Материал презентаций по физике / Лекции для заочников / Физика для гуманитариев_1 / Вотинов_Перминов_Физика

Таким образом, уравнение Ван-дер-Ваальса описывает не только газообразное состояние вещества, но охватывает также процесс перехода в жидкое состояние и процесс сжатия жидкости.

Сопоставление экспериментальной изотермы с изотермой Ван- дер-Ваальса показывает, что эти изотермы хорошо совпадают на участках, отвечающих однофазным состояниям вещества, но ведут себя различным образом в области расслоения на две фазы. Вместо S-образного завитка на изотерме Ван-дер-Ваальса экспериментальная изотерма имеет в этой области прямолинейный горизонтальный участок, который располагается так, что охватываемые завитком площади одинаковы (см. рис. 2.5).

В состояниях, соответствующих горизонтальному участку изотермы, наблюдается равновесие между жидкой и газообразной фазами вещества. Газ (или пар), находящийся в равновесии со своей жидкостью, называется насыщенным паром. Давление pí.ï, при котором может существовать равновесие при данной температуре, называется давлением

(èëè упругостью) насыщенного пара.

С повышением температуры горизонтальный участок изотермы сокращается, стягиваясь в точку при критической температуре Têð. Соответственно, уменьшается различие в плотностях жидкости и насыщенного пара. При критической температуре это различие полностью исчезает. Одновременно исчезает всякое различие между жидкостью и паром. При температурах выше критической понятие насыщенного пара теряет смысл. При этих температурах ни при каких давлениях сжижать газ нельзя. Отсюда вытекает условие сжижения газов: для превращения газа в жидкость необходимо сжимать газ при температурах ниже критической.

2.2. Термодинамика

Термодинамическая система

Термодинамика первоначально возникла как наука о превращении теплоты в работу. Однако законы, лежащие в основе термодинамики, имеют настолько общий характер, что в настоящее время термодинами- ческие методы с большим успехом применяются для исследования многочисленных физических и химических процессов и для изучения свойств вещества и излучения.

При изучении свойств и процессов превращения вещества термодинамика не вдается в рассмотрение микроскопической картины явлений.

81

В основе термодинамики лежат общие принципы, являющиеся обобщением опытных данных.

Объектом исследования термодинамики является термодинамиче- ская система (ТДС) — совокупность макроскопических тел, обменивающихся энергией как между собой, так и с внешними телами. Напомним, что макроскопическое тело — это тело, состоящее из очень большого числа атомов и молекул. Примером термодинамической системы может служить газ, заключенный в цилиндр под поршнем.

Параметры состояния ТДС не всегда имеют определенные значения (например, при нагреве в разных частях системы температура разная). Состояние, в котором хотя бы один из параметров не имеет определенного значения, называется неравновесным.

Термодинамические системы, которые не обмениваются с внешней средой ни энергией, ни веществом, называются изолированными (замкнутыми).

Если систему, находящуюся в неравновесном состоянии, изолировать, т. е. предоставить самой себе, то она перейдет в равновесное состояние (когда все параметры состояния имеют определенные значения, не изменяющиеся с течением времени). Такой переход называется процессом релаксации.

Термодинамический процесс — переход системы из одного состояния в другое.

Бесконечно медленный процесс состоит из последовательности равновесных состояний, так как параметры состояния успевают выровняться по всей системе. Такой процесс называется равновесным (квазистатическим).

При изменении направления равновесного процесса (например, замена сжатия расширением) система будет проходить те же равновесные состояния, что и при прямом ходе, но в обратной последовательности. Следовательно, равновесные процессы обратимы.

Круговым процессом (èëè циклом) называется такой процесс, при котором система после ряда изменений возвращается в исходное состояние.

Внутренняя энергия, работа и теплота

Всякая термодинамическая система в любом состоянии обладает некоторой энергией: кинетической энергией системы как целого, потенциальной энергией во внешнем поле сил и внутренней энергией. В термо-

82

динамике обычно рассчитывают макроскопически неподвижные системы, не подверженные действию внешних полей. Для таких систем значения полной и внутренней энергий совпадают. Поэтому понятие внутренней энергии является одним из основных в термодинамике.

