- •Предисловие
- •Программа курса «Молекулярная физика. Термодинамика.»
- •2. Учебно-тематический план
- •3. Содержание курса
- •4. Примерная тематика семинарских занятий
- •5. Средства обеспечения дисциплины
- •Введение
- •Все вещества состоят из атомов или молекул
- •Атомы и молекулы веществ находятся в состоянии беспорядочного движения
- •Между атомами и молекулами вещества действуют как силы притяжения, так и силы отталкивания.
- •Глава 1 Термодинамика
- •§1. Температура и термодинамическое равновесие
- •Давление
- •§2. Уравнение состояния идеального газа
- •§3. Законы идеальных газов
- •Изотермический процесс
- •Изобарический процесс
- •Закон Авогадро
- •Закон Дальтона
- •§4. Первое начало термодинамики
- •§5. Макроскопическая работа
- •I начало термодинамики для системы в адиабатической оболочке
- •§6. Внутренняя энергия
- •§7. Количество теплоты. Математическая формулировка первого начала термодинамики
- •§8. Различные приложения I начала термодинамики. Теплоёмкость
- •§9. Внутренняя энергия идеального газа. Закон Джоуля
- •Уравнение Роберта Майера
- •§10. Адиабатический процесс. Уравнение Пуассона
- •Работа при адиабатическом изменении объёма газа
- •§11. Политропический процесс
- •Вопросы и задания для самостоятельной работы студентов Основы термодинамики. I начало термодинамики
- •§12. II начало термодинамики
- •Различные формулировки основного постулата, выражающего II начало термодинамики
- •§13. Равновесные состояния
- •§14. Обратимые и необратимые процессы
- •Необратимость и вероятность
- •§15. Цикл Карно
- •Коэффициент полезного действия в цикле Карно
- •§16. Холодильная машина
- •§17. Свободная энергия
- •§18. Энтропия
- •§19. Некоторые термодинамические соотношения
- •§20. Закон возрастания энтропии. Второе начало термодинамики
- •Увеличение энтропии при теплопередаче
- •§21. Энтропия и вероятность
- •§22. Энтропия и беспорядок
- •§23. Третье начало термодинамики
- •Вопросы для контроля самостоятельной работы студентов
- •II начало термодинамики. Энтропия.
- •Глава 2. Неравновесная термодинамика §1. Основные принципы линейной термодинамики
- •§2. Нелинейная термодинамика
- •§3. Принцип синергетики
- •Свойства и примеры самоорганизации диссипативных структур
- •Глава 3. Статистическая физика и её применение к идеальному газу
- •§1. Давление газа с точки зрения молекулярно – кинетической теории
- •§2. Температура как мера средней энергии хаотичного движения молекул
- •Скорость газовых молекул
- •§3. Броуновское движение
- •§4. Кинетическая теория теплоты Внутренняя энергия идеального газа
- •§5. Классическая теория теплоёмкости и её недостатки
- •§6. Барометрическая формула
- •Закон Больцмана
- •§7. Распределение молекул по скоростям
- •§8. Функция распределения
- •§9. Формула Максвелла
- •§10. Средняя арифметическая, средняя квадратичная и наивероятнейшая скорости молекул
- •§11. Среднее число молекул, сталкивающихся со стенкой сосуда
- •Вопросы для контроля знаний студентов Молекулярно-кинетическая теория
- •Глава 4. Явления переноса §1. Столкновение молекул и явления переноса
- •§2. Среднее число столкновений в единицу времени и средняя длина свободного пробега молекул
- •§3. Рассеяние молекулярного пучка в газе
- •§4. Явление переноса в газах. Уравнение переноса
- •§5. Диффузия
- •§6. Нестационарная диффузия
- •§7. Теплопроводность газов
- •§8. Вязкость газов (внутреннее трение)
- •§9. Соотношения между коэффициентами переноса
- •§10. Физические явления в разреженных газах
- •Вопросы для самостоятельного контроля знаний студентов Явления переноса
- •Глава 5 §1. Неидеальные газы. Уравнение Ван-дер-Ваальса. Отклонение свойств газов от идеальности
- •Уравнение Ван-Дер-Ваальса
- •§2. Учет сил отталкивания между молекулами
- •§3. Учет сил притяжения между молекулами
