Du kan motta et sertifikat fra nettkurset.

Kurset undersøker sentrale begreper og metoder innen termodynamikk og molekylær fysikk som en del av et generelt fysikkkurs som undervises til studenter ved Moskva-instituttet for fysikk og teknologi. Først av alt introduseres de grunnleggende termodynamiske størrelsene, konseptene og postulatene. De grunnleggende termodynamiske relasjonene vurderes. Separate forelesninger er viet teorien om faseoverganger, Van Der Waals-gassmodellen og overflatefenomener. De grunnleggende begrepene for statistisk fysikk er gitt: mikro- og makrotilstand av systemet, partisjonsfunksjon, distribusjonsfunksjoner osv. Fordelinger av Maxwell, Boltzmann, Gibbs diskuteres. Elementene i teorien om varmekapasitet til gasser presenteres. Uttrykk er utledet for fluktuasjoner av grunnleggende termodynamiske størrelser. En beskrivelse av molekylære prosesser i gasser er gitt: prosesser for overføring, diffusjon og varmeledningsevne.

Om kurset

Nettkurset inneholder en diskusjon av grunnleggende fysiske problemstillinger, analyse av problemer og demonstrasjoner av fysiske eksperimenter, uten hvilke en dyp forståelse av generell fysikk er umulig. For å lykkes med å mestre nettkurset, er det tilrådelig for studenten å kjenne kurset i generell fysikk: "Mekanikk" og mestre det grunnleggende om matematisk analyse, kjenne det grunnleggende om lineær algebra og sannsynlighetsteori.

Format

Nettkurset inneholder teoretisk materiale, demonstrasjoner av sentrale termodynamiske eksperimenter som er nødvendige for en korrekt forståelse av fenomenene, analyse av løsninger på typiske problemer, øvelser og oppgaver for selvstendig løsning

Uke sju, tretten og atten inneholder quiz for gjennomgang.

Kursprogram

Uke 1
Grunnleggende begreper om molekylær fysikk og termodynamikk: gjenstand for forskning, dets karakteristiske trekk. Problemer med molekylær fysikk. Statsligninger. Ideelt gasstrykk som en funksjon av molekylær kinetisk energi. Forholdet mellom temperaturen til en ideell gass og den kinetiske energien til dens molekyler. Lover for ideelle gasser. Tilstandsligninger for en ideell gass. Kvasi-statiske, reversible og irreversible termodynamiske prosesser. Termodynamikkens nulllov. Arbeid, varme, indre energi. Termodynamikkens første lov. Varmekapasitet. Varmekapasitet til ideelle gasser ved konstant volum og konstant trykk, Mayers ligning. Adiabatiske og polytrope prosesser. Polytropisk ligning for en ideell gass. Adiabatiske og polytrope prosesser. Uavhengighet av den indre energien til en ideell gass fra volum.

Uke 2
Termodynamikkens andre lov. Formuleringer av det andre prinsippet. Termisk maskin. Bestemmelse av effektiviteten til en varmemotor. Carnot syklus. Carnots teorem. Clausius ulikhet. Maksimal effektivitet av Carnot-syklusen sammenlignet med andre termodynamiske sykluser. Kjølemaskin. Kjølemaskineffektivitet. Varmepumpe. Effektiviteten til en varmepumpe som fungerer i henhold til Carnot-syklusen. Sammenheng mellom effektivitetsfaktorer for varmepumpe og kjøler.

Uke 3
Termodynamisk definisjon av entropi. Loven om økende entropi. Entropi av en ideell gass. Entropi i reversible og irreversible prosesser. Adiabatisk ekspansjon av en ideell gass til et vakuum. Den kombinerte ligningen for det første og andre prinsippet for termodynamikk. Termodynamikkens tredje lov. Endringer i entropi og varmekapasitet når temperaturen nærmer seg absolutt null.

Uke 4
Termodynamiske funksjoner. Egenskaper til termodynamiske funksjoner. Maksimalt og minimum arbeid. Transformasjoner av termodynamiske funksjoner. Maxwells forhold. Avhengighet av indre energi av volum. Avhengighet av varmekapasitet på volum. Forholdet mellom CP og CV. Termofysiske egenskaper til faste stoffer. Termodynamikk av deformasjon av faste stoffer. Temperaturendring under adiabatisk spenning av en elastisk stang. Termisk ekspansjon som følge av anharmoniske vibrasjoner i gitteret. Koeffisient for lineær utvidelse av stangen.

Uke 5
Betingelser for termodynamisk likevekt. Fasetransformasjoner. Faseoverganger av første og andre type. Kjemisk potensial. Faselikevektstilstand. Faselikevektskurve. Clapeyron – Clausius ligning. Tilstandsdiagram av et tofaset væskedampsystem. Avhengighet av faseovergangsvarmen av temperaturen. Kritisk poeng. Trippelpunkt. Is-vann-damp diagram. Overflatefenomener. Overflate termodynamikk. Fri energi på overflaten. Kantvinkler. Fuktende og ikke-fuktende. Laplaces formel. Avhengighet av damptrykk på krumningen til væskeoverflaten. Kokende. Kjerners rolle i dannelsen av en ny fase.

Uke 6
Van der Waals gass som en modell av ekte gass. Van der Waals gassisotermer. Metstabile tilstander. Overopphetet væske og underkjølt damp. Maxwells regel og regelen om innflytelse. Kritiske parametere og redusert tilstandsligning for van der Waals-gass. Intern energi til van der Waals-gass. Van der Waals gass adiabatisk ligning. Entropi av van der Waals-gass. Lydhastighet i gasser. Hastigheten på gassstrømmen fra hullet. Joule-Thomson-effekten. Adiabatisk ekspansjon, struping. Mottar lave temperaturer.

Uke 7
Sjekker

Uke 8
Dynamiske og statistiske mønstre. Makroskopiske og mikroskopiske forhold. Faseplass. Elementer av sannsynlighetsteori. Normaliseringstilstand. Gjennomsnitt og varians. Binomialfordelingslov. Giftfordeling. Gaussisk fordeling.

Uke 9
Maxwell-distribusjoner. Fordeling av partikler etter hastighetskomponenter og absolutte hastighetsverdier. Mest sannsynlige, gjennomsnittlige og rot gjennomsnittlige kvadrathastigheter. Maxwell energifordelinger. Gjennomsnittlig antall påvirkninger av molekyler som kolliderer per tidsenhet med en enhetsenhet. Den gjennomsnittlige energien til molekyler som slipper ut i vakuum gjennom et lite hull i et kar.

Uke 10
Boltzmann-fordeling i et enhetlig kraftfelt. Barometrisk formel. Mikro- og makrotilstander. Statistisk vekt av en makrostat. Statistisk definisjon av entropi. Entropi under gassblanding. Gibbs' paradoks. Konseptet med Gibbs-distribusjonen. Den statistiske summen og dens bruk for å finne indre energi. Statistisk temperatur.

Uke 11
Svingninger. Gjennomsnittlige verdier for energi og spredning (gjennomsnittlig kvadratsvingning) av partikkelenergi. Svingninger av termodynamiske størrelser. Temperatursvingninger i et fast volum. Volumsvingninger i isotermiske og adiabatiske prosesser. Svingninger av additive fysiske mengder. Avhengighet av fluktuasjoner av antall partikler som utgjør systemet.

