Online kurs se može certificirati.

Kurs se bavi ključnim pojmovima i metodama termodinamike i molekularne fizike u okviru opšteg kursa fizike koji se daje studentima Moskovskog instituta za fiziku i tehnologiju. Prije svega, uvode se osnovne termodinamičke veličine, pojmovi i postulati. Razmatraju se glavni termodinamički odnosi. Zasebna predavanja posvećena su teoriji faznih prelaza, van der Waalsovom modelu gasa i površinskim pojavama. Dati su osnovni koncepti statističke fizike: mikro- i makro-stanje sistema, particiona funkcija, funkcije distribucije, itd. Razmatraju se distribucije Maxwella, Boltzmanna, Gibsa. Prikazani su elementi teorije toplotnog kapaciteta gasova. Izvedeni su izrazi za fluktuacije glavnih termodinamičkih veličina. Dat je opis molekularnih procesa u gasovima: procesi prenosa, difuzije i toplotne provodljivosti.

O kursu

Online kurs sadrži diskusiju o osnovnim pitanjima fizike, analizu problema, demonstracije fizičkih eksperimenata, bez kojih je nemoguće duboko razumijevanje opće fizike. Za uspešno savladavanje onlajn kursa poželjno je da polaznik poznaje predmet opšte fizike: „Mehanika“ i da savlada osnove matematičke analize, da poznaje osnove linearne algebre i teorije verovatnoće.

Format

Online tečaj sadrži teorijski materijal, demonstracije ključnih termodinamičkih eksperimenata neophodnih za pravilno razumijevanje fenomena, analizu rješenja tipičnih problema, vježbe i zadatke za samostalno rješavanje

Sedma, trinaesta i osamnaesta sedmica sadrže kontrolne zadatke za provjeru.

Program kursa

1. sedmica
Osnovni pojmovi molekularne fizike i termodinamike: predmet istraživanja, njegove karakteristike. Problemi molekularne fizike. Jednačine stanja. Tlak idealnog plina kao funkcija kinetičke energije molekula. Odnos između temperature idealnog gasa i kinetičke energije njegovih molekula. Zakoni idealnih gasova. Jednačine stanja za idealni gas. Kvazistatički, reverzibilni i ireverzibilni termodinamički procesi. Nulti početak termodinamike. Rad, toplota, unutrašnja energija. Prvi zakon termodinamike. Toplotni kapacitet. Toplotni kapacitet idealnih gasova pri konstantnoj zapremini i konstantnom pritisku, Majerova jednačina. Adijabatski i politropski procesi. Politropska jednadžba za idealni plin. Adijabatski i politropski procesi. Nezavisnost unutrašnje energije idealnog gasa od zapremine.

2. sedmica
Drugi zakon termodinamike. Formulacije drugog početka. Termalna mašina. Određivanje efikasnosti toplotnog motora. Carnot ciklus. Carnotova teorema. Clausiusova nejednakost. Maksimalna efikasnost Carnotovog ciklusa u poređenju sa drugim termodinamičkim ciklusima. Mašina za hlađenje. Efikasnost hladnjaka. Toplinska pumpa. Efikasnost toplotne pumpe koja radi na Carnot ciklusu. Odnos između faktora efikasnosti toplotne pumpe i rashladnog uređaja.

3. sedmica
Termodinamička definicija entropije. Zakon povećanja entropije. Entropija idealnog gasa. Entropija u reverzibilnim i ireverzibilnim procesima. Adijabatsko širenje idealnog gasa u vakuum. Kombinovana jednadžba prvog i drugog zakona termodinamike. Treći zakon termodinamike. Promjena entropije i toplotnog kapaciteta kako se temperatura približava apsolutnoj nuli.

4. sedmica
Termodinamičke funkcije. Svojstva termodinamičkih funkcija. Maksimalan i minimalan rad. Transformacije termodinamičkih funkcija. Maxwellovi odnosi. Zavisnost unutrašnje energije od zapremine. Zavisnost toplotnog kapaciteta od zapremine. Odnos između CP i CV. Termofizička svojstva čvrstih materija. Termodinamika deformacije čvrstih tijela. Promjena temperature tijekom adijabatskog istezanja elastične šipke. Toplotno širenje kao posljedica anharmoničnosti oscilacija u rešetki. Koeficijent linearne ekspanzije štapa.

5. sedmica
Uvjeti termodinamičke ravnoteže. Fazne transformacije. Fazni prijelazi prve i druge vrste. hemijski potencijal. Uslov fazne ravnoteže. Kriva fazne ravnoteže. Clausius–Clapeyronova jednadžba. Dijagram stanja dvofaznog sistema "tečnost-para". Ovisnost topline faznog prijelaza o temperaturi. Kritična tačka. Triple point. Dijagram stanja "led-voda-para". površinske pojave. Termodinamika površine. Slobodna energija površine. rubni uglovi. Vlaženje i nekvašenje. Laplaceova formula. Ovisnost tlaka pare o zakrivljenosti površine tekućine. Kipuće. Uloga jezgara u formiranju nove faze.

6. sedmica
Van der Waalsov plin kao model pravog plina. Van der Waalsove gasne izoterme. metastabilna stanja. pregrijana tečnost i prehlađena para. Maxwellovo pravilo i pravilo poluge. Kritični parametri i redukovana van der Waalsova gasna jednačina stanja. Unutrašnja energija van der Waalsovog gasa. Van der Waalsova plinska adijabatska jednadžba. Entropija van der Waalsovog gasa. Brzina zvuka u gasovima. Brzina kojom gas teče iz otvora. Joule-Thomsonov efekat. Adijabatsko širenje, prigušivanje. Dobijanje niskih temperatura.

sedmica 7
Provjeravam

8. sedmica
Dinamičke i statističke pravilnosti. Makroskopska i mikroskopska stanja. fazni prostor. Elementi teorije vjerovatnoće. stanje normalizacije. Srednje vrijednosti i disperzija. Zakon binomne distribucije. Poissonova distribucija. Gausova raspodjela.

9. sedmica
Maxwellove distribucije. Distribucija čestica po komponentama brzine i apsolutnim vrijednostima brzine. Najvjerovatnije, srednje i efektivne brzine. Maxwellove energetske distribucije. Prosječan broj sudara molekula u jedinici vremena s jednom površinom. Prosječna energija molekula koji izlaze u vakuum kroz malu rupu u posudi.

sedmica 10
Boltzmannova raspodjela u uniformnom polju sila. barometrijska formula. Mikro i makro stanja. Statistička težina makrostanja. Statistička definicija entropije. Entropija u miješanju plinova. Gibbsov paradoks. Predstavljanje Gibbsove distribucije. Funkcija particije i njena upotreba za pronalaženje unutrašnje energije. Statistička temperatura.

11. sedmica
fluktuacije. Prosječne vrijednosti energije i disperzije (srednja kvadratna fluktuacija) energije čestica. Fluktuacije termodinamičkih veličina. Fluktuacija temperature u fiksnoj zapremini. Fluktuacija volumena u izotermnim i adijabatskim procesima. Fluktuacije aditivnih fizičkih veličina. Zavisnost fluktuacija o broju čestica koje čine sistem.

12. sedmica
Toplotni kapacitet. Klasična teorija toplotnih kapaciteta. Zakon ravnomerne raspodele energije toplotnog kretanja po stepenima slobode. Toplotni kapacitet kristala (Dulong-Petitov zakon). Elementi kvantne teorije toplotnih kapaciteta. Karakteristične temperature. Zavisnost toplotnog kapaciteta od temperature.