- •§4. Изотермы Ван-дер-Ваальса
- •§5. Критическая температура и критическое состояние
- •§6. Недостатки уравнения Ван-дер-Ваальса
- •§7. Внутренняя энергия газа Ван-дер-Ваальса
- •§8. Приведенное уравнение Ван-дер-Ваальса. Закон соответственных состояний
- •§9. Сжижение газов
- •Эффект Джоуля-Томсона
- •Вопросы для самоконтроля изученного материала Реальные газы
- •Глава 6. Жидкое состояние §1.Строение жидкостей
- •§2. Поверхностное натяжение
- •§3. Условия равновесия на границе двух сред. Краевой угол
- •§4. Граница жидкости и твердого тела
- •§5. Силы, возникающие на кривой поверхности жидкости
- •§6. Капиллярные явления
- •§7. Упругость насыщенного пара над кривой поверхностью жидкости
- •Вопросы для самоконтроля знаний студентов
- •Глава 7. Жидкие растворы §1. Свойства растворов
- •§2. Упругость насыщенного пара над идеальным раствором
- •§3. Закон Генри
- •§4. Осмотическое давление
- •Глава 8. Кристаллическое состояние §1. Отличительные черты кристаллического состояния
- •§2. Классификация кристаллов
- •§3. Физические типы кристаллических решеток
- •§4. Тепловое движение в кристаллах
- •Глава 9. Фазовые переходы §1. Фаза и фазовые равновесия
- •§2. Условия равновесия фаз химически однородного вещества
- •§3. Уравнение Клапейрона
- •Вопросы для самоконтроля знаний студентов
- •Содержание
§20. Закон возрастания энтропии. Второе начало термодинамики
При обратимом адиабатическом процессе dQ=0 dS=0, т.е. S=const. При изотермическом изменении объёма энтропия остаётся также неизменной, если учесть не только энтропию расширяющегося тела, но энтропию тех источников тепла, за счёт которого произошло расширение. В этом случае рассматриваемая система останется замкнутой. В замкнутой системе при любом обратимом процессе энтропия остаётся постоянной, т.е. dS=0.
Наиболее важной особенностью энтропии является её поведение при необратимых процессах. Для необратимых процессов в замкнутых системах энтропия всегда возрастает. Рост энтропии в любом процессе продолжается не беспредельно, а лишь до определённого максимального значения, характерного для этой системы. Это максимальное значение энтропии соответствует состоянию равновесия и после того как оно достигнуто, любые изменения состояния системы без внешнего воздействия прекращаются.
Закон возрастания энтропии при необратимых процессах составляет содержание II закона термодинамики: в замкнутой системе возможны только такие необратимые процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии.
Увеличение энтропии при теплопередаче
Е сли привести в соприкосновение два тела А и В, температуры которых равны ТА и ТВ, то теплота будет переходить от более нагретого тела к менее нагретому, в результате чего температуры обоих тел выравниваются. Пусть ТА>ТВ (рис.5).
Состояние тела A изменяется за счёт потери тепла –dQ, а состояние тела B за счёт приобретения такого же количества тепла dQ. Для определения изменения энтропии системы состоящей из обоих тел, нужно вычислить для какого-нибудь обратимого процесса, приводящего к тому же изменению состояния. Таким процессом может служить процесс передачи тепла от A к B при помощи третьего тела. Тогда для тела А
,
а для тела В
.
Общее изменение энтропии обоих тел равно
.
Так как ТА>TB, то dS>0, т.е. энтропия системы возрастает.
Можно вообще показать, что любые необратимые процессы в замкнутой системе сопровождаются возрастанием энтропии.
Пусть некоторая система само собой, т.е. необратимым путем, переходит из состояния А в состояние В. Вернем теперь эту систему в начальное состояние А обратимым путем. Взятые вместе оба процесса образуют круговой процесс, причем процесс необратимый. Для необратимого процесса
.
Если представить этот интеграл как сумму двух интегралов, соответствующих двум стадиям кругового процесса, то получим
.