Uke 12
Varmekapasitet. Klassisk teori om varmekapasiteter. Loven om jevn fordeling av termisk bevegelsesenergi på tvers av frihetsgrader. Varmekapasitet til krystaller (Dulong-Petit-loven). Elementer i kvanteteorien om varmekapasiteter. Karakteristiske temperaturer. Avhengighet av varmekapasitet på temperatur.

Uke 13
Kollisjoner. Effektivt gasskinetisk tverrsnitt. Fri stilengde. Fordeling av molekyler ved middels fri bane. Antall kollisjoner mellom molekyler. Transportfenomener: viskositet, termisk ledningsevne og diffusjon. Ficks og Fouriers lover. Koeffisienter for viskositet, varmeledningsevne og diffusjon i gasser.

Uke 14
Brownsk bevegelse. Mobilitet. Einstein-Smoluchowski-loven. Sammenheng mellom partikkelmobilitet og diffusjonskoeffisient. Transportfenomener i sjeldne gasser. Knudsen effekt. Effusjon. Strømmen av foreldet gass gjennom et rett rør.

Uke 15
Sjekker

Læringsutbytte

Som et resultat av å studere disiplinen "Termodynamikk", må studenten:

• Vite:
  • grunnleggende begreper brukt i molekylfysikk, termodynamikk;
  • betydningen av fysiske størrelser brukt i molekylfysikk, termodynamikk;
  • tilstandsligninger for ideell gass og van der Waals-gass;
  • Boltzmann- og Maxwell-fordelinger, loven om enhetlig energifordeling over frihetsgrader;
  • null, første, andre og tredje lover for termodynamikk, Clausius-ulikhet, lov om økende entropi;
  • forhold med stabil termodynamisk likevekt;
  • Clapeyron-Clausius ligning;
  • Laplaces formel;
  • ligninger som beskriver transportprosesser (diffusjon, viskositet, termisk ledningsevne);
• Kunne:
  • bruke de grunnleggende prinsippene for den molekylære kinetiske teorien om gasser for å løse problemer;
  • bruke lovene for molekylær fysikk og termodynamikk når du beskriver likevektstilstandene til termiske prosesser og overføringsprosesser;
• Egen:
  • metoder for å beregne parametere for materiens tilstand;
  • metoder for å beregne arbeid, varmemengde og intern energi;

Dannet kompetanser

• evne til å analysere vitenskapelige problemstillinger og fysiske prosesser, i praksis bruke grunnleggende kunnskap ervervet innen naturvitenskap (OK-1)
• evne til å mestre nye problemstillinger, terminologi, metodikk og tilegne seg vitenskapelig kunnskap, selvstudieferdigheter (OK-2)
• evne til å anvende kunnskap ervervet innen fysiske og matematiske disipliner i ens profesjonelle aktiviteter (PC-1)
• Evnen til å forstå essensen av problemer som stilles i løpet av profesjonell aktivitet og å bruke passende fysiske og matematiske apparater for å beskrive og løse dem (PC-3)
• evne til å bruke kunnskap innen fysiske og matematiske disipliner for videre mestring av disipliner i henhold til opplæringsprofilen (PC-4)
• evne til å anvende teori og metoder for matematikk, fysikk og informatikk for å bygge kvalitative og kvantitative modeller (PK-8)

Molekylærfysikk og termodynamikk er i hovedsak to forskjellige i sine tilnærminger, men nært beslektede vitenskaper som omhandler det samme - studiet av makroskopiske egenskaper til fysiske systemer, men med helt forskjellige metoder

Molekylærfysikk Molekylærfysikk eller molekylær kinetisk teori er basert på visse ideer om materiens struktur. – For å etablere atferdslovene til makroskopiske systemer som består av et stort antall partikler, bruker molekylærfysikk ulike modeller av materie, for eksempel ideelle gassmodeller. Molekylær fysikk er en statistisk teori, fysikk, det vil si en teori som vurderer oppførselen til systemer som består av et stort antall partikler (atomer, molekyler), basert på sannsynlighetsmodeller. Den søker, på grunnlag av en statistisk tilnærming, å etablere en sammenheng mellom eksperimentelt målte makroskopiske størrelser (trykk, volum, temperatur osv.) og de mikroskopiske egenskapene til partikler som inngår i systemets mikroskopiske egenskaper (masse, momentum, energi). osv.).

Termodynamikk I motsetning til molekylær-kinetisk teori, er termodynamikk, når man studerer de termodynamiske egenskapene til makroskopiske systemer, ikke avhengig av noen ideer om materiens molekylære struktur. Termodynamikk er en fenomenologisk vitenskap. – Den trekker konklusjoner om materiens egenskaper basert på lover etablert av erfaring, for eksempel loven om bevaring av energi. Termodynamikk opererer kun med makroskopiske størrelser (trykk, temperatur, volum, etc.), som introduseres på grunnlag av fysisk eksperiment.

Begge tilnærmingene – termodynamisk og statistisk – motsier ikke, men utfyller hverandre. Bare den kombinerte bruken av termodynamikk og molekylær kinetisk teori kan gi den mest komplette forståelsen av egenskapene til systemer som består av et stort antall partikler

Molekylær fysikk Molekylær kinetisk teori er studiet av strukturen og egenskapene til materie basert på ideen om eksistensen av atomer og molekyler som de minste partiklene av kjemiske stoffer.

Molekylærkinetisk teori Grunnprinsipper for MKT 1. Alle stoffer - flytende, faste og gassformige - er dannet av de minste partiklene - molekyler, som i seg selv består av atomer ("elementære molekyler"). Molekylene til et kjemisk stoff kan være enkle eller komplekse, det vil si at de kan bestå av ett eller flere atomer. Molekyler og atomer er elektrisk nøytrale partikler. Under visse forhold kan molekyler og atomer få ekstra elektrisk ladning og bli positive eller negative ioner. 2. Atomer og molekyler er i kontinuerlig kaotisk bevegelse, som kalles termisk bevegelse 3. Partikler samhandler med hverandre av krefter som er elektriske i naturen. Gravitasjonsinteraksjonen mellom partikler er ubetydelig.

Molekylærkinetisk teori Den mest slående eksperimentelle bekreftelsen av ideene til den molekylærkinetiske teorien om tilfeldig bevegelse av atomer og molekyler er Brownsk bevegelse. Brownsk bevegelse er den termiske bevegelsen av små mikroskopiske partikler suspendert i en væske eller gass. Den ble oppdaget av den engelske botanikeren R. Brown i 1827. Brownske partikler beveger seg under påvirkning av tilfeldige påvirkninger av molekyler. På grunn av den kaotiske termiske bevegelsen til molekyler, kansellerer disse påvirkningene aldri hverandre. Som et resultat endres hastigheten til den brownske partikkelen tilfeldig i størrelse og retning, og banen er en kompleks sikksakkkurve (fig.). Teorien om Brownsk bevegelse ble skapt av A. Einstein i 1905. Einsteins teori ble eksperimentelt bekreftet i eksperimentene til den franske fysikeren J. Perrin, utført i 1908–1911.