13. sedmica
Sudari. Efektivni gasno-kinetički presjek. Dužina slobodnog puta. Distribucija molekula po dužinama slobodnog puta. Broj sudara između molekula. Transportni fenomeni: viskoznost, toplotna provodljivost i difuzija. Fick i Fourierovi zakoni. Koeficijenti viskoznosti, toplotne provodljivosti i difuzije u gasovima.

14. sedmica
Brownovo kretanje. Mobilnost. Einstein-Smoluchowski zakon. Odnos između pokretljivosti čestica i koeficijenta difuzije. Transportne pojave u razrijeđenim plinovima. Knudsen efekat. Efuzija. Protok razrijeđenog plina kroz ravnu cijev.

15. sedmica
Provjeravam

Ishodi učenja

Kao rezultat izučavanja discipline "Termodinamika", student mora:

• znati:
  • osnovni pojmovi koji se koriste u molekularnoj fizici, termodinamici;
  • značenje fizičkih veličina koje se koriste u molekularnoj fizici, termodinamici;
  • jednadžbe stanja idealnog plina i van der Waalsovog plina;
  • distribucije Boltzmanna i Maxwella, zakon uniformne raspodjele energije po stupnjevima slobode;
  • nulti, prvi, drugi i treći zakon termodinamike, Clausiusova nejednakost, zakon povećanja entropije;
  • uslovi stabilne termodinamičke ravnoteže;
  • Clausius-Clapeyron jednadžba;
  • Laplace formula;
  • jednadžbe koje opisuju procese prijenosa (difuzija, viskoznost, toplinska provodljivost);
• biti u mogućnosti da:
  • koristiti osnovne odredbe molekularno-kinetičke teorije plinova za rješavanje problema;
  • koristiti zakone molekularne fizike i termodinamike u opisivanju ravnotežnih stanja toplinskih procesa i procesa prijenosa;
• Vlastiti:
  • metode za proračun parametara agregatnog stanja;
  • metode za izračunavanje rada, količine toplote i unutrašnje energije;

Formirane kompetencije

• sposobnost da analizira naučne probleme i fizičke procese, da u praksi koristi fundamentalna znanja stečena u oblasti prirodnih nauka (OK-1)
• sposobnost savladavanja novih pitanja, terminologije, metodologije i savladavanja naučnih znanja, vještina samostalnog učenja (OK-2)
• sposobnost primjene u svojim profesionalnim aktivnostima znanja stečena iz oblasti fizičko-matematičkih disciplina (PC-1)
• sposobnost razumijevanja suštine zadataka koji se postavljaju u toku profesionalne djelatnosti, te korištenje odgovarajućeg fizičko-matematičkog aparata za njihovo opisivanje i rješavanje (PC-3)
• sposobnost korišćenja znanja iz oblasti fizičko-matematičkih disciplina za dalji razvoj disciplina u skladu sa profilom obuke (PC-4)
• sposobnost primjene teorije i metoda matematike, fizike i informatike za izgradnju kvalitativnih i kvantitativnih modela (PC-8)

Molekularna fizika i termodinamika su u suštini dvije različite po svojim pristupima, ali usko povezane nauke koje se bave istom stvari – proučavanjem makroskopskih svojstava fizičkih sistema, ali sa potpuno različitim metodama.

Molekularna fizika Molekularna fizika ili molekularna kinetička teorija zasniva se na određenim idejama o strukturi materije. – Da bi se ustanovili zakoni ponašanja makroskopskih sistema koji se sastoje od ogromnog broja čestica, u molekularnoj fizici se koriste različiti modeli materije, na primer, modeli idealnog gasa. Molekularna fizika je statistička teorija, fizika, odnosno teorija koja razmatra ponašanje sistema koji se sastoji od ogromnog broja čestica (atoma, molekula), zasnovano na probabilističkim modelima. Nastoji, na osnovu statističkog pristupa, uspostaviti vezu između eksperimentalno izmjerenih makroskopskih veličina (pritisak, zapremina, temperatura itd.) i vrijednosti mikroskopskih karakteristika čestica koje čine mikroskopske karakteristike sistem (masa, impuls, energija, itd.) .

Termodinamika Za razliku od molekularno-kinetičke teorije, termodinamika se, kada proučava termodinamička svojstva makroskopskih sistema, ne oslanja ni na kakve ideje o molekularnoj strukturi supstance. Termodinamika je fenomenološka nauka. - Izvodi zaključke o svojstvima materije na osnovu zakona utvrđenih iskustvom, kao što je zakon održanja energije. Termodinamika operiše samo sa makroskopskim veličinama (pritisak, temperatura, zapremina, itd.), koje se uvode na osnovu fizičkog eksperimenta.

Oba pristupa – termodinamički i statistički – nisu u suprotnosti, već se nadopunjuju. Samo kombinovana upotreba termodinamike i molekularne kinetičke teorije može dati najpotpuniju sliku o svojstvima sistema koji se sastoje od velikog broja čestica.

Molekularna fizika Molekularno-kinetička teorija je proučavanje strukture i svojstava materije zasnovano na konceptu postojanja atoma i molekula kao najmanjih čestica hemijskih supstanci.

Molekularno-kinetička teorija Glavne odredbe MKT 1. Sve supstance – tečne, čvrste i gasovite – nastaju od najsitnijih čestica – molekula, koje se same sastoje od atoma („elementarne molekule“). Molekule hemijske supstance mogu biti jednostavne i složene, odnosno sastoje se od jednog ili više atoma. Molekule i atomi su električno neutralne čestice. Pod određenim uvjetima, molekuli i atomi mogu dobiti dodatni električni naboj i pretvoriti se u pozitivne ili negativne ione. 2. Atomi i molekuli su u neprekidnom haotičnom kretanju, što se naziva termičko kretanje. 3. Čestice međusobno djeluju silama koje su električne prirode. Gravitaciona interakcija između čestica je zanemarljiva.

Molekularno-kinetička teorija Najupečatljivija eksperimentalna potvrda ideja molekularno-kinetičke teorije o slučajnom kretanju atoma i molekula je Brownovo kretanje. Braunovo kretanje je toplotno kretanje najmanjih mikroskopskih čestica suspendovanih u tečnosti ili gasu. Otkrio ga je engleski botaničar R. Brown 1827. Brownove čestice se kreću pod utjecajem slučajnih sudara molekula. Zbog haotičnog toplotnog kretanja molekula, ovi udari se nikada ne poništavaju. Kao rezultat toga, brzina Brownove čestice nasumično se mijenja u veličini i smjeru, a njena putanja je složena cik-cak kriva (sl.). Teoriju Brownovog kretanja stvorio je A. Einstein 1905. godine. Ajnštajnova teorija je eksperimentalno potvrđena u eksperimentima francuskog fizičara J. Perrina, izvedenim 1908–1911.

Molekularno-kinetička teorija Konstantno haotično kretanje molekula supstance manifestuje se i u još jednom lako uočljivom fenomenu - difuziji. Difuzija je fenomen prodiranja dvije ili više susjednih supstanci prijatelja. - Proces se najbrže odvija u gasu ako je u pitanju gas heterogenog sastava. Difuzija dovodi do stvaranja homogene smjese, bez obzira na gustinu komponenti. Dakle, ako se u dva dijela posude, odvojena pregradom, nalaze kisik O 2 i vodik H 2, tada nakon uklanjanja pregrade počinje proces međusobnog prodiranja plinova drugog, što dovodi do stvaranja eksplozivne smjese. - eksplozivni gas. Ovaj proces se dešava i kada je laki gas (vodonik) u gornjoj polovini posude, a teži (kiseonik) u donjoj polovini.