Первый из этих интегралов равен нулю, так как система замкнутая и теплота не поглощалась и не выделялась системой. Второй же интеграл, поскольку он относится к обратимому процессу, равен
,
следовательно
и
SA-SB<0
или
SA<SB,
т.е. энтропия при необратимом переходе из одного состояния в другое возрастает.
§21. Энтропия и вероятность
Необратимость тепловых процессов связана с тем, что переход к равновесному состоянию является подавляюще более вероятным по сравнению с другими переходами. Бросается в глаза сходство поведения обоих величин энтропии и вероятности, обе они растут пре переходе к равновесию. Естественно связать энтропию системы в том или ином состоянии с вероятностью этого состояния. Для этого более точно определим понятие вероятности состояния. Для этого рассмотрим распределение частиц газа в объёме сосуда. Представим себе сосуд, разделённый на 2 части (рис.6). Пусть в этом сосуде находится 6 молекул, каждой из которых мы припишем определённый номер. Эти 6 молекул могут быть размещены в обеих половинах сосуда 64 различными способами. Каждому из них соответствует определённое состояние системы. Состояние, при котором в левой части находиться одна молекула, в правой части –5 отличается от состояния, когда в левой части находится 2, а в правой 4. Рассмотрим, сколькими из общего числа способов размещения молекул осуществляется каждое состояние системы. Лишь одно размещение создаёт такое состояние, в котором в левой части молекул вовсе нет. Состояние слева 1, справа 5 молекул определяется 6 способами, слева 2, справа 4 – 15 способами. Наибольшее число способов размещения определяет такое состояние, при котором слева и справа окажутся по 3 молекул, т.е. равномерное распределение молекул между обеими половинами сосуда.
Можно показать, что если в сосуде имеется N молекул и они нумерованы, то между двумя половинами сосуда их можно разделять 2N способами. Из этого числа размещений число Z размещений, при которых в одной половине находиться n молекул, а в другой N – n молекул определяется равенством
.
При любом N значении Z будет наибольшим при n=N/2, т.е. наибольшим числом способов осуществляется равномерное распределение молекул в объеме сосуда. Этот же результат будет, если сосуд делить не на 2, а на произвольное число частей.
Перейдём к вероятности того или иного распределения частиц между обеими половинами сосуда. Вообще вероятность W того, что в левой части находится n из N частиц равна
.
При большем числе частиц N, число способов, которым осуществляется равномерное распределение частиц в объёме сосуда, может намного больше, чем неравномерное распределение. В результате хаотичного движения молекул газ может находиться в любом из мыслимых состояний, но в подавляюще большем числе случаев мы найдём его в состоянии, которое осуществляется наибольшим числом размещений, т.е. в состоянии равномерного распределения, это состояние является равновесным.
Таким образом, каждое состояние можно характеризовать не только математической вероятностью
,
но и числом способов, которым это состояние осуществляется. Эта величина равная числу размещений Z называется термодинамической вероятностью. В отличие от математической вероятности, термодинамическая вероятность больше единицы.
С величиной термодинамической вероятности может быть связана энтропия, так как и та и другая имеют максимальное значение в состоянии равновесия и переход всякой системы к равновесному состоянию сопровождается ростом энтропии и термодинамической вероятности. Больцман связал энтропию S и термодинамическую вероятность W соотношением
или
,
где
.
Если S0 принять за начало отчёта, то .Связь между энтропией и вероятностью позволяет несколько иначе трактовать II начало термодинамики. Оно теперь означает, что всякий процесс в природе протекает так, что система переходит в состояние с большей вероятностью. Но это не означает, что переход в другие состояния невозможны, но переход к равновесию лишь более вероятен, чем самопроизвольное удаление от равновесия системы. Второе начало термодинамики надо понимать так, что если система находится в состоянии с данной энтропией, то с подавляющей вероятностью следует ожидать, что оно перейдёт в состояние с большей энтропией, т. е. наиболее вероятным изменением энтропии является её возрастание. Принципиально же мыслимы и процессы, сопровождающиеся уменьшением энтропии, но их вероятность мала.