Molekylærkinetisk teori Den konstante kaotiske bevegelsen av molekylene til et stoff manifesteres også i et annet lett observerbart fenomen - diffusjon. Diffusjon er fenomenet med penetrering av to eller flere stoffer i kontakt med hverandre. – Prosessen går raskest i gass hvis den er heterogen i sammensetningen. Diffusjon resulterer i dannelsen av en homogen blanding uavhengig av tettheten til komponentene. Så hvis det er oksygen O 2 og hydrogen H 2 i to deler av fartøyet, adskilt av en skillevegg, begynner prosessen med gjensidig penetrering av hverandres gasser etter å ha fjernet skilleveggen, noe som fører til dannelsen av en eksplosiv blanding - detonerende gass. Denne prosessen skjer også når en lett gass (hydrogen) er i den øvre halvdelen av karet, og en tyngre gass (oksygen) er i den nedre halvdelen.

Molekylær kinetisk teori - Lignende prosesser skjer mye saktere i væsker. Interpenetrering av to væsker av forskjellige væsker inn i hverandre, oppløsning av faste stoffer i væsker (for eksempel sukker i vann) og dannelse av homogene løsninger er eksempler på diffusjonsprosesser i væsker. Under reelle forhold maskeres diffusjon i væsker og gasser av raskere blandingsprosesser, for eksempel på grunn av forekomsten av konveksjonsstrømmer.

Molekylær kinetisk teori - Diffusjonsprosessen skjer langsomst i faste stoffer. Forsøk viser imidlertid at når faste legemer kommer i kontakt med godt rensede overflater av to metaller, finner man atomer av det andre metallet i hvert av dem etter lang tid. Diffusjon og Brownsk bevegelse - Diffusjon og Brownsk bevegelse er relaterte fenomener. Interpenetrering av kontaktstoffer og tilfeldig bevegelse av små partikler suspendert i en væske eller gass skjer på grunn av den kaotiske termiske bevegelsen til molekyler.

Molekylær kinetisk teori Krefter som virker mellom to molekyler Krefter som virker mellom to molekyler avhenger av avstanden mellom dem. Molekyler er komplekse romlige strukturer som inneholder både positive og negative ladninger. Hvis avstanden mellom molekylene er tilstrekkelig stor, dominerer kreftene til intermolekylær tiltrekning. På korte avstander er det frastøtende krefter som dominerer.

Molekylær kinetisk teori Ved en viss avstand r = r 0 blir interaksjonskraften null. Denne avstanden kan konvensjonelt tas som diameteren til molekylet. Den potensielle interaksjonsenergien ved r = r 0 er minimal. For å fjerne to molekyler som befinner seg i en avstand r 0 fra hverandre, må du gi dem ekstra energi E 0. Mengden E 0 kalles dybden av den potensielle brønnen eller bindingsenergi. Molekyler er ekstremt små i størrelse. Enkle monoatomiske molekyler har en størrelse i størrelsesorden 10–10 m. Komplekse polyatomiske molekyler kan ha størrelser hundrevis og tusenvis av ganger større.

Molekylær kinetisk teori Den kinetiske energien til termisk bevegelse øker med økende temperatur Ved lave temperaturer kan den gjennomsnittlige kinetiske energien til et molekyl være mindre enn dybden til den potensielle brønnen E 0. I dette tilfellet kondenserer molekylene til en væske eller et fast stoff. ; i dette tilfellet vil den gjennomsnittlige avstanden mellom molekylene være omtrent lik r 0. Når temperaturen øker, blir den gjennomsnittlige kinetiske energien til molekylet større enn E 0, molekylene flyr fra hverandre, og det dannes en gassformig substans.

Molekylær kinetisk teori Aggregerte materietilstander I faste stoffer utfører molekyler tilfeldige vibrasjoner rundt faste sentre (likevektsposisjoner). Disse sentrene kan være lokalisert i rommet på en uregelmessig måte (amorfe legemer) eller danne ordnede volumetriske strukturer (krystallinske legemer). Derfor beholder faste stoffer både form og volum

Molekylær kinetisk teori Aggregerte materietilstander I væsker har molekyler mye større frihet for termisk bevegelse. De er ikke knyttet til bestemte sentre og kan bevege seg gjennom hele volumet. Dette forklarer fluiditeten til væsker. Nært plasserte væskemolekyler kan også danne ordnede strukturer som inneholder flere molekyler. Dette fenomenet kalles kortdistanseorden, i motsetning til langdistanseordenen som er karakteristisk for krystallinske legemer. Derfor beholder ikke væsker formen, men volumet

Molekylær kinetisk teori Aggregerte materietilstander I gasser er avstandene mellom molekylene vanligvis mye større enn størrelsene deres. Samspillskreftene mellom molekyler på så store avstander er små, og hvert molekyl beveger seg langs en rett linje til neste kollisjon med et annet molekyl eller med veggen i beholderen. – Gjennomsnittlig avstand mellom luftmolekyler under normale forhold er omtrent 10–8 m, det vil si titalls ganger større enn størrelsen på molekylene. Det svake samspillet mellom molekyler forklarer gassers evne til å utvide seg og fylle hele volumet av karet. I grensen, når interaksjonen har en tendens til null, kommer vi til ideen om en ideell gass. Derfor beholder gasser verken form eller volum

Molekylærkinetisk teori Stoffmengde I den molekylærkinetiske teorien anses stoffmengden å være proporsjonal med antall stoffer av partikler. Mengdeenheten til et stoff kalles en føflekk (mol). En mol er mengden av et stoff som inneholder samme antall partikler (molekyler) som det er atomer av 0,012 kg karbon 12 C. (Et karbonmolekyl består av ett atom) Altså inneholder en mol av ethvert stoff samme antall partikler (molekyler). Dette tallet kalles Avogadros konstant NA: NA = 6,02·1023 mol–1 Avogadros konstant er en av de viktigste konstantene i molekylær kinetisk teori.

Molekylær kinetisk teori Mengden av et stoff ν er definert som forholdet mellom antall N partikler (molekyler) av et stoff og Avogadros konstant NA: Massen til en mol av et stoff kalles vanligvis molmassen M. Molarmassen er lik produktet av massen m 0 til ett molekyl av et gitt stoff ved Avogadros konstant: M = NA · m 0 Molar masse uttrykkes i kilogram per mol (kg/mol). For stoffer hvis molekyler består av et enkelt atom, brukes ofte begrepet atommasse. Masseenheten til atomer og molekyler antas å være 1/12 av massen til et atom i karbonisotopen 12 C (med massenummer 12). Denne enheten kalles atommasseenheten (a.m.u.): 1 kl. e.m. = 1,66·10–27 kg. Denne verdien faller nesten sammen med massen til et proton eller nøytron. Forholdet mellom massen til et atom eller molekyl av et gitt stoff og 1/12 av massen til et karbonatom 12 C kalles relativ masse.

Molekylær kinetisk teori Den enkleste modellen som vurderes av den molekylære kinetiske teorien er den ideelle gassmodellen: 1. I den kinetiske modellen av en ideell gass, betraktes molekyler 1. som ideelt elastiske kuler, som samvirker med hverandre og med veggene kun under elastikk kollisjoner. 2. Det totale volumet av alle molekyler antas å være lite 2. sammenlignet med volumet til karet der gassen befinner seg. Den ideelle gassmodellen beskriver oppførselen til ekte gasser ganske godt over et bredt spekter av trykk og temperaturer. Oppgaven til molekylær kinetisk teori er å etablere en sammenheng mellom mikroskopiske (masse, mikroskopisk hastighet, kinetisk energi til molekyler) og makroskopiske parametere (trykk, volum, makroskopiske parametere temperatur).