Teorija molekularne kinetike - Slični procesi u tečnostima se odvijaju mnogo sporije. Međusobno prodiranje dvije tekućine različitih tekućina jedna u drugu, otapanje čvrstih tvari u tekućinama (na primjer, šećera u vodi) i formiranje homogenih otopina primjeri su procesa difuzije u tekućinama. U realnim uvjetima, difuzija u tekućinama i plinovima je maskirana bržim procesima miješanja, na primjer, zbog pojave konvekcijskih struja.

Teorija molekularne kinetike - Najsporiji proces difuzije odvija se u čvrstim materijama. Međutim, eksperimenti pokazuju da kada čvrste materije dođu u kontakt sa dobro očišćenim površinama dva metala, posle dužeg vremena, u svakoj od njih se nađu atomi drugog metala. Difuzija i Brownovo kretanje - Difuzija i Brownovo kretanje su srodni fenomeni. Međuprožimanje kontaktnih supstanci prijatelja i nasumično kretanje najmanjih čestica suspendiranih u tekućini ili plinu nastaju zbog haotičnog toplinskog kretanja molekula.

Teorija molekularne kinetike Sile koje djeluju između dva molekula Sile koje djeluju između dva molekula ovise o udaljenosti između njih. Molekule su složene prostorne strukture koje sadrže i pozitivne i negativne naboje. Ako je udaljenost između molekula dovoljno velika, tada prevladavaju sile međumolekularne privlačnosti. Na malim udaljenostima prevladavaju odbojne sile.

Teorija molekularne kinetike Na određenoj udaljenosti r = r 0 sila interakcije nestaje. Ova udaljenost se uslovno može uzeti kao prečnik molekula. Potencijalna energija interakcije pri r = r 0 je minimalna. Da biste uklonili dva molekula koji se nalaze na udaljenosti r 0 jedan od drugog, morate im dati dodatnu energiju E 0. Vrijednost E 0 naziva se dubinom potencijalnog bunara ili energijom vezivanja. Molekuli su izuzetno mali. Jednostavni monoatomski molekuli su veličine oko 10-10 m. Složeni poliatomski molekuli mogu biti stotine ili hiljade puta veći.

Molekularno-kinetička teorija Kinetička energija toplotnog kretanja raste s porastom temperature Na niskim temperaturama prosječna kinetička energija molekula može biti manja od dubine potencijalne jame E 0. U tom slučaju molekuli se kondenziraju u tekućinu ili čvrstu supstancu. ; u ovom slučaju, prosječna udaljenost između molekula bit će približno jednaka r 0. Kako temperatura raste, prosječna kinetička energija molekula postaje veća od E 0, molekuli se razlijeću i stvara se plinovita tvar

Molekularno-kinetička teorija Agregatna stanja materije U čvrstim tijelima, molekuli vrše nasumične vibracije oko fiksnih centara (ravnotežne pozicije) u čvrstim tijelima. Ovi centri mogu biti locirani u prostoru na nepravilan način (amorfna tijela) ili formirati uređene obimne strukture (kristalna tijela). Zbog toga čvrsta tijela zadržavaju i oblik i volumen.

Molekularno-kinetička teorija Agregatna stanja materije U tečnostima, molekuli imaju mnogo veću slobodu za toplotno kretanje. Nisu vezani za određene centre i mogu se kretati po cijelom volumenu. Ovo objašnjava fluidnost tečnosti. Blisko raspoređeni tečni molekuli također mogu formirati uređene strukture koje sadrže nekoliko molekula. Ovaj fenomen se naziva poredak kratkog dometa, za razliku od dugog reda karakterističnog za kristalna tela. Stoga tečnosti ne zadržavaju svoj oblik, ali zadržavaju svoj volumen.

Molekularno-kinetička teorija Agregatna stanja materije U gasovima su udaljenosti između molekula obično mnogo veće od njihovih veličina. Sile interakcije između molekula na tako velikim udaljenostima su male, a svaki se molekul kreće pravolinijski do sljedećeg sudara s drugim molekulom ili sa stijenkom posude. - Prosječna udaljenost između molekula zraka u normalnim uvjetima je oko 10-8 m, odnosno deset puta veća od veličine molekula. Slaba interakcija između molekula objašnjava sposobnost plinova da se šire i ispunjavaju cijeli volumen posude. U granici, kada interakcija teži nuli, dolazimo do koncepta idealnog gasa. Zbog toga gasovi ne zadržavaju ni oblik ni zapreminu.

Molekularno-kinetička teorija Količina supstance U molekularno-kinetičkoj teoriji smatra se da je količina supstance proporcionalna broju čestica supstance. Jedinica za količinu supstance naziva se mol (mol). Mol je količina tvari koja sadrži onoliko čestica (molekula) koliko ima atoma 0,012 kg ugljika 12 C. (Molekula ugljika se sastoji od jednog atoma) Dakle, jedan mol bilo koje tvari sadrži isti broj čestica ( molekule). Ovaj broj se naziva Avogadrova konstanta NA: NA = 6,02 1023 mol–1 Avogadrova konstanta je jedna od najvažnijih konstanti u molekularnoj kinetičkoj teoriji.

Molekularno-kinetička teorija Količina tvari ν definira se kao omjer broja N čestica (molekula) neke supstance i Avogadrove konstante NA: Masa jednog mola supstance se obično naziva molarna masa M m 0 Molarna masa se izražava u kilogramima po molu (kg/mol). Za supstance čije se molekule sastoje od jednog atoma, često se koristi termin atomska masa. 1/12 mase atoma izotopa ugljika 12 C (s masenim brojem 12) uzima se kao jedinica mase atoma i molekula. Ova jedinica se zove jedinica atomske mase (a.m.u.): 1 ujutro. e.m. = 1,66 10–27 kg. Ova vrijednost se gotovo poklapa s masom protona ili neutrona. Omjer mase atoma ili molekula date supstance i 1/12 mase atoma ugljika 12 C naziva se relativna masa.

Teorija molekularne kinetike Najjednostavniji model koji razmatra teorija molekularne kinetike je model idealnog plina: 1. U kinetičkom modelu idealnog plina, molekule 1. se smatraju idealno elastičnim kuglicama koje međusobno djeluju i sa zidovima samo za vrijeme elastičnih sudara. 2. Pretpostavlja se da je ukupna zapremina svih molekula mala u poređenju 2. sa zapreminom posude u kojoj se nalazi gas. Model idealnog plina prilično dobro opisuje ponašanje stvarnih plinova u širokom rasponu pritisaka i temperatura. Zadatak molekularne kinetičke teorije je da uspostavi vezu između mikroskopskih (masa, mikroskopska brzina, kinetička energija molekula) i makroskopskih parametara (pritisak, zapremina, makroskopski temperaturni parametri).

Teorija molekularne kinetike Kao rezultat svakog sudara između molekula i molekula sa zidovima, brzine molekula se mogu mijenjati u veličini i smjeru; u vremenskim intervalima između uzastopnih sudara, molekuli se kreću jednoliko i pravolinijski. U modelu idealnog gasa, pretpostavlja se da se svi sudari dešavaju prema zakonima elastičnog udara, odnosno da se povinuju zakonima Njutnove mehanike. Koristeći model idealnog gasa, izračunavamo pritisak gasa na zidu posude. U procesu interakcije molekula sa stijenkom posude, između njih nastaju sile koje se pokoravaju trećem Newtonovom zakonu. Kao rezultat toga, projekcija υx brzine molekula, okomita na zid, mijenja svoj predznak u suprotan, dok projekcija brzine υy, paralelna sa zidom, ostaje nepromijenjena (sl.).

