u- объём одного моля газа; Ван-дер-Ваальса уравнение:

4. Термодинамические диаграммы чистого вещества Критическая точка Критическая точка — сочетание значений температуры   и давления    В критической точке плотность жидкости и её насыщенного пара становятся равны, а поверхностное натяжение жидкости падает до нуля, потому исчезает граница раздела фаз жидкость-пар. Критической точке на диаграмме состояния вещества соответствуют предельные точки на кривых равновесия фаз, в окрестностях точкифазовое равновесие нарушается, происходит потеря термодинамической устойчивости по плотности вещества. По одну сторону от критической точки вещество однородно (обычно при  ), а по другую — разделяется на жидкость и пар.

5. Расчет параметров состояния идеального газа, несжимаемой жидкости и двухфазного рабочего тела

 Уравнение состояния идеального газа Параметры газа p, v и Т взаимосвязаны. Характер этой связи выражает уравнение состояния. Распространены три формы записи этого уравнения:  pv = RT – уравнение состояния 1 кг газа; pV = MRT – уравнение состояния М кг газа; pV_m =mRT – уравнение состояния 1 киломоля газа, где R – газовая постоянная, Дж/(кг×К). Она равна работе в Дж, которую совершает 1 кг газа, расширяясь при нагреве на 1 К при постоянном давлении; V – объем М кг газа, м³; V_m  – объем одного киломоля газа, м³/кмоль; m – один киломоль газа, кг/кмоль. Киломолем называют количество килограммов газа, равное его молекулярной массе. Молекулярные массы некоторых газов приведены в табл. 3, прил. 1; mR –  универсальная  газовая постоянная. Для одного киломоля любого газа она имеет одно значение mR = 8314 Дж/(кмоль К). Откуда газовую постоянную можно найти из соотношения R = 8314/m. Так для водорода R = 8314/2 = 4157 Дж/(кг×К), для кислорода R = 8314/32 = 259,8 Дж/(кг×К). При решении задач уравнение состояния позволяет находить входящие в него неизвестные величины или производить замены при выводе других уравнений Несжимаемая жидкостьмодель среды, плотность которой остаётся неизменной при изменении давления и является её физической характеристикой. Для Н. ж. скорость распространения малых возмущений равна бесконечности, поэтому любое возмущение, вносимое в какую-либо точку потока, мгновенно передаётся всему полю течения.