Molekylær-kinetisk teori Som et resultat av hver kollisjon mellom molekyler og molekyler med vegger, kan hastighetene til molekylene endre seg i størrelse og retning; I løpet av tidsintervallene mellom påfølgende kollisjoner beveger molekyler seg jevnt og rettlinjet. I den ideelle gassmodellen antas det at alle kollisjoner skjer i henhold til lovene for elastisk påvirkning, det vil si at de adlyder lovene til newtonsk mekanikk. Ved å bruke den ideelle gassmodellen beregner vi gasstrykket på veggen av fartøyet. Under samspillet mellom et molekyl og veggen til et kar, oppstår det krefter mellom dem som adlyder Newtons tredje lov. Som et resultat endrer projeksjonen υx av hastigheten til molekylet, vinkelrett på veggen, fortegn til det motsatte, og projeksjonen υy av hastigheten, parallelt med veggen, forblir uendret (fig.).

Molekylærkinetisk teori Formelen for gjennomsnittlig gasstrykk på veggen av et kar vil bli skrevet på formen Denne ligningen etablerer forholdet mellom trykket p til en ideell gass, massen til et molekyl m 0, konsentrasjonen av molekyler n , gjennomsnittsverdien av kvadratet av hastigheten og den gjennomsnittlige kinetiske energien til translasjonsbevegelsen til molekyler. Dette er den grunnleggende ligningen for den molekylære kinetiske teorien for gasser. Dermed er gasstrykket lik to tredjedeler av den gjennomsnittlige kinetiske energien til translasjonsbevegelsen til molekylene i en enhetsvolum.

Molekylær-kinetisk teori Den grunnleggende ligningen for MKT av gasser inkluderer produktet av konsentrasjonen av molekyler n av den gjennomsnittlige kinetiske energien til translasjonsbevegelse. I dette tilfellet er trykket proporsjonalt med den gjennomsnittlige kinetiske energien. Spørsmål oppstår: hvordan kan man eksperimentelt endre den gjennomsnittlige kinetiske bevegelsesenergien til molekyler i et kar med konstant volum? Hvilken fysisk mengde må endres for at den gjennomsnittlige kinetiske energien skal endres? Erfaring viser at en slik mengde er temperatur.

Molekylær kinetisk teori Temperatur Begrepet temperatur er nært knyttet til begrepet termisk likevekt. Kropper i kontakt med hverandre kan utveksle energi. Energien som overføres av en kropp til en annen under termisk kontakt kalles mengden varme Q. Termisk likevekt er en tilstand av et system av kropper i termisk kontakt der det ikke er varmeoverføring fra en kropp til en annen, og alle makroskopiske parametere for kroppene forblir uendret. Temperatur er en fysisk parameter som er lik for alle legemer i termisk likevekt. Muligheten for å innføre begrepet temperatur følger av erfaring og kalles termodynamikkens nullte lov.

Molekylærkinetisk teori Temperatur For å måle temperatur brukes fysiske instrumenter - termometre, der temperaturverdien bedømmes ved en endring i en hvilken som helst fysisk parameter. For å lage et termometer må du velge et termometrisk stoff (for eksempel kvikksølv, alkohol) og en termometrisk mengde som kjennetegner egenskapen til stoffet (for eksempel lengden på en kvikksølv- eller alkoholkolonne). Ulike termometerdesign bruker forskjellige fysiske egenskaper til et stoff (for eksempel en endring i de lineære dimensjonene til faste stoffer eller en endring i den elektriske motstanden til ledere når de varmes opp). Termometre må kalibreres.

Molekylær-kinetisk teori En spesiell plass i fysikk er okkupert av gasstermometre (fig.), der det termometriske stoffet er en foreldet gass (helium, luft) i et kar med konstant volum (V = const), og den termometriske mengden er gasstrykket s. Erfaring viser at gasstrykket (ved V = const) øker med økende temperatur, målt på Celsius-skalaen.

Molekylær kinetisk teori For å kalibrere et gasstermometer med konstant volum kan du måle trykket ved to temperaturer (for eksempel 0 °C og 100 °C), plotte punktene p 0 og p 100 på grafen, og deretter tegne en rettlinje linje mellom dem (fig. ). Ved å bruke den oppnådde kalibreringskurven kan temperaturer som tilsvarer andre trykkverdier bestemmes. Ved å ekstrapolere grafen til området med lavt trykk, er det mulig å bestemme en viss "hypotetisk" temperatur der gasstrykket blir null. Erfaring viser at denne temperaturen er – 273,15 °C og er ikke avhengig av gassens egenskaper. Eksperimentelt er det umulig å oppnå en gass i en tilstand med null trykk ved avkjøling, siden ved svært lave temperaturer blir alle gasser til flytende eller fast tilstand.

Molekylærkinetisk teori Den engelske fysikeren W. Kelvin (Thomson) i 1848 foreslo å bruke nullpunktet for gasstrykk for å konstruere en ny temperaturskala (Kelvin-skala). I denne skalaen er temperaturmåleenheten den samme som i Celsius-skalaen, men nullpunktet er forskjøvet: TK = TC + 273,15 I SI-systemet er det vanlig å kalle temperaturenheten på Kelvin-skalaen betegnet med bokstaven K. For eksempel er romtemperatur TC = 20 °C på Kelvin-skalaen lik TK = 293,15 K.

Molekylær kinetisk teori Kelvin-temperaturskalaen kalles den absolutte temperaturskalaen. Det viser seg å være den mest praktiske temperaturskalaen for å konstruere fysiske teorier. Det er ikke nødvendig å knytte Kelvin-skalaen til to faste punkter - smeltepunktet for is og kokepunktet for vann ved normalt atmosfærisk trykk, slik det er vanlig i Celsius-skalaen. I tillegg til punktet med null gasstrykk, som kalles absolutt null temperatur, er det nok å ta et annet fast referansepunkt som absolutt null temperatur. I Kelvin-skalaen brukes temperaturen til trippelpunktet til vann (0,01 °C) som et slikt punkt, der alle tre fasene - is, vann og damp - er i termisk likevekt. På Kelvin-skalaen er temperaturen på trippelpunktet tatt til å være 273,16 K.

Molekylær-kinetisk teori Dermed endres trykket til en foreldet gass i et kar med konstant volum V i direkte proporsjon med dens absolutte temperatur: p ~ T. T På den annen side viser erfaring at med konstant volum V og temperatur T, gasstrykket endres i direkte proporsjon med forholdet mellom mengden stoff ν i et gitt kar og volumet V av karet der N er antall molekyler i karet, NA er Avogadros konstant, n = N / V er konsentrasjonen av molekyler (dvs. antall molekyler per volumenhet av karet).

Molekylær kinetisk teori Ved å kombinere disse proporsjonalitetsrelasjonene kan vi skrive: p = nk. T, hvor k er en konstant verdi universell for alle gasser. Den kalles Boltzmann-konstanten, til ære for den østerrikske fysikeren L. Boltzmann, en av skaperne av MKT. Boltzmanns konstant er en av de grunnleggende fysiske konstantene. Dens numeriske verdi i SI: k = 1,38·10–23 J/K.