Внутренняя энергия системы U равна сумме всех видов энергий движения и взаимодействия частиц, составляющих данную систему. Например, внутренняя энергия газообразной системы включает в себя:

–кинетическую энергию поступательного и вращательного движений молекул;

–кинетическую энергию колебательного движения атомов в молекуле;

–потенциальную энергию взаимодействия молекул между собой и атомов внутри молекулы;

–внутриатомную энергию (энергию электронных оболочек атомов; энергию движения и взаимодействия нуклонов в ядрах атомов и т. д.).

Внутренняя энергия — однозначная функция состояния системы, ее значение не зависит от того, каким образом система пришла в данное состояние, т. е. не зависит от вида процесса перехода.

Подобно потенциальной энергии в механике, внутренняя энергия может быть количественно определена только с точностью до постоянного слагаемого U0, зависящего от выбора «начала отсчета» внутренней энергии, т. е. от выбора состояния, в котором внутреннюю энергию системы принимают равной нулю. Однако значение U0 несущественно, так как в термодинамических расчетах приходится определять не абсолютное значение U, а не зависящее от U0 изменение этой энергии U в различных термодинамических процессах. По той же причине под внутренней энергией обычно понимают те ее составляющие, которые изменяются в рассматриваемых процессах. Так, например, в дальнейшем мы будем касаться процессов, не сопровождающихся изменением внутриатомной энергии.

В случае идеального газа нет сил межмолекулярного взаимодействия и внутренняя энергия равна сумме энергий беспорядочного (теплового) движения всех молекул (см. соотношение (2.21)):

83

Обмен энергией между термодинамической системой и окружающими ее телами может протекать в двух формах: макроскопической — в форме работы и микроскопической — в форме теплообмена.

Рассмотрим газ, находящийся в цилиндриче- ском сосуде, закрытом плотно пригнанным поршнем (рис. 2.6). Пусть газ начал медленно расширяться и переместил поршень на расстоя-

íèå dx, настолько малое, что давление p можно

считать неизменным. Газ действует на поршень с силой F = pS и совершает при расширении над поршнем элементарную работу

84

вующих тел. Этот процесс передачи энергии неупорядоченного движения от одних тел к другим осуществляется за счет обмена энергией непосредственно между хаотически движущимися частицами тел.

Теплопередача может осуществляется путем обмена электромагнитным излучением. Например, вода в море прогревается днем за счет излу- чения, посылаемого Солнцем.

В реальных условиях оба способа передачи энергии термодинамиче- ской системе (в форме работы и теплоты) сопутствуют друг другу. Например, при нагревании тела расширяются и совершают работу над внешними телами.

Количество теплоты, как и работа,— функции процесса. Поэтому говорить о «запасе тепла» или о «запасе работы» в системе бессмысленно.

Все три величины — энергия, работа и теплота в системе СИ измеряются в джоулях (Äæ).

Первое начало термодинамики

При совершении одним телом работы A над другим, равно как и при сообщении одним телом другому теплоты Q, эти тела обмениваются внутренней энергией — энергия одного из тел увеличивается, а энергия другого на столько же уменьшается. Это следует из закона сохранения энергии. В термодинамике этот закон называется первым законом (íà÷à- ëîì) термодинамики и записывается следующим образом:

ãäå Q — количество теплоты, подведенное к системе; U — изменение (приращение) внутренней энергии системы, U = U2 – U1; A — работа системы над внешними телами.

Количество теплоты, сообщенное системе, идет на изменение внутренней энергии системы и на совершение системой работы над внешними телами.

Это также означает, что невозможно создать действующий механизм, который совершал бы работу, превышающую получаемую им извне энергию. Воображаемый механизм, совершающий работу, большую получаемой энергии, называется вечным двигателем первого рода. Тогда можно сформулировать первое начало термодинамики следующим образом: вечный двигатель первого рода невозможен.

85

Теплоемкость и внутренняя энергия идеального газа

Передача тепловой энергии телам, как правило, сопровождается изменением их температуры. Для характеристики способности тел повышать свою температуру за счет полученного извне тепла вводится понятие теплоемкости.

Теплоемкость — скалярная физическая величина, характеризующая связь между количеством сообщенного системе тепла и изменением ее температуры. Различают полную, удельную и молярную теплоемкости.

