30. Второе начало термодинимики

Формула Больцмана(S=klnW)(k-постоянная Больцмана) позволяет дать статическое толкование второго начала термодинамики.оно описывает закономерности хаотического движения большого числа частиц,составляющих замкнутую систему. Второй закон термодинамики по Кельвину:невозможен круговой процесс,единственным результатом которого является превращение теплоты,полученной от нагревателя, в эквивалентную ей работу. По клаузису: невозможен круговой процесс,

единственным результатом которого является передача теплоты от менее нагретого тела к боее нагретому. Формул

Больцмана(S=klnW)(k-постояннаяБольцмана).значит энтропия определяется логарифмом числа микросостояний, с помощью которых может быть реализовано данное макростояние.можно сделать вывод что энтропия может рассматриваться как мера вероятности состояния термодинамической системы.В состоянии равновесия число микросостояний максимально а значит максимально и энтропия.Т.к. реальные процессы необратимы то все процессы в замкнутой системе ведут к увелечению энтропии. ВЫВОД: Энтропия и термодинамическая вероятность состояний замкнутой системы могут либо возрастать(в случае необратимых процессов), либо оставаться постоянными(в случае обратимых процессов).

34.Уравнение вандервальса.

Учитывая собственный объем молекул и силы межмолекулярного взаимодействия, Ван-дер-Вальс вывел уравнение состояния реального газа.Ван-дер-Вальс ввёл в уравнение Клайперона-Менделеева две поправки.1)Учет собственного объема молекул.Наличие отталкивания,которые противодействуют проникновению в занятый молекулой объем, в котором могут двигаться молекулы реального газа,будет не Vm ,а Vm-b, где b-объем,занимаемый самими молекулами. Объем b равен учетвертненному собственному объему.2)Учет притяжения молекул.Действия сил притяжения газа приводит к появлению дополнительного давления на газ,называемого внутреннем давлением.По вычислениям Ван-дер-Вальса внутренние давление обратно пропорционально квадоату молярного объема. P(штрих)=a/V²_m где a-постоянная Ван-дер-Вальса,характеризующая силы межмолекулярного притяжения, Vm-молярный объем. Учтя все эти поправки получим уравнение Ван-дер-Вальса для моля газа(уравнение состояния реального газа). p+ a/V2m (Vm-b)=RT

Для произвольного кол-ва вещества ν газа(ν=m/M) с учётом того что V=Vm

(p+( ν2a/V2))((V/ ν)-b)=RT где поправка а и b постоянные для каждого газа величины,определяемые опытным путем. Изотермы Ван-дер-Вальса.

Для исследования поведения реального газа рассмотрим изотермы Ван-дер-Вальса-кривые зависимости p от Vm при заданных T, определяемые уравнением Ван-дер-Вальса для моля газа.При высоких температурах (T>Tk) изотерма реального газа отличается от изотермы идеального газа только некоторым искажением её формы,оставаясь монотонно спадающей кривой. При некоторой температуре Tk на изотерме имеется лишь одна точка перегиба К Это изотерма называется критической, соответствующая ей температура Tk критической температурой; точка перегиба К называется критической точкой;в этой точке касательная к ней параллельна оси абсцисс. Соответствующие этой точке объем Vk и давление pk называется также критическим.Состояние с критическими параметрами(Tk Vk pk) называется критическим состоянием. При низких температурах( T<Tk) изотермы имеют волнообразный участок,сначала монотонно опускаясь вниз,затем монотонно поднимаясь вверх и снова монотонно опускаясь.

22. Принцип детального равновесия. Барометрическая формула. Распределение Больцмана

При выводе основного уравнения молекулярно-кинетической теории молекулам за­давали различные скорости. В результате многократных соударений скорость каждой молекулы изменяется по модулю и на­правлению. Однако из-за хаотического движения молекул все направления дви­жения являются равновероятными, т. е. в любом направлении в среднем дви­жется одинаковое число молекул.

По молекулярно-кинетической теории, как бы ни изменялись скорости молекул при столкновениях, средняя квадратичная скорость молекул массой m0 в газе, на­ходящемся в состоянии равновесия при Т = const, остается постоянной и равной <vкв> =3kT/m0. Это объясняется тем, что в газе, находящемся в состоянии равновесия, устанавливается некоторое стационарное, не меняющееся со временем распределение молекул по скоростям, ко­торое подчиняется вполне определенному статистическому закону. Этот закон теоре­тически выведен Дж. Максвеллом.

При выводе закона распределения мо­лекул по скоростям Максвелл предпола­гал, что газ состоит из очень большого числа N тождественных молекул, находя­щихся в состоянии беспорядочного тепло­вого движения при одинаковой температу­ре. Предполагалось также, что силовые поля на газ не действуют.

Закон Максвелла описывается некото­рой функцией f(v), называемой функцией распределения молекул по скоростям. Ес­ли разбить диапазон скоростей молекул на

малые интервалы, равные dv, то на каж­дый интервал скорости будет приходиться некоторое число молекул dN(v), имеющих скорость, заключенную в этом интервале. Функция f(v) определяет относительное число молекул dN (v)/N, скорости которых лежат в интервале от v до v+dv