Molekylær kinetisk teori Sammenligning av forholdene p = nk. T med den grunnleggende ligningen for MKT av gasser, kan man oppnå: Den gjennomsnittlige kinetiske energien til den kaotiske bevegelsen av gassmolekyler er direkte proporsjonal med den absolutte temperaturen. Således er temperatur et mål på den gjennomsnittlige kinetiske energien til translasjonsbevegelsen til molekyler. Det bør bemerkes at den gjennomsnittlige kinetiske energien til translasjonsbevegelsen til et molekyl ikke er avhengig av dets masse. En brownsk partikkel suspendert i en væske eller gass har samme gjennomsnittlige kinetiske energi som et individuelt molekyl, hvis masse er mange størrelsesordener mindre enn massen til den brownske partikkelen.

Molekylærkinetisk teori Denne konklusjonen gjelder også for tilfellet når fartøyet inneholder en blanding av kjemisk ikke-interagerende gasser, hvis molekyler har ulik masse. I en tilstand av likevekt vil molekyler av forskjellige gasser ha de samme gjennomsnittlige kinetiske energiene for termisk bevegelse, kun bestemt av temperaturen til blandingen. Trykket av gassblandingen på veggene i karet vil være summen av partialtrykkene til hver gass: p = p 1 + p 2 + p 3 + ... = (n 1 + n 2 + n 3 +. ..)k. T I dette forholdet er n 1, n 2, n 3, ... konsentrasjonene av molekyler av forskjellige gasser i blandingen. Dette forholdet uttrykker Daltons lov, eksperimentelt etablert på begynnelsen av 1800-tallet, på språket til molekylær kinetisk teori: trykket i en blanding av Daltons lov om kjemisk ikke-interagerende gasser er lik summen av deres partialtrykk.

Molekylær kinetisk teori Tilstandslikning for en ideell gass Relasjon p = nk. T kan skrives på en annen form som etablerer en sammenheng mellom de makroskopiske parameterne til en gass - volum V, trykk p, temperatur T og stoffmengden ν = m / M. M –– Dette forholdet kalles tilstandsligningen til en ideell gass eller Clapeyron–Mendeleev tilstandsligningen til en ideell gass – Produktet av Avogadros konstant NA og Boltzmanns konstant k kalles den universelle gasskonstanten og er betegnet med bokstaven R. Dens numeriske verdi i SI er: R = k ∙NA = 8,31 J/mol K.

Molekylær kinetisk teori Tilstandslikning for en ideell gass - Hvis gasstemperaturen er Tn = 273,15 K (0 °C), og trykket pn = 1 atm = 1,013·105 Pa, så sies gassen å være under normale forhold. Som følger av tilstandsligningen til en ideell gass, opptar ett mol av enhver gass under normale forhold det samme volumet V0 = 0,0224 m3/mol = 22,4 dm3/mol. Denne uttalelsen kalles Avogadros lov.

Molekylær kinetisk teori Isoprosesser En gass kan delta i ulike termiske prosesser, hvor alle parametere som beskriver dens tilstand (p, V og T) kan endres. Hvis prosessen går sakte nok, er systemet til enhver tid nær sin likevektstilstand. Slike prosesser kalles kvasi-statiske. På den kjente kvasi-statiske tidsskalaen for oss, kan det hende at disse prosessene ikke går veldig sakte. For eksempel kan sjeldnegjøring og komprimering av gass i en lydbølge, som skjer hundrevis av ganger per sekund, betraktes som en kvasistatisk prosess. Kvasi-statiske prosesser kan avbildes på et tilstandsdiagram (for eksempel i koordinater p, V) i form av en bane, hvor hvert punkt representerer en likevektstilstand. Av interesse er prosesser der en av parameterne (p, V eller T) forblir uendret. Slike prosesser kalles isoprosesser

Isoterm prosess (T = const) En isoterm prosess er en kvasistatisk prosess som skjer ved en konstant temperatur T. Fra tilstandsligningen til en ideell gass følger det at ved en konstant temperatur T og T en konstant mengde stoff ν i beholderen, produktet av trykket p av gassen og dens p-volum V må forbli konstant: p. V = konst

Isoterm prosess (T = const) På (p, V)-planet er isotermiske prosesser avbildet ved forskjellige temperaturer T av en familie av hyperbler p ~ 1 / V, som kalles isotermer. Ligningen for den isotermiske prosessen ble hentet fra eksperimentet av den engelske fysikeren R. Boyle (1662) og uavhengig av den franske fysikeren E. Mariotte (1676) Derfor kalles ligningen Boyle–Mariotte-loven. T 3 > T 2 > T 1

Isokorisk prosess (V = const) En isokorisk prosess er en prosess med kvasistatisk oppvarming eller avkjøling av en gass ved et konstant volum V og forutsatt at mengden stoff ν i karet forblir uendret. Som følger av tilstandsligningen til en ideell gass, under disse forholdene endres gasstrykket p i direkte proporsjon med dens absolutte temperatur: p ~ T eller = const

Isokorisk prosess (V = const) På planet (p, T) er isokoriske prosesser for en gitt mengde stoff ν ved forskjellige volumverdier V avbildet av en familie av rette linjer kalt isokorer. Større volumverdier tilsvarer isokorer med mindre helning i forhold til temperaturaksen (fig.). Gasstrykkets avhengighet av temperatur ble studert eksperimentelt av den franske fysikeren J. Charles (1787). Derfor kalles ligningen for en isokorisk prosess Charles's lov. V 3 > V 2 > V 1

Isobar prosess (p = const) En isobar prosess er en kvasi-statisk prosess som skjer ved et konstant trykk p. Ligningen for en isobar prosess for en viss konstant mengde stoff ν har formen: hvor V 0 er volumet av gass ved en temperatur på 0 °C. Koeffisienten α er lik (1/273, 15) K– 1. Dens α kalles temperaturkoeffisienten for volumetrisk ekspansjon av gasser.

Isobarisk prosess (p = const) På planet (V, T) er isobariske prosesser ved forskjellige verdier av trykk p avbildet av en familie av rette linjer (fig.), som kalles isobarer. Gassvolumets avhengighet av temperatur ved konstant trykk ble eksperimentelt studert av den franske fysikeren J. Gay-Lussac (1862). Derfor kalles ligningen for den isobariske prosessen Gay-Lussacs lov. p 3 > p 2 > p 1

Isoprosesser De eksperimentelt etablerte lovene til Boyle-Mariotte, Charles og Gay-Lussac finner en forklaring i den molekylære kinetiske teorien om gasser. De er en konsekvens av den ideelle gassligningen av tilstand.

Termodynamikk Termodynamikk er vitenskapen om termiske fenomener. I motsetning til den molekylære kinetiske teorien, som trekker konklusjoner basert på ideer om materiens molekylære struktur, er termodynamikk basert på de mest generelle lovene for termiske prosesser og egenskapene til makroskopiske systemer. Konklusjonene til termodynamikk er basert på et sett med eksperimentelle fakta og er ikke avhengig av vår kunnskap om den indre strukturen til materie, selv om termodynamikken i en rekke tilfeller bruker molekylære kinetiske modeller for å illustrere konklusjonene.

Termodynamikk Termodynamikk vurderer isolerte systemer av kropper i en tilstand av termodynamisk likevekt. Dette betyr at i slike systemer har alle observerbare makroskopiske prosesser opphørt.