Теплоемкость тела Сòåëà (полная теплоемкость) (Дж/К) численно равна количеству теплоты, которое необходимо сообщить системе, чтобы повысить ее температуру на один градус:

Удельная теплоемкость с (Дж/(кг·К)) — теплоемкость единицы массы:

Молярная теплоемкость С (Дж/(моль·К)) — теплоемкость одного моля:

Учитывая, что m, из сопоставления формул (2.44) и (2.45) следует:

Теплоемкость зависит от условий, при которых происходит нагрев тела. В зависимости от характера процесса различают теплоемкости при постоянном объеме и при постоянном давлении.

Учитывая, что при изохорном процессе работа не совершается, для

молярной теплоемкости при постоянном объеме СV можно записать:

откуда dU CV dT .

86

Опытным путем установлено, что для газов, близких к идеальным, ÑV = const в широком интервале температур, тогда

U CV dT CV T const.

Поскольку внутренняя энергия определяется с точностью до константы, окончательно получаем:

Записав дифференциал от уравнения состояния (2.12) для идеального газа при неизменном давлении, получим выражение для элементарной работы при p = const:

dA pdV RdT ,

тогда для молярной теплоемкости при постоянном давлении Сp получа- ем:

Соотношение (2.48) называется уравнением Майера. Оно показывает, что молярная теплоемкость идеального газа при постоянном давлении больше его молярной теплоемкости при постоянном объеме на вели- чину универсальной газовой постоянной R. Следовательно, Ñp всегда больше ÑV, так как в изобарном процессе в отличие от изохорного теплота, сообщаемая газу, расходуется не только на изменение его внутренней энергии, но также и на совершение газом работы. Сопоставляя (2.48) с первым началом термодинамики, получаем физическое содержание универсальной газовой постоянной R: это физическая величина, численно равная работе расширения одного моля идеального газа в изобарном процессе при нагревании его на один градус.

Введем характерную для каждого газа величину , равную отношению теплоемкостей при постоянном давлении и при постоянном объеме:

87

Молекулярно-кинетическая теория позволяет установить связь между теплоемкостью идеального газа и числом степеней свободы молекул (классическая теория теплоемкости идеального газа). Для внутренней энергии идеального газа справедливы соотношения (2.40) и (2.47):

В табл. 2.1 приведены значения ÑV, Ñp и , получающиеся для различных молекул по этим формулам.

88

В действительности теплоемкость имеет сложную зависимость от температуры и числа степеней свободы. Согласие между теорией и экспериментом можно признать удовлетворительным только для одно- и двухатомных молекул в оценочных задачах.

Адиабатический процесс

Адиабатическим (адиабатным) называется процесс, при котором отсутствует теплообмен между системой и окружающей средой:

Q = 0.

Из первого закона термодинамики для таких процессов справедливо:

U + A = 0,

т. е. система может совершать работу только за счет своей внутренней энергии:

A= –U.

Êадиабатическим можно отнести все быстропротекающие процессы. Линию, изображающую адиабатический процесс, называют адиаба-

òîé.

Уравнение адиабаты идеального газа можно получить из уравнения Менделеева — Клапейрона и первого закона термодинамики:

(сплошная линия) в координатах (p, V). По сравнению с изотермой (пунктирная линия) скорость убывания с увеличением объема у нее выше, так как 1.

Политропические процессы

Политропические процессы — это процессы, в ходе которых теплоемкость тела остается постоянной:

89

Можно показать (с помощью уравнения Менделеева — Клапейрона и первого закона термодинамики), что данный процесс описывается следующими уравнениями:

Все рассмотренные ранее изопроцессы являются частными случаями политропического процесса. В табл. 2.2 указаны значения n è C, при которых политропический процесс оказывается тождественным с одним из изопроцессов.

Работа, совершаемая идеальным газом при различных процессах

Работа, которая совершается при переходе из состояния 1 в состояние 2 каким-либо телом над внешними телами, определяется соотношением (2.41):

V2

A12 pdV .

V1

Давление связано с объемом уравнением состояния (2.12): pV RT .

Вычислим работу для различных изопроцессов: а) изохорный

90