Teorija molekularne kinetike Formula za prosječni pritisak plina na stijenku posude je zapisana kao Ova jednadžba uspostavlja odnos između tlaka p idealnog plina, mase molekula m 0, koncentracije molekula n, prosječna vrijednost kvadrata brzine i prosječne kinetičke energije translacijskog kretanja molekula. Ovo je osnovna jednadžba molekularno-kinetičke teorije gasova, tako da je pritisak gasa jednak dve trećine prosečne kinetičke energije translacionog kretanja molekula sadržanih u jedinici zapremine.

Molekularno-kinetička teorija Osnovna jednadžba MCT plinova uključuje proizvod koncentracije molekula n i prosječne kinetičke energije translacijskog kretanja. U ovom slučaju, pritisak je proporcionalan prosječnoj kinetičkoj energiji. Postavljaju se pitanja: kako se eksperimentalno može promijeniti prosječna kinetička energija kretanja molekula u posudi konstantnog volumena? Koja fizička veličina se mora promijeniti da bi se promijenila prosječna kinetička energija? Iskustvo pokazuje da je temperatura takva veličina.

Molekularno-kinetička teorija Temperatura Koncept temperature je usko povezan sa konceptom toplotne ravnoteže. Tijela u međusobnom kontaktu mogu razmjenjivati ​​energiju. Energija koja se prenosi sa jednog tela na drugo tokom toplotnog kontakta naziva se količina toplote Q. Toplotna ravnoteža je takvo stanje sistema tela u toplotnom kontaktu u kome nema prenosa toplote sa jednog tela na drugo, a svi makroskopski parametri tijela ostaju nepromijenjena. Temperatura je fizički parametar koji je isti za temperaturu svih tijela u toplinskoj ravnoteži. Mogućnost uvođenja pojma temperature proizilazi iz iskustva i naziva se nulti zakon termodinamike.

Molekularno-kinetička teorija Temperatura Za mjerenje temperature koriste se fizički instrumenti - termometri, kod kojih se vrijednost temperature procjenjuje promjenom nekog fizičkog parametra. Da biste napravili termometar, potrebno je odabrati termometričku tvar (na primjer, živa, alkohol) i termometričku količinu koja karakterizira svojstvo tvari (na primjer, dužinu stupca žive ili alkohola). Različiti dizajni termometara koriste različita fizička svojstva tvari (na primjer, promjena linearnih dimenzija čvrstih tijela ili promjena električnog otpora vodiča pri zagrijavanju). Termometri moraju biti kalibrirani.

Molekularno-kinetička teorija Posebno mjesto u fizici zauzimaju plinski termometri (sl.), u kojima je termometrička tvar razrijeđeni plin (helij, zrak) u posudi konstantne zapremine (V = const), a termometrička veličina je pritisak gasa str. Iskustvo pokazuje da pritisak gasa (pri V = const) raste sa porastom temperature, mereno u Celzijusima.

Teorija molekularne kinetike Da biste kalibrirali plinski termometar konstantne zapremine, možete izmjeriti tlak na dvije temperature (na primjer, 0 °C i 100 °C), nacrtati tačke p 0 i p 100 na grafikonu, a zatim nacrtati pravu liniju između njih (sl.). Koristeći ovako dobijenu kalibraciju, mogu se odrediti temperature koje odgovaraju drugim pritiscima. Ekstrapolacijom grafikona na područje niskih pritisaka, moguće je ekstrapolirati graf na područje niskih pritisaka da bi se odredila neka "hipotetička" temperatura pri kojoj bi pritisak gasa postao jednak nuli. Iskustvo pokazuje da je ta temperatura jednaka -273,15 °C i da ne zavisi od svojstava gasa. U praksi je nemoguće dobiti gas u stanju sa nultim pritiskom hlađenjem, jer na veoma niskim temperaturama svi gasovi prelaze u tečno ili čvrsto stanje.

Molekularno-kinetička teorija Engleski fizičar W. Kelvin (Thomson) je 1848. godine predložio korištenje tačke nultog pritiska plina za izgradnju nove temperaturne skale (Kelvinove skale). U ovoj skali, jedinica temperature je ista kao u Celzijusovoj skali, ali je nulta tačka pomjerena: TK = TC + 273,15 U SI sistemu, jedinica temperature na Kelvinovoj skali naziva se kelvin i označava slovom K Na primjer, sobna temperatura TC = 20 ° C na Kelvinovoj skali jednaka je TK = 293,15 K.

Teorija molekularne kinetike Kelvinova temperaturna skala naziva se apsolutna temperaturna skala. Pokazalo se da je to najpogodnija temperaturna skala za konstruisanje fizičkih teorija. Nema potrebe vezivati ​​Kelvinovu skalu za dvije fiksne tačke - tačku topljenja leda i tačku ključanja vode pri normalnom atmosferskom pritisku, kao što je uobičajeno u Celzijusovoj skali. Pored tačke nultog pritiska gasa, koja se naziva apsolutna nula temperature, dovoljno je uzeti još jednu fiksnu referentnu tačku kao apsolutnu nulu temperature. U Kelvinovoj skali kao takva se koristi temperatura trostruke tačke vode (0,01°C), u kojoj su sve tri faze u termalnoj ravnoteži - led, voda i para. Na Kelvinovoj skali se pretpostavlja da je temperatura trostruke tačke 273,16 K.

Molekularno-kinetička teorija Dakle, pritisak razrijeđenog plina u posudi konstantnog volumena V mijenja se u direktnoj proporciji s njegovom apsolutnom temperaturom: p ~ T. T S druge strane, iskustvo pokazuje da s konstantnom zapreminom V i temperaturom T, plin promjene tlaka u direktnoj proporciji s omjerom količine tvari ν u datoj posudi i volumena V posude gdje je N broj molekula u posudi, NA je Avogadro konstanta, n = N / V koncentracija molekula (tj. broj molekula po jedinici volumena posude).

Teorija molekularne kinetike Kombinujući ove relacije proporcionalnosti, možemo napisati: p = nk. T, gdje je k neka konstantna vrijednost koja je univerzalna za sve plinove. Zove se Boltzmannova konstanta, u čast austrijskog fizičara L. Boltzmanna, jednog od tvoraca MKT-a. Boltzmannova konstanta je jedna od osnovnih fizičkih konstanti. Njegova numerička vrijednost u SI: k = 1,38 10–23 J/K.

Teorija molekularne kinetike Poređenje odnosa p = nk. T sa osnovnom jednačinom MKT gasova, možete dobiti: Prosječna kinetička energija haotičnog kretanja molekula plina je direktno proporcionalna apsolutnoj temperaturi. Dakle, temperatura je mjera prosječne kinetičke energije translacijskog kretanja molekula.Treba napomenuti da prosječna kinetička energija translacijskog kretanja molekula ne ovisi o njegovoj masi. Brownova čestica suspendirana u tekućini ili plinu ima istu prosječnu kinetičku energiju kao i pojedinačni molekul, čija je masa mnogo redova veličine manja od mase Brownove čestice.