Termodynamikk Hvis et termodynamisk system har vært utsatt for ytre påvirkninger, vil det etter hvert gå over til en annen likevektstilstand. Denne overgangen kalles en termodynamisk prosess. Hvis prosessen fortsetter sakte nok (i grensen uendelig sakte), så viser systemet seg i hvert øyeblikk å være nær en likevektstilstand. Prosesser som består av en sekvens av likevektstilstander kalles kvasi-statiske.

Termodynamikk. Intern energi Et av de viktigste konseptene innen termodynamikk er den indre energien til en kropp. Alle makroskopiske kropper har energi inneholdt i kroppene selv. Fra MCTs synspunkt består den indre energien til et stoff av den kinetiske energien til alle atomer og molekyler og den potensielle energien til deres interaksjon med hverandre. Spesielt er den indre energien til en ideell gass lik summen av de kinetiske energiene til alle gasspartikler i kontinuerlig og tilfeldig termisk bevegelse. Dette innebærer Joules lov, bekreftet av en rekke eksperimenter: Den indre energien til en ideell gass avhenger bare av dens temperatur og er ikke avhengig av volum

Termodynamikk. Den indre energien til MKT fører til følgende uttrykk for den indre energien til en mol av en ideell monoatomisk gass (helium, neon, etc.), hvis molekyler kun utfører translasjonsbevegelser: Siden den potensielle energien for interaksjon av molekyler avhenger på avstanden mellom dem, i det generelle tilfellet avhenger den indre energien U i kroppen sammen med temperaturen T også fra volumet V: T U = U (T, V) Dermed er den indre energien U i kroppen unikt bestemt av de makroskopiske parametrene som karakteriserer kroppens tilstand. Det avhenger ikke av hvordan denne tilstanden ble realisert. Det er vanlig å si at indre energi er en funksjon av tilstand.

Termodynamikk. Måter å endre indre energi Den indre energien til en kropp kan endres hvis ytre krefter som virker på den virker (positive eller negative). arbeid For eksempel, hvis en gass komprimeres i en sylinder under et stempel, vil ytre krefter gjøre noe positivt arbeid A på gassen. Samtidig virker trykkkreftene A" som virker fra gassen på stempelet. EN"

Termodynamikk. Metoder for å endre indre energi Den indre energien til en kropp kan endres ikke bare som et resultat av utført arbeid, men også som et resultat av varmeveksling. Når kropper kommer i termisk kontakt, kan den indre energien til en av dem øke og den andre reduseres. I dette tilfellet snakker vi om varmestrøm fra en kropp til en annen. Mengden varme Q som mottas av kroppen. Mengden av varme Q er endringen i kroppens indre energi som et resultat av varmeveksling.

Termodynamikk. Metoder for å endre indre energi Overføring av energi fra en kropp til en annen i form av varme kan bare skje hvis det er en temperaturforskjell mellom dem. Varmestrømmen ledes alltid fra et varmt legeme til et kaldt. Varmemengden Q er en energimengde. I SI måles varmemengden i enheter for mekanisk arbeid - joule (J).

Termodynamikk. Termodynamikkens første lov i fig. Energistrømmene mellom det valgte termodynamiske systemet og de omkringliggende kroppene er konvensjonelt avbildet. Verdien Q > 0, hvis termisk strømning Q > 0 er rettet mot det termodynamiske systemet. Verdien A > 0 hvis systemet utfører positivt A > 0 arbeid på de omkringliggende kroppene. Hvis systemet utveksler varme med omgivende kropper og fungerer (positivt eller negativt), endres systemets tilstand, systemets tilstand endres, dvs. dets makroskopiske parametere (temperatur, trykk, volum) endres.

Termodynamikk. Den første loven for termodynamikk Siden den indre energien U er unikt bestemt av makroskopiske parametere som karakteriserer systemets tilstand, følger det at prosessene med varmeveksling og arbeid er ledsaget av en endring ΔU av den interne energien til systemet.

Termodynamikk. Termodynamikkens første lov Termodynamikkens første lov er en generalisering av loven om bevaring og transformasjon av energi for et termodynamisk system. Den er formulert som følger: Endringen ΔU av den indre energien til et ikke-isolert termodynamisk system er lik forskjellen mellom mengden varme Q som overføres til systemet og arbeidet A som utføres av systemet på eksterne legemer. ΔU = Q – A Forholdet som uttrykker termodynamikkens første lov er ofte skrevet i en annen form: Q = ΔU + A Mengden varme som mottas av systemet går til å endre dets indre energi og utføre arbeid på ytre legemer.

Termodynamikk. Termodynamikkens første lov La oss anvende termodynamikkens første lov på isoprosesser i gasser. I en isokorisk prosess (V = const) virker ikke gassen, A = 0. Derfor er Q = ΔU = U (T 2) – U (T 1). Her er U (T 1) og U (T 2) de indre energiene til gassen i start- og slutttilstand. Den indre energien til en ideell gass avhenger kun av temperatur (Joules lov). Under isokorisk oppvarming absorberes varme av gassen (Q > 0), og dens indre energi øker. Under avkjøling overføres varme til ytre legemer (Q 0 - varme absorberes av gassen, og gassen gjør positivt arbeid. Med isobarisk kompresjon Q

Varmemotorer. Termodynamiske sykluser. Carnot-syklus En varmemotor er en enhet som er i stand til å konvertere den mottatte mengden varme til mekanisk arbeid. Mekanisk arbeid i varmemotorer utføres i prosessen med utvidelse av et stoff som kalles arbeidsvæsken. Gassformige stoffer (bensindamp, luft, vanndamp) brukes vanligvis som arbeidsvæske. Arbeidsvæsken mottar (eller frigjør) termisk energi i prosessen med varmeveksling med legemer som har en stor tilførsel av intern energi. Disse kroppene kalles termiske reservoarer. Virkelige varmemotorer (dampmotorer, forbrenningsmotorer, etc.) fungerer syklisk. Prosessen med varmeoverføring og konvertering av den resulterende mengden varme til arbeid gjentas med jevne mellomrom. For å gjøre dette må arbeidsvæsken gjennomgå en sirkulær prosess eller termodynamisk syklus, der den opprinnelige tilstanden periodisk gjenopprettes.

Varmemotorer. Termodynamiske sykluser. Carnot-syklus En felles egenskap for alle sirkulære prosesser er at de ikke kan utføres ved å bringe arbeidsvæsken i termisk kontakt med kun ett termisk reservoar. Du trenger minst to av dem. Et varmereservoar med høyere temperatur kalles en varmeovn, og et varmereservoar med lavere temperatur kalles et kjøleskap. Ved å utføre en sirkulær prosess mottar arbeidsvæsken en viss mengde varme Q 1 > 0 fra varmeren og overfører en mengde varme Q 2 til kjøleskapet

Varmemotorer. Termodynamiske sykluser. Carnot-syklus Arbeid A utført av arbeidsvæsken per syklus er lik mengden varme Q mottatt per syklus. Forholdet mellom arbeid A og mengden varme Q 1 som mottas av arbeidsvæsken per syklus fra varmeren kalles effektiviteten η. av varmemotoren:

Varmemotorer. Termodynamiske sykluser. Carnot-syklus Effektivitetskoeffisienten indikerer hvor mye av den termiske energien som ble mottatt av arbeidsvæsken fra det "varme" termiske reservoaret som ble omdannet til nyttig arbeid. Resten (1 – η) ble "ubrukelig" overført til kjøleskapet. (1 – η) Virkningsgraden til en varmemotor er alltid mindre enn enhet (η 0, A > 0, Q 2 T 2

Varmemotorer. Termodynamiske sykluser. Carnot-syklus I 1824 vurderte den franske ingeniøren S. Carnot en sirkulær prosess bestående av to isotermer og to adiabater, som spilte en viktig rolle i utviklingen av læren om termiske prosesser. Den kalles Carnot-syklusen (fig. 3. 11. 4).

