9. Основные положения молекулярно -кинетической теории (mkt)

I положение

Все тела (вещества) состоят из частиц (молекул, атомов, ионов...), между которыми есть промежутки.

Опытные обоснования.

- крошение вещества - испарение жидкостей - смешивание веществ; диффузия - фотографии туннельного микроскопа

II положение

Частицы находятся в постоянном, беспорядочном (хаотичном) движении (тепловое движение).

Опытные обоснования.

- испарение (вылет частиц с поверхности вещества) - диффузия

III положение

Частицы вещества взаимодействуют друг с другом: притягиваются на небольших расстояниях и отталкиваются, когда эти расстояния уменьшаются.

9. Модель идеального газа. Уравнение Менделеева - Клапейрона.

Для объяснения свойств вещества в газообразном состоя­нии используется модель идеального газа. В этой модели газ рас­сматривается в виде совокупности молекул — шариков очень малых размеров и почти не взаимодействующих между собой, т.е. при рассмотрении законов идеального газа пренебрегают собственным объемом молекул (по сравнению с объемом сосуда, в котором он находится) и силами их взаимного притяжения; при соударениях молекул друг с другом и со стенками сосуда действуют силы упругого отталкивания. Идеального газа в при­роде не существует — это упрощенная модель реального газа. Реальный газ становится близким по свойствам к идеальному, когда он достаточно нагрет и разрежен. Некоторые газы, например, воздух, кислород, азот, даже при обычных условиях (комнатная температуре и атмосферное давление) мало отлича­ются от идеального газа. Особенно близки по своим свойствам к идеальному газу гелий и водород.

Уравнение состояния идеального газа (уравнение Менделеева - Клапейрона ) — формула, устанавливающая зависимость между давлением, молярным объёмом и абсолютной температурой идеального газа. Уравнение имеет вид:

где

• p — давление,

• V_μ — молярный объём,

• T — абсолютная температура,

• R — универсальная газовая постоянная.

Так как , где где ν — количество вещества, а , где m — масса, μ — молярная масса, уравнение состояния можно записать:

      Эта форма записи носит имя уравнения (закона) Менделеева — Клапейрона.

Уравнение можно записать в виде:

Последнее уравнение называют объединённым газовым законом. Из него получаются законы Бойля — Мариотта, Шарля и Гей-Люссака:

— закон Бойля — Мариотта.

— закон Гей-Люссака.

— закон Шарля

9. Обратимые и необратимые процессы.

Обратимый процесс (то есть равновесный) — термодинамический процесс, который может проходить как в прямом, так и в обратном направлении, проходя через одинаковые промежуточные состояния, причем система возвращается в исходное состояние без затрат энергии, и в окружающей среде не остается макроскопических изменений.

Обратимый процесс можно в любой момент заставить протекать в обратном направлении, изменив какую-либо независимую переменную на бесконечно малую величину.

Обратимые процессы дают наибольшую работу. Бо́льшую работу от системы вообще получить невозможно. Это придает обратимым процессам теоретическую важность. На практике обратимый процесс реализовать невозможно. Он протекает бесконечно медленно, и можно только приблизиться к нему.

Следует отметить, что термодинамическая обратимость процесса отличается от химической обратимости. Химическая обратимость характеризует направление процесса, а термодинамическая — способ его проведения.

Понятия равновесного состояния и обратимого процесса играют большую роль в термодинамике. Все количественные выводы термодинамики применимы только к равновесным состояниям и обратимым процессам.

Необратимым называется процесс, который нельзя провести в противоположном направлении через все те же самые промежуточные состояния. Все реальные процессы необратимы. Примеры необратимых процессов: диффузия, термодиффузия, теплопроводность, вязкое течение и др. Переход кинетической энергии макроскопического движения через трение в теплоту, то есть во внутреннюю энергию системы, является необратимым процессом.