Molekularno-kinetička teorija Ovaj zaključak vrijedi i za slučaj kada se u posudi nalazi mješavina plinova koji nisu u kemijskoj interakciji čiji molekuli imaju različite mase. U stanju ravnoteže, molekuli različitih gasova imaće iste prosečne kinetičke energije toplotnog kretanja, određene samo temperaturom smeše. Pritisak mešavine gasova na zidove posude biće zbir parcijalnih pritisaka svakog gasa: p = p 1 + p 2 + p 3 + ... = (n 1 + n 2 + n 3 + ...)k. T U ovom omjeru, n 1, n 2, n 3, … su koncentracije molekula različitih plinova u smjesi. Ova relacija izražava, jezikom molekularne kinetičke teorije, Daltonov zakon eksperimentalno ustanovljen početkom 19. stoljeća: pritisak u mješavini Daltonovog zakona plinova koji kemijski ne reagiraju jednak je zbiru njihovih parcijalnih pritisaka.

Molekularno-kinetička teorija Jednačina stanja idealnog gasa Relacija p = nk. T se može napisati u drugom obliku koji uspostavlja odnos između makroskopskih parametara gasa - zapremine V, pritiska p, temperature T i količine supstance ν = m / M. M - Ova relacija se naziva jednačina stanja idealnog gasa ili Klapejron–Mendeljejevska jednačina stanja idealnog gasa – Proizvod Avogadrove konstante NA i Boltzmannove konstante k naziva se univerzalna gasna konstanta i označava se slovom R. Njena numerička vrednost u SI je: R = k ∙NA = 8,31 J/mol·K.

Molekularno-kinetička teorija Jednačina stanja idealnog gasa - Ako je temperatura gasa Tn = 273,15 K (0 °C), a pritisak pn = 1 atm = 1,013 105 Pa, onda kažu da je gas u normalnim uslovima . Kao što slijedi iz jednadžbe stanja za idealni plin, jedan mol bilo kojeg plina u normalnim uvjetima zauzima isti volumen V 0 = 0,0224 m 3 / mol = 22,4 dm 3 / mol. Ova izjava se zove Avogadrov zakon.

Molekularno-kinetička teorija Izoprocesi Gas može učestvovati u različitim termičkim procesima, u kojima se mogu mijenjati svi parametri koji opisuju njegovo stanje (p, V i T). Ako se proces odvija dovoljno sporo, tada je sistem u svakom trenutku blizu svog ravnotežnog stanja. Takvi procesi se nazivaju kvazi-statičkim. U uobičajenoj za nas kvazistatičkoj vremenskoj skali, ovi procesi se mogu odvijati ne baš sporo. Na primjer, razrjeđivanje i kompresija plina u zvučnom valu, koji se događa stotine puta u sekundi, može se smatrati kvazistatičkim procesom. Kvazistatički procesi se mogu prikazati na dijagramu stanja (na primjer, u p, V koordinatama) kao određena trajektorija, čija svaka tačka predstavlja stanje ravnoteže. Zanimljivi su procesi u kojima jedan od parametara (p, V ili T) ostaje nepromijenjen. Takvi procesi se nazivaju izoprocesi.

Izotermički proces (T = const) Izotermički proces je kvazistatički proces koji se odvija pri konstantnoj temperaturi T. Iz jednačine stanja idealnog plina slijedi da je pri konstantnoj temperaturi T i T konstantna količina tvari ν u posuda, proizvod pritiska p gasa i njegovog p zapremine V mora ostati stalan: str. V = konst

Izotermički proces (T = const) Na ravni (p, V), izotermalni procesi su predstavljeni na različitim temperaturama T familijom hiperbola p ~ 1 / V, koje se nazivaju izotermama. Jednačinu izotermnog procesa dobili su eksperimentom engleski fizičar R. Boyle (1662) i nezavisno francuski fizičar E. Mariotte (1676), pa se jednačina naziva Boyle-Mariotteov zakon. T3 > T2 > T1

Izohorni proces (V = const) Izohorni proces je proces kvazistatičkog zagrijavanja ili hlađenja plina pri konstantnoj zapremini V i pod uvjetom da količina tvari ν u posudi ostane nepromijenjena. Kao što sledi iz jednačine stanja idealnog gasa, pod ovim uslovima, pritisak gasa p se menja direktno proporcionalno njegovoj apsolutnoj temperaturi: p ~ T ili = const

Izohorični proces (V = const) Na ravni (p, T), izohorni procesi za datu količinu materije ν za različite vrijednosti zapremine V su prikazani familijom pravih linija zvanih izohore. Velike vrijednosti zapremine odgovaraju izohorama sa manjim nagibom u odnosu na temperaturnu osu (Sl.). Zavisnost pritiska gasa od temperature eksperimentalno je proučavao francuski fizičar J. Charles (1787). Stoga se jednadžba izohornog procesa naziva Charlesov zakon. V3 > V2 > V1

Izobarski proces (p = const) Izobarski proces je kvazistatički proces koji se odvija pri konstantnom pritisku p. Jednačina izobarnog procesa za određenu konstantnu količinu tvari ν ima oblik: gdje je V 0 zapremina plina na temperaturi od 0 °C. Koeficijent α je jednak (1/273, 15) K– 1. Njegov α se naziva temperaturnim koeficijentom zapreminskog širenja gasova.

Izobarski proces (p = const) Na ravni (V, T), izobarski procesi pri različitim vrijednostima pritiska p prikazani su familijom pravih linija (sl.), koje se nazivaju izobare. Zavisnost zapremine gasa od temperature pri konstantnom pritisku eksperimentalno je istraživao francuski fizičar J. Gay-Lussac (1862). Stoga se jednadžba izobarnog procesa naziva Gay-Lussacov zakon. p3 > p2 > p1

Izoprocesi Eksperimentalno utvrđeni Boyleovi zakoni - Mariotte, Charles i Gay-Lussac nalaze - Mariotte, Charles i Gay-Lussac objašnjenje u molekularno-kinetičkoj teoriji plinova. One su posljedica idealne plinske jednačine stanja.

Termodinamika Termodinamika je nauka o toplotnim pojavama. Za razliku od molekularno-kinetičke teorije, koja izvodi zaključke na osnovu ideja o molekularnoj strukturi supstance, termodinamika polazi od najopštijih zakona toplotnih procesa i svojstava makroskopskih sistema. Zaključci termodinamike zasnivaju se na skupu eksperimentalnih činjenica i ne zavise od našeg znanja o unutrašnjoj strukturi materije, iako u nizu slučajeva termodinamika koristi molekularne kinetičke modele da ilustruje svoje zaključke.

Termodinamika Termodinamika razmatra izolovane sisteme tela koji su u stanju termodinamičke ravnoteže. To znači da su svi posmatrani makroskopski procesi u takvim sistemima prestali.

Termodinamika Ako je termodinamički sistem bio izložen spoljašnjem uticaju, on će na kraju preći u drugo ravnotežno stanje. Takav prijelaz naziva se termodinamički proces. Ako se proces odvija dovoljno sporo (beskonačno sporo u granici), onda je sistem u svakom trenutku vremena blizu ravnotežnog stanja. Procesi koji se sastoje od niza ravnotežnih stanja nazivaju se kvazistatičkim.