Varmemotorer. Termodynamiske sykluser. Carnot-syklus Carnot-syklusen utføres av en gass plassert i en sylinder under et stempel. I den isotermiske seksjonen (1–2) bringes gassen i termisk kontakt med et varmt termisk reservoar (varmer) som har en temperatur T 1. Gassen ekspanderer isotermisk og utfører arbeid A 12, mens en viss varmemengde Q 1 = En 12 tilføres gassen. I den adiabatiske seksjonen (2–3) legges gassen i et adiabatisk skall og fortsetter å ekspandere i fravær av varmeveksling. I denne seksjonen virker gassen A 23 > 0. Temperaturen på gassen under adiabatisk ekspansjon synker til verdien T 2. I neste isotermiske seksjon (3–4) bringes gassen i termisk kontakt med en kald termisk reservoar (kjøleskap) ved temperatur T 2

Irreversibilitet av termiske prosesser. Termodynamikkens andre lov. Den første loven for termodynamikk - loven om bevaring av energi for termiske prosesser - etablerer forholdet mellom mengden varme Q som mottas av systemet, endringen ΔU av dets indre energi og arbeidet A utført på eksterne legemer: Q = ΔU + A I følge denne loven kan energi ikke skapes eller ødelegges; det overføres fra et system til et annet og transformeres fra en form til en annen. Prosesser som bryter termodynamikkens første lov har aldri blitt observert. I fig. viser enheter som er forbudt av termodynamikkens første lov. Syklisk opererende varmemotorer som er forbudt etter termodynamikkens første lov: 1 – evighetsmaskin av første slag, som utfører arbeid uten å forbruke ekstern energi; 2 – varmemotor med effektivitet η > 1

Irreversibilitet av termiske prosesser. Termodynamikkens andre lov. Termodynamikkens første lov bestemmer ikke retningen for termiske prosesser. Men som erfaring viser, kan mange termiske prosesser bare skje i én retning. Slike prosesser kalles irreversible. For eksempel, under termisk kontakt av to legemer med forskjellige temperaturer, blir varmestrømmen alltid rettet fra den varmere kroppen til den kaldere. Det er aldri en spontan prosess med varmeoverføring fra en kropp med lav temperatur til en kropp med høyere temperatur. Følgelig er varmeoverføringsprosessen ved en begrenset temperaturforskjell irreversibel. Reversible prosesser er prosesser for overgang av et system fra en likevektstilstand til en annen, som kan utføres i motsatt retning gjennom den samme sekvensen av mellomlige likevektstilstander. I dette tilfellet går selve systemet og de omkringliggende kroppene tilbake til sin opprinnelige tilstand. Prosesser der systemet forblir i en likevektstilstand hele tiden kalles kvasi-statiske. Alle kvasi-statiske prosesser er reversible. Alle reversible prosesser er kvasistatiske.

Irreversibilitet av termiske prosesser. Termodynamikkens andre lov. Prosessene med å konvertere mekanisk arbeid til den indre energien til et legeme er irreversible på grunn av tilstedeværelsen av friksjon, diffusjonsprosesser i gasser og væsker, gassblandingsprosesser i nærvær av en innledende trykkforskjell, etc. Alle virkelige prosesser er irreversible, men de kan nærme seg reversible vilkårlig nære prosesser. Reversible prosesser er idealiseringer av reelle prosesser. Termodynamikkens første lov kan ikke skille reversible prosesser fra irreversible. Det krever rett og slett en viss energibalanse fra en termodynamisk prosess og sier ikke noe om hvorvidt en slik prosess er mulig eller ikke.

Irreversibilitet av termiske prosesser. Termodynamikkens andre lov. Retningen til spontant forekommende prosesser er etablert av termodynamikkens andre lov. Det kan formuleres i termodynamikk i form av et forbud mot visse typer termodynamiske prosesser. Den engelske fysikeren W. Kelvin ga følgende formulering av den andre loven i 1851: andre lov I en syklisk fungerende varmemotor er en prosess umulig, det eneste resultatet av denne ville være omdannelsen til mekanisk arbeid av hele mengden varme som mottas fra et enkelt varmereservoar.

Irreversibilitet av termiske prosesser. Termodynamikkens andre lov. Den tyske fysikeren R. Clausius ga en annen formulering av termodynamikkens andre lov: En prosess er umulig hvis eneste resultat ville være overføring av energi ved varmeveksling fra et legeme med lav temperatur til et legeme med høyere temperatur. I fig. Det er avbildet prosesser som er forbudt av den andre loven, men ikke forbudt av termodynamikkens første lov. Disse prosessene tilsvarer to formuleringer av termodynamikkens andre lov. 1 - evighetsmaskin av den andre typen; 2 – spontan overføring av varme fra en kald kropp til en varmere (ideell kjølemaskin)

Fenomener forekommer i naturen som tilsynelatende er svært indirekte relatert til mekanisk bevegelse. De observeres når kroppens temperatur endres eller når stoffer går fra en tilstand (for eksempel flytende) til en annen (fast eller gassformig). Slike fenomener kalles termisk.

Termiske fenomener spiller en stor rolle i livet til mennesker, dyr og planter. Muligheten for liv på jorden avhenger av omgivelsestemperaturen. Sesongmessige temperaturendringer bestemmer rytmene til levende natur - om vinteren fryser plantelivet, mange dyr går i dvale. Om våren våkner naturen, enger blir grønne, trær blomstrer.

Temperaturendringer påvirker kroppens egenskaper. Ved oppvarming og avkjøling endres volumet av væsker og gasser og dimensjonene til faste stoffer.

Termiske fenomener er underlagt visse lover, kunnskap om hvilke tillater bruk av disse fenomenene i teknologi og i hverdagen. Moderne varmemotorer, kjøleenheter, gassrørledninger og andre enheter opererer på grunnlag av disse lovene.

Molekylærfysikk og termodynamikk

Molekylærfysikk og termodynamikk studere oppførselen til systemer som består av et stort antall partikler.

DEFINISJON

Molekylær fysikk- en gren av fysikk som studerer de fysiske egenskapene til legemer i ulike aggregeringstilstander basert på vurdering av deres molekylære struktur.

Molekylærfysikk undersøker strukturen og egenskapene til gasser, væsker, faste stoffer, deres gjensidige transformasjoner, samt endringer som skjer i deres indre struktur og oppførsel når ytre forhold endres.

DEFINISJON

Termodynamikk- en gren av fysikk som studerer egenskapene til et system av vekselvirkende kropper ved å analysere forholdene og de kvalitative relasjonene til energitransformasjoner som skjer i systemet.

Forskjellen mellom molekylær (eller statistisk) fysikk og termodynamikk er at disse to grenene av fysikk vurderer termiske fenomener fra forskjellige synspunkter og bruker forskjellige metoder.

Molekylærfysikk etablerer lovene i henhold til hvilke ulike prosesser forekommer i legemer basert på studiet av deres molekylære struktur og mekanismen for interaksjon mellom individuelle molekyler med hverandre. Termodynamikk studerer egenskapene til legemer uten å ta hensyn til de molekylære fenomenene som oppstår i dem.

Molekylær fysikk bruker statistisk metode, som vurderer bevegelse og interaksjon av molekyler som en helhet, snarere enn hvert molekyl individuelt.

Termodynamikk bruker termodynamisk metode, som vurderer alle prosesser fra synspunktet om energikonvertering. I motsetning til den statistiske metoden, er den termodynamiske metoden ikke assosiert med noen spesifikke ideer om den indre strukturen til legemer og arten av bevegelsen til molekylene som danner disse kroppene. Termodynamikkens lover ble etablert empirisk i studiet av optimal bruk av varme for å utføre arbeid.

Molekylær fysikk. Termodynamikk.

1.Statistiske og termodynamiske metoder

2. Molekylær-kinetisk teori om ideelle gasser

2.1.Grunnleggende definisjoner

2.2. Eksperimentelle lover for ideell gass

2.3. Tilstandsligning for en ideell gass (Clapeyron-Mendeleev ligning

2.4 Grunnleggende ligning for den molekylære kinetiske teorien for en ideell gass

2.5.Maxwell-distribusjon

2.6. Boltzmann distribusjon

3. Termodynamikk

3.1.Intern energi. Loven om jevn fordeling av energi på tvers av frihetsgrader

3.2. Termodynamikkens første lov

3.3. Arbeid av gass når volumet endres

3.4. Varmekapasitet

3.5.Første lov om termodynamikk og isoprosesser

3.5.1.Isokorisk prosess (V = const)

3.5.2.Isobarisk prosess (p = const)

3.5.3.Isoterm prosess (T = const)

3.5.4. Adiabatisk prosess (dQ = 0)

3.5.5. Polytropiske prosesser

3.6.Sirkulær prosess (syklus). Reversible og irreversible prosesser. Carnot syklus.

3.7. Termodynamikkens andre lov

3.8. Ekte gasser

3.8.1.Intermolekylære interaksjonskrefter

3.8.2.Van der Waals ligning

3.8.3 Intern energi av ekte gass

3.8.4. Joule-Thomson-effekt. Flytendegjøring av gasser.

1.Statistiske og termodynamiske metoder

Molekylærfysikk og termodynamikk - grener av fysikk der de studerermakroskopiske prosesser assosiert med det enorme antallet atomer og molekyler som finnes i legemer. For å studere disse prosessene brukes to fundamentalt forskjellige (men gjensidig komplementære) metoder: statistisk (molekylær-kinetisk) Ogtermodynamisk.

Molekylær fysikk - en gren av fysikken som studerer materiens struktur og egenskaper basert på molekylær kinetiske konsepter, basert på at alle legemer består av molekyler i kontinuerlig kaotisk bevegelse. Prosessene studert av molekylfysikk er resultatet av den kombinerte virkningen av et stort antall molekyler. Atferdslovene til et stort antall molekyler studeres ved hjelp avstatistisk metode , som er basert på at eiendommenemakroskopisk system bestemmes av egenskapene til partiklene i systemet, egenskapene til deres bevegelse og gjennomsnittsverdiene for de dynamiske egenskapene til disse partiklene (hastighet, energi, etc.). For eksempel bestemmes temperaturen til en kropp av gjennomsnittshastigheten til den kaotiske bevegelsen til molekylene, og man kan ikke snakke om temperaturen til ett molekyl.

Termodynamikk - gren av fysikk som studerer de generelle egenskapene til makroskopiske systemer lokalisert itilstand av termodynamisk likevekt , og overgangsprosessene mellom disse statene. Termodynamikk vurderer ikke mikroprosesser , som ligger til grunn for disse transformasjonene, og er basert på to prinsipper for termodynamikk - grunnleggende lover etablert eksperimentelt.

Statistiske fysikkmetoder kan ikke brukes i mange grener av fysikk og kjemi, mens termodynamiske metoder er universelle. Statistiske metoder gjør det imidlertid mulig å etablere den mikroskopiske strukturen til et stoff, mens termodynamiske metoder kun etablerer sammenhenger mellom makroskopiske egenskaper. Molekylær kinetisk teori og termodynamikk utfyller hverandre, danner en enkelt helhet, men er forskjellige i forskningsmetoder.

2. Molekylær-kinetisk teori om ideelle gasser

2.1.Grunnleggende definisjoner

Studieobjektet i molekylær kinetisk teori er gass. Det antas at gassmolekyler, som utfører tilfeldige bevegelser, er ikke bundet av interaksjonskrefter, og derfor beveger de seg fritt, og har en tendens, som et resultat av kollisjoner, til å spre seg i alle retninger, og fylle hele volumet som de får. Dermed tar gassen på seg volumet av beholderen som gassen opptar.

Ideell gass er en gass som: det indre volumet til dens molekyler er ubetydelig sammenlignet med volumet til beholderen; det er ingen interaksjonskrefter mellom gassmolekyler; kollisjoner av gassmolekyler med hverandre og med veggene i beholderen er absolutt elastiske. For mange ekte gasser beskriver den ideelle gassmodellen deres makroegenskaper godt.

Termodynamisk system - et sett med makroskopiske kropper som samhandler og utveksler energi både seg imellom og med andre kropper (det ytre miljøet).

Systemstatus- et sett med fysiske mengder (termodynamiske parametere, tilstandsparametere) , som karakteriserer egenskapene til et termodynamisk system:temperatur, trykk, spesifikt volum.

Temperatur- en fysisk størrelse som karakteriserer tilstanden til termodynamisk likevekt i et makroskopisk system. SI-systemet tillater bruk termodynamisk Og praktisk temperaturskala .På termodynamisk skala anses trippelpunktet til vann (temperaturen der is, vann og damp ved et trykk på 609 Pa er i termodynamisk likevekt) å være lik T = 273,16 grader Kelvin[K]. I en praktisk skala regnes fryse- og koketemperaturene til vann ved et trykk på 101300 Pa like, henholdsvis t = 0 og t = 100 grader Celsius [C].Disse temperaturene er relatert til hverandre ved forholdet

Temperaturen T = 0 K kalles null Kelvin i henhold til moderne konsepter, denne temperaturen er uoppnåelig, selv om det er mulig å nærme seg den så nært som ønsket.

Trykk - fysisk mengde bestemt av normalkraft F , som virker fra siden av gass (væske) på et enkelt område plassert inne i gassen (væske) p = F/S, der S er størrelsen på stedet. Trykkenheten er pascal [Pa]: 1 Pa er lik trykket som skapes av en kraft på 1 N, jevnt fordelt over en overflate normal til den med et areal på 1 m 2 (1 Pa = 1 N/m) 2).

Spesifikt volumer volumet per masseenhet v = V/m = 1/r, der V er volumet av massen m, r er tettheten til et homogent legeme. Siden for en homogen kropp v ~ V, kan de makroskopiske egenskapene til en homogen kropp karakteriseres av både v og V.

Termodynamisk prosess - enhver endring i et termodynamisk system som fører til en endring i minst én av dets termodynamiske parametere.Termodynamisk likevekt- en tilstand av et makroskopisk system når dets termodynamiske parametere ikke endres over tid.Likevektsprosesser - prosesser som skjer på en slik måte at endringen i termodynamiske parametere over en begrenset tidsperiode er uendelