66. Третье начало термодинамики (теорема Нернста).

При приближении к абсолютному нулю энтропия системы также стремится к нулю независимо от того, какие значения принимают все остальные параметры состояния системы: -третье начало термодинамики. Поскольку энтропия равна: , а температура Т стремится к нулю, теплоемкость вещества также должна стремиться к нулю,причем быстрее,чем Т. От следует сюда недостижимость абсолютного нуля температуры при конечной последовательности термодинамических процессов, т. е. конечного числа операций − циклов работы холодильной машины.

67 Термодинамические функции и потенциалы.

Характеристические функции в ТД, убыль которых в равновесных процессах, протекающих при постоянстве значений соответств. независимых параметров, равна полезной внешней работе.

Выделяют ТД потенциалы:

-внутр. энергия: U=Q-A

-энтальпия: H=E=U+PV

-свободная энергия Гельмгольца: F=U-TS

-потенциал Гиббса: G=U+PV-TS

-большой ТД потенциал: Ω=U-TS-μN=F-μN

68. Понятие статистического распределения, функция распределения. Распределение Максвелла молекул газа по вектору скорости.

Функция распределения молекул по скоростям – функция f, зависящая от модуля скорости v

Cтатистическое распределение – это описание (в виде ф., таблицы или текста) того, насколько вероятно то, что случайная величина примет то или иное значение.

Ф. распред. Максвелла молекул газа по скоростям:

69. Барометрическая формула. Понятие статистического распределения, функция распределения. Распределение Больцмана.

Барометрическая ф-ла

p )

Если частица идеального газа наход-ся в силовом поле,то реализ-ся оба распред-я частиц:Максвелла и Больцмана.

70. Реальный газ. Уравнение и изотермы Ван-дер-Ваальса. Критические температуры.

Реальный газ – газ, который не описывается уравнением состояния идеального газа Менделеева – Клапейрона. Модель идеального газа пригодна для реального только при высоких температурах и низких давлениях, когда можно пренебречь размерами молекул и их взаимодействием.

Термическим уравненим состояния (или, часто, просто уравнением состояния) называется связь между давлением, объёмом и температурой.

Для одного моля газа Ван-дер-Ваальса оно имеет вид:

,

Поправка   учитывает притяжение молекул, поправка   — объём занимаемый молекулами.

Для   молей газа Ван-дер-Ваальса уравнение состояния выглядит так:

.

Изотермы Ван-дер-Ваальса — кривые зависимости р от V_m при заданных Т, определяемые уравнением Ван-дер-Ваальса для моля газа. Эти кривые имеют довольно своеобразный характер. При высоких температурах (T > T_к) изотерма реального газа отличается от изотермы идеального газа только некоторым искажением ее формы, оставаясь монотонно спадающей кривой. При некоторой температуре T_кна изотерме имеется лишь одна точка перегиба К.

Эта изотерма называется критической, соответствующая ей температура T_к — крити­ческой температурой; точка перегиба К называется критической точкой; в этой точке касательная к ней параллельна оси абсцисс. Соответствующие этой точке объем V_к, и давление р_к называются также критическими. Состояние с критическими парамет­рами (p_к, V_к, T_к) называется критическим состоянием. При низких температурах (Т < T_к ) изотермы имеют волнообразный участок, сначала монотонно опускаясь вниз, затем монотонно поднимаясь вверх и снова монотонно опускаясь.

Рассматривая различные участки изотермы при T<Т_к (рис. внизу), видим, что на участках 1—3 и 5—7 при уменьшении объема V_m давление р возрастает, что естественно. На участке 3—5 сжатие вещества приводит к уменьшению давления; практика же показывает, что такие состояния в природе не осуществляются. Наличие участка 3—5 означает, что при постепенном изменении объема вещество не может оставаться все время в виде однородной среды; в некоторый момент должно наступить скачкообраз­ное изменение состояния и распад вещества на две фазы. Таким образом, истинная изотерма будет иметь вид ломаной линии 7—6—2—1. Часть 6–7 отвечает газообраз­ному состоянию, а часть 2–1 — жидкому. В состояниях, соответствующих горизон­тальному участку изотермы 6—2, наблюдается равновесие жидкой и газообразной фаз вещества. Вещество в газообразном состоянии при температуре ниже критической называется паром, а пар, находящийся в равновесии со своей жидкостью, называется насыщенным.