Termodinamika. Unutrašnja energija Jedan od najvažnijih koncepata termodinamike je unutrašnja energija tijela. Sva makroskopska tijela imaju energiju sadržanu u samim tijelima. Sa stanovišta MKT-a, unutrašnja energija supstance je zbir kinetičke energije svih atoma i molekula i potencijalne energije njihove međusobne interakcije. Konkretno, unutrašnja energija idealnog gasa jednaka je zbiru kinetičkih energija svih čestica gasa u neprekidnom i nasumičnom toplotnom kretanju. Iz ovoga slijedi Jouleov zakon, potvrđen brojnim eksperimentima: Unutrašnja energija idealnog plina ovisi samo o njegovoj temperaturi i ne ovisi o zapremini

Termodinamika. Unutrašnja energija MKT dovodi do sljedećeg izraza za unutrašnju energiju jednog mola idealnog monoatomskog plina (helij, neon, itd.), čiji molekuli vrše samo translacijsko kretanje: Budući da je potencijalna energija interakcije molekula zavisi od udaljenosti između njih, u opštem slučaju, unutrašnja energija U tela zavisi zajedno sa temperaturom T, zavisi i od zapremine V: T U = U (T, V) Dakle, unutrašnja energija U tela tijelo je jedinstveno određeno makroskopskim parametrima koji karakteriziraju stanje tijela. Ne zavisi od toga kako je dato stanje realizovano. Uobičajeno je reći da je unutrašnja energija funkcija stanja.

Termodinamika. Načini promjene unutrašnje energije Unutrašnja energija tijela može se promijeniti ako vanjske sile koje na njega djeluju (pozitivne ili negativne). rad Na primjer, ako je plin komprimiran u cilindru ispod klipa, tada vanjske sile vrše pozitivan rad A na plin.

Termodinamika. Metode za promjenu unutrašnje energije Unutrašnja energija tijela može se promijeniti ne samo kao rezultat obavljenog rada, već i kao rezultat prijenosa topline. Prilikom termičkog kontakta tijela, unutrašnja energija jednog od njih može se povećati, dok se druga može smanjiti. U ovom slučaju se govori o protoku toplote sa jednog tela na drugo. Količina toplote Q koju telo primi, Količina toplote Q je promena unutrašnje energije tela kao rezultat prenosa toplote.

Termodinamika. Načini promjene unutrašnje energije Prijenos energije s jednog tijela na drugo u obliku topline može se dogoditi samo ako postoji temperaturna razlika između njih. Toplotni tok je uvijek usmjeren od toplog tijela ka hladnom.. Količina toplote Q je energetska veličina. U SI, količina topline se mjeri u jedinicama mehaničkog rada - džulima (J).

Termodinamika. Prvi zakon termodinamike uvjetno su prikazani tokovi energije između odabranog termodinamičkog sistema i okolnih tijela. Vrijednost Q > 0 ako je toplinski tok Q > 0 usmjeren prema termodinamičkom sistemu. Vrijednost A > 0 ako sistem vrši pozitivan rad A > 0 na okolnim tijelima. Ako sistem izmjenjuje toplinu sa okolnim tijelima i radi (pozitivan ili negativan), tada se mijenja stanje sistema, mijenja se stanje sistema, odnosno mijenjaju se njegovi makroskopski parametri (temperatura, pritisak, zapremina).

Termodinamika. Prvi zakon termodinamike Pošto je unutrašnja energija U jedinstveno određena makroskopskim parametrima koji karakterišu stanje sistema, sledi da su procesi prenosa toplote i rada praćeni promenom unutrašnje energije sistema ΔU.

Termodinamika. Prvi zakon termodinamike Prvi zakon termodinamike je generalizacija zakona održanja i transformacije energije za termodinamički sistem. Formuliše se na sledeći način: Promena ΔU unutrašnje energije neizolovanog termodinamičkog sistema jednaka je razlici između količine toplote Q prenete sistemu i rada A koji sistem izvrši na spoljašnjim telima. ΔU = Q - A Relacija koja izražava prvi zakon termodinamike često se zapisuje u drugačijem obliku: Q = ΔU + A Količina toplote koju primi sistem ide da promeni svoju unutrašnju energiju i izvrši rad na spoljašnjim telima.

Termodinamika. Prvi zakon termodinamike Primijenimo prvi zakon termodinamike na izoprocese u plinovima. U izohoričnom procesu (V = const), gas ne radi, A = 0. Dakle, Q = ΔU = U (T 2) - U (T 1). Ovdje su U (T 1) i U (T 2) unutrašnje energije plina u početnom i konačnom stanju. Unutrašnja energija idealnog gasa zavisi samo od temperature (Joule-ov zakon). Tokom izohoričnog zagrevanja, gas apsorbuje toplotu (Q > 0), a njegova unutrašnja energija raste. Prilikom hlađenja, toplota se odaje vanjskim tijelima (Q 0 - toplinu apsorbira plin, a plin vrši pozitivan rad. Kod izobarične kompresije Q

Termalni motori. Termodinamički ciklusi. Carnotov ciklus Toplotni motor je uređaj sposoban za pretvaranje primljene količine topline u mehanički rad. Mehanički rad u toplotnim mašinama obavlja se u procesu ekspanzije određene supstance koja se naziva radna tečnost. Kao radni fluid obično se koriste gasovite materije (pare benzina, vazduh, vodena para). Radno tijelo prima (ili odaje) toplotnu energiju u procesu razmjene topline sa tijelima koja imaju veliku zalihu unutrašnje energije. Ova tijela se nazivaju termalnim rezervoarima. Stvarno postojeći toplotni motori (parne mašine, motori sa unutrašnjim sagorevanjem, itd.) rade ciklički. Proces prijenosa topline i pretvaranja primljene količine topline u rad periodično se ponavlja. Da bi se to postiglo, radni fluid mora izvršiti kružni proces ili termodinamički ciklus, u kojem se povremeno vraća početno stanje.

Termalni motori. Termodinamički ciklusi. Carnotov ciklus Zajednička karakteristika svih kružnih procesa je da se oni ne mogu izvesti dovođenjem radnog fluida u termički kontakt sa samo jednim termalnim rezervoarom. Trebaju im najmanje dva. Rezervoar toplote sa višom temperaturom naziva se grejač, a rezervoar toplote sa nižom temperaturom naziva se frižider. Praveći kružni proces, radni fluid prima od grijača određenu količinu toplote Q 1 > 0 i daje hladnjaku količinu toplote Q 2

Termalni motori. Termodinamički ciklusi. Carnotov ciklus Rad A koji radni fluid obavlja po ciklusu jednak je količini toplote Q primljenoj po ciklusu. Odnos rada A i količine toplote Q 1 koju radni fluid primi po ciklusu od grejača naziva se efikasnost η toplotnog motora:

Termalni motori. Termodinamički ciklusi. Carnotov ciklus Koeficijent efikasnosti pokazuje koji se dio toplotne energije koju je primio radni fluid iz "vrućeg" termalnog rezervoara pretvorio u koristan rad. Ostatak (1 - η) je "beskorisno" prebačen u frižider. (1 – η) Efikasnost toplotnog motora je uvek manja od jedan (η 0, A > 0, Q 2 T 2

Termalni motori. Termodinamički ciklusi. Carnotov ciklus Godine 1824. francuski inženjer S. Carnot razmatrao je kružni proces koji se sastoji od dvije izoterme i dvije adijabate, koji su igrali važnu ulogu u razvoju teorije toplinskih procesa. Zove se Carnotov ciklus (slika 3. 11. 4).

Termalni motori. Termodinamički ciklusi. Carnot ciklus Carnotov ciklus se izvodi gasom u cilindru ispod klipa. U izotermnoj sekciji (1–2), gas se dovodi u termički kontakt sa vrućim termičkim rezervoarom (grejačem) temperature T 1. Plin se izotermički širi, vršeći rad A 12, dok je određena količina toplote Q 1 = U gas se dovodi 12. Dalje u adijabatskom odseku (2–3), gas se stavlja u adijabatsku ljusku i nastavlja da se širi u odsustvu prenosa toplote. U ovoj sekciji gas obavlja rad A 23 > 0. Prilikom adijabatskog širenja temperatura gasa pada na vrednost T 2. U sledećoj izotermnoj sekciji (3–4) gas se dovodi u termički kontakt sa hladnim termičkim rezervoarom. (frižider) na temperaturi T2

Nepovratnost termičkih procesa. Drugi zakon termodinamike. Prvi zakon termodinamike - zakon održanja energije za termičke procese - uspostavlja vezu između količine toplote Q koju primi sistem, promjene ΔU njegove unutrašnje energije i rada A koji se obavlja na vanjskim tijelima: Q = ΔU + A Prema ovom zakonu, energija se ne može stvarati ili uništavati; prenosi se iz jednog sistema u drugi i transformiše iz jednog oblika u drugi. Procesi koji krše prvi zakon termodinamike nikada nisu uočeni. Na sl. prikazani uređaji zabranjeni prvim zakonom termodinamike Toplotni motori koji rade ciklično, zabranjeni prvim zakonom termodinamike: 1 - vječni motor 1. vrste, koji obavlja rad bez trošenja energije izvana; 2 - grejni motor sa efikasnošću η > 1

Nepovratnost termičkih procesa. Drugi zakon termodinamike. Prvi zakon termodinamike ne utvrđuje pravac termičkih procesa.Prvi zakon termodinamičkih procesa. Međutim, kao što pokazuje iskustvo, mnogi termički procesi mogu se odvijati samo u jednom smjeru. Takvi procesi se nazivaju ireverzibilnim. Na primjer, prilikom termičkog kontakta dva tijela sa različitim temperaturama, tok topline je uvijek usmjeren od toplijeg tijela ka hladnijem. Spontani proces prenosa toplote sa tela sa niskom temperaturom na telo sa višom temperaturom se nikada ne primećuje. Stoga je proces prijenosa topline pri konačnoj temperaturnoj razlici nepovratan. Reverzibilni procesi su procesi prelaska sistema iz jednog ravnotežnog stanja u drugo, koji se mogu odvijati u suprotnom smjeru kroz isti niz međuravnotežnih stanja. U tom slučaju se sam sistem i okolna tijela vraćaju u prvobitno stanje. Procesi u kojima sistem uvijek ostaje u stanju ravnoteže nazivaju se kvazistatički. Svi kvazistatički procesi su reverzibilni. Svi reverzibilni procesi su kvazistatički.

Nepovratnost termičkih procesa. Drugi zakon termodinamike. Procesi pretvaranja mehaničkog rada u unutrašnju energiju tela su ireverzibilni zbog prisustva trenja, procesa difuzije u gasovima i tečnostima, procesa mešanja gasova u prisustvu početne razlike pritisaka itd. Svi stvarni procesi su nepovratni, ali oni može pristupiti reverzibilnim procesima koliko god želite. Reverzibilni procesi su idealizacije stvarnih procesa. Prvi zakon termodinamike ne može razlikovati reverzibilne od ireverzibilnih procesa. Jednostavno zahtijeva određenu energetsku ravnotežu iz termodinamičkog procesa i ne govori ništa o tome da li je takav proces moguć ili ne.

Nepovratnost termičkih procesa. Drugi zakon termodinamike. Smjer spontano nastalih procesa uspostavlja drugi zakon termodinamike. Može se formulisati u termodinamici kao zabrana određenih vrsta termodinamičkih procesa. Engleski fizičar W. Kelvin dao je 1851. sljedeću formulaciju drugog zakona: drugi zakon U cikličnom pogonu toplinske mašine nemoguć je proces čiji bi jedini rezultat bio pretvaranje cjelokupne količine topline u mehanički rad. primljeno iz jednog rezervoara toplote.

Nepovratnost termičkih procesa. Drugi zakon termodinamike. Njemački fizičar R. Clausius dao je drugačiju formulaciju drugog zakona termodinamike: Proces je nemoguć, čiji bi jedini rezultat bio prijenos energije prijenosom topline s tijela niske temperature na tijelo s višom temperaturom. . Na sl. prikazani su procesi koji su zabranjeni drugim zakonom, ali nisu zabranjeni prvim zakonom termodinamike. Ovi procesi odgovaraju dvije formulacije drugog zakona termodinamike. 1 - vječni motor druge vrste; 2 - spontani prenos toplote sa hladnog tela na toplije (idealan frižider)

U prirodi se javljaju pojave koje su spolja vrlo indirektno povezane sa mehaničkim kretanjem. Oni se opažaju kada se temperatura tijela promijeni ili kada tvari prelaze iz jednog stanja (na primjer, tečno) u drugo (čvrsto ili plinovito). Takve pojave se nazivaju termalni.

Toplotni fenomeni igraju veliku ulogu u životu ljudi, životinja i biljaka. Mogućnost postojanja života na Zemlji zavisi od temperature okoline. Sezonske promjene temperature određuju ritmove divljih životinja - zimi se biljni svijet smrzava, mnoge životinje hiberniraju. U proljeće se priroda budi, livade zelene, drveće cvjeta.

Promjene temperature utiču na svojstva tijela. Zagrijavanjem i hlađenjem mijenjaju se zapremina tečnosti i gasova i dimenzije čvrstih materija.

Toplotni fenomeni pokoravaju se određenim zakonima, čije poznavanje omogućava korištenje ovih pojava u tehnologiji i svakodnevnom životu. Moderni toplotni motori, rashladni uređaji, gasovodi i drugi uređaji rade na osnovu ovih zakona.

Molekularna fizika i termodinamika

Molekularna fizika i termodinamika proučavati ponašanje sistema koji se sastoji od velikog broja čestica.

DEFINICIJA

Molekularna fizika- grana fizike koja proučava fizička svojstva tijela u različitim agregacijskim stanjima na osnovu razmatranja njihove molekularne strukture.

Molekularna fizika razmatra strukturu i svojstva gasova, tečnosti, čvrstih tela, njihove međusobne transformacije, kao i promene koje se dešavaju u njihovoj unutrašnjoj strukturi i ponašanju pri promeni spoljašnjih uslova.

DEFINICIJA

Termodinamika- grana fizike koja proučava svojstva sistema tijela u interakciji analizirajući uslove i kvalitativne odnose energetskih transformacija koje se dešavaju u sistemu.

Razlika između molekularne (ili statističke) fizike i termodinamike je u tome što ove dvije grane fizike razmatraju termalne pojave sa različitih stajališta i koriste različite metode.

Molekularna fizika uspostavlja zakone po kojima se odvijaju različiti procesi u tijelima na osnovu proučavanja njihove molekularne strukture i mehanizma međusobne interakcije pojedinih molekula. Termodinamika proučava svojstva tijela ne uzimajući u obzir molekularne fenomene koji se u njima dešavaju.

Molekularna fizika koristi statistička metoda, koji razmatra kretanje i interakciju molekula kao cjeline, a ne svakog molekula posebno.

Termodinamika uživa termodinamička metoda, koji razmatra sve procese u smislu konverzije energije. Za razliku od statističke metode, termodinamička metoda nije povezana ni sa kakvim specifičnim idejama o unutrašnjoj strukturi tijela i prirodi kretanja molekula koji formiraju ova tijela. Zakoni termodinamike ustanovljeni su empirijski u proučavanju optimalnog korišćenja toplote za obavljanje posla.

Molekularna fizika. Termodinamika.

1.Statističke i termodinamičke metode

2.Molekularno-kinetička teorija idealnih plinova

2.1 Osnovne definicije

2.2. Eksperimentalni zakoni idealnog gasa

2.3 Jednačina stanja idealnog gasa (Clapeyron-Mendelejev jednačina

2.4.Osnovna jednadžba molekularne kinetičke teorije idealnog plina

2.5 Maxwellova distribucija

2.6 Boltzmannova distribucija

3. Termodinamika

3.1 Unutrašnja energija. Zakon ravnomerne raspodele energije po stepenima slobode

3.2 Prvi zakon termodinamike

3.3 Rad gasa pri promeni zapremine

3.4 Toplotni kapacitet

3.5 Prvi zakon termodinamike i izoprocesa

3.5.1 Izohorni proces (V = const)

3.5.2 Izobarski proces (p = const)

3.5.3 Izotermički proces (T = const)

3.5.4. Adijabatski proces (dQ = 0)

3.5.5. Politropni procesi

3.6.Kružni proces (ciklus). Reverzibilni i ireverzibilni procesi. Carnot ciklus.

3.7.Drugi zakon termodinamike

3.8 Pravi gasovi

3.8.1 Sile međumolekulske interakcije

3.8.2 Van der Waalsova jednačina

3.8.3 Unutrašnja energija realnog gasa

3.8.4 Joule-Thomsonov efekat. Ukapljivanje gasova.

1.Statističke i termodinamičke metode

Molekularna fizika i termodinamika - grane fizike koje proučavajumakroskopski procesi povezana s ogromnim brojem atoma i molekula sadržanih u tijelima. Za proučavanje ovih procesa koriste se dvije fundamentalno različite (ali međusobno komplementarne) metode: statistički (molekularno kinetički) itermodinamički.

Molekularna fizika - grana fizike koja proučava strukturu i svojstva materije na osnovu molekularno kinetičkih koncepata zasnovanih na činjenici da se sva tijela sastoje od molekula u neprekidnom haotičnom kretanju. Procesi koje proučava molekularna fizika rezultat su kombiniranog djelovanja ogromnog broja molekula. Koristeći se proučavaju zakoni ponašanja velikog broja molekulastatistička metoda , koji se zasniva na tome koja svojstvamakroskopski sistem određuju se osobinama čestica sistema, karakteristikama njihovog kretanja i prosječnim vrijednostima dinamičkih karakteristika ovih čestica (brzina, energija itd.). Na primjer, temperatura tijela određena je prosječnom brzinom haotičnog kretanja njegovih molekula, a ne može se govoriti o temperaturi jednog molekula.

Termodinamika - grana fizike koja proučava opšta svojstva makroskopskih sistema ustanje termodinamičke ravnoteže i procesi tranzicije između ovih stanja. Termodinamika ne uzima u obzir mikroprocesi , koji leži u osnovi ovih transformacija, ali je zasnovan na dva principa termodinamike - fundamentalni zakoni ustanovljeni eksperimentalno.

Statističke metode fizike ne mogu se koristiti u mnogim oblastima fizike i hemije, dok su termodinamičke metode univerzalne. Međutim, statističke metode omogućavaju utvrđivanje mikroskopske strukture tvari, dok termodinamičke metode uspostavljaju samo veze između makroskopskih svojstava. Molekularno-kinetička teorija i termodinamika se nadopunjuju, čineći jedinstvenu cjelinu, ali se razlikuju po metodama istraživanja.

2.Molekularno-kinetička teorija idealnih plinova

2.1 Osnovne definicije

Predmet proučavanja u molekularno-kinetičkoj teoriji je gas. Vjeruje se da Molekule plina, praveći nasumične pokrete, nisu vezane silama interakcije i stoga se kreću slobodno, nastojeći, kao rezultat sudara, da se rasprše u svim smjerovima, ispunjavajući cijeli volumen koji im se pruža. Tako gas preuzima zapreminu posude koju gas zauzima.

Idealan gas je gas za koji je: unutrašnji volumen njegovih molekula zanemarljiv u odnosu na zapreminu posude; ne postoje sile interakcije između molekula gasa; sudari molekula plina međusobno i sa zidovima posude su apsolutno elastični. Za mnoge stvarne gasove, model idealnog gasa dobro opisuje njihova makro svojstva.

Termodinamički sistem - skup makroskopskih tijela koja stupaju u interakciju i razmjenjuju energiju kako među sobom tako i sa drugim tijelima (spoljna sredina).

Stanje sistema- skup fizičkih veličina (termodinamički parametri, parametri stanja) , koji karakterišu svojstva termodinamičkog sistema:temperatura, pritisak, specifična zapremina.

Temperatura- fizička veličina koja karakteriše stanje termodinamičke ravnoteže makroskopskog sistema. U SI sistemu upotreba je dozvoljena termodinamički i praktična temperaturna skala .U termodinamičkoj skali, trostruka tačka vode (temperatura na kojoj su led, voda i para pod pritiskom od 609 Pa u termodinamičkoj ravnoteži) smatra se jednakom T = 273,16 stepeni Kelvina[K]. U praktičnoj skali, tačke smrzavanja i ključanja vode pri pritisku od 101300 Pa smatraju se jednakima, respektivno, t = 0 i t = 100 stepeni Celzijusa [C].Ove temperature su povezane relacijom

Temperatura T = 0 K naziva se nula Kelvina, prema modernim konceptima, ova temperatura je nedostižna, iako joj se može približiti koliko god želite.

Pritisak - fizička veličina određena normalnom silom F djelujući sa strane plina (tečnosti) na jedno područje smješteno unutar plina (tečnosti) p = F/S, gdje je S veličina područja. Jedinica za pritisak je paskal [Pa]: 1 Pa je jednak pritisku koji stvara sila od 1 N, ravnomerno raspoređena po površini koja je normalna na nju sa površinom od 1 m 2 (1 Pa = 1 N / m 2).

Specifičan volumenje zapremina po jedinici mase v = V/m = 1/r, gdje je V zapremina mase m, r je gustina homogenog tijela. Budući da je v ~ V za homogeno tijelo, makroskopska svojstva homogenog tijela mogu se okarakterisati i sa v i sa V.

Termodinamički proces - svaka promjena u termodinamičkom sistemu koja dovodi do promjene barem jednog od njegovih termodinamičkih parametara.Termodinamička ravnoteža- takvo stanje makroskopskog sistema, kada se njegovi termodinamički parametri ne menjaju tokom vremena.Ravnotežni procesi - procesi koji se odvijaju na takav način da je promjena termodinamičkih parametara u konačnom vremenskom periodu beskonačno mala.

izoprocesi su ravnotežni procesi u kojima jedan od glavnih parametara stanja ostaje konstantan.izobarni proces - proces koji se odvija pri konstantnom pritisku (u koordinatama V,t on je prikazanizobar ). Izohorni proces- proces koji se odvija pri konstantnoj zapremini (u koordinatama p,t on je prikazanizohora ). Izotermni proces - proces koji se odvija na konstantnoj temperaturi (u koordinatama p,V on je prikazanizoterma ). adijabatski procesje proces u kojem nema razmjene topline između sistema i okoline (u koordinatama p,V on je prikazanadijabatski ).

Konstanta (broj) Avogadro - broj molekula u jednom molu N A \u003d 6.022. 10 23 .

Normalni uslovi: p = 101300 Pa, T = 273,16 K.