47. Метастабильные состояния. Критическая тачка. Внутренняя энергия реальных газов

Метастабильное состояние - состояние квазиустойчивого равновесия физической системы, в котором система может находиться длительное время.

Метастабильные состояния соответствуют одному из минимумов термодинамического потенциала системы при заданных внешних условиях. Устойчивому (стабильному) состоянию отвечает самый глубокий минимум. Однородная система в метастабильном состоянии удовлетворяет условиям устойчивости равновесия термодинамического , , относительно малых возмущений физических параметров (энтропии, плотности и др.). При достаточно больших возмущениях система переходит в абсолютно устойчивое состояние. Большой класс метастабильных состояний связан с фазовыми переходами 1-го рода (кристалл жидкость газ).

Критическая точка - точка на диаграмме состояния веществ(диаграмма, изображающая зависимость устойчивого фазового состояния одно- или многокомпонентного вещества от термодинамич. параметров, определяющих это состояние), соответствующая критическому состоянию, в котором две (или более) фазы, находящиеся в термодинамическом. равновесии, становятся тождественными по своим свойствам. В частности, с приближением к критическому состоянию различия в плотности, составе и др. свойствах сосуществующих фаз, а также теплота фазового перехода и межфазное поверхностное натяжение уменьшаются, а в К. т. равны нулю.

Внутренняя энергия реального газа складывается из кинетической энергии теплового движения его молекул и из потенциальной энергии межмолекулярного взаимодействия. Потенциальная энергия реального газа обусловлена только силами притяжения между молекулами. Наличие сил притяжения приводит к возникновению внутреннего давления на газ. р΄=а/V2 Работа, которая затрачивается для преодоления сил притяжения, действующих между молекулами газа. Т.е. dA=p΄Vm=dП, или dП=a/V2m*dVm, откуда П= - а/Vm. Знак минус означает, что молекулярные силы, создающие внутреннее давление р΄, являются силами притяжения. Учитывая оба слагаемых, получим, что внутренняя энергия моля реального газа Um=CVT-a/Vm растёт с повышением температуры и увеличением объёма. Если газ расширяется без теплообмена с окружающей средой и не совершает внешней работы, то на основании первого начала термодинамики получим, что U1=U2. Следовательно, при адиабатическом расширении без совершения внешней работы внутренняя энергия газа не изменяется

48. Понятие фазы, фазового равновесия и превращения. Правила фаз Гиббса

Фазой называется макроскопическая физическая однородная часть вещества, отделенная от остальных частей системы границами раздела, так что она может быть извлечена из системы механическим путем.

Фазой называется термодинамически рав­новесное состояние вещества, отличающе­еся по физическим свойствам от других возможных равновесных состояний того же вещества.

Фазовое превращение - переход вещества из одной термодинамической фазы в другую при изменении внешних условий.

Равнове́сие фаз (фазовое равновесие) — состояние, при котором фазы в термодинамической системе находятся в состоянии теплового, механического и химического равновесия.

Типы фазовых равновесий:

Тепловое равновесие означает, что все фазы вещества в системе имеют одинаковую температуру.

Механическое равновесие означает равенство давлений по разные стороны границы раздела соприкасающихся фаз. Строго говоря, в реальных системах эти давления равны лишь приближенно, разность давлений создается поверхностным натяжением.

Химическое равновесие выражается в равенстве химических потенциалов всех фаз вещества.

Пра́вило фаз (или правило фаз Гиббса) — соотношение, связывающее число веществ (компонентов), фаз и степеней свободы в гетерогенной системе.

Правило фаз записывается следующим образом:

или

где j — число фаз (например, агрегатных состояний вещества);

v — число степеней свободы, то есть независимых параметров (температура, давление, концентрация компонентов), которые полностью определяют состояние системы при равновесии и которые можно менять без изменения числа и природы фаз;

k — число компонентов системы — минимальное количество веществ, из которых можно приготовить каждую фазу системы.

n — число переменных, характеризующих влияние внешних условий на равновесие системы.

При переменных давлении и температуре правило фаз сводится к выражению:

В случае однокомпонентной системы оно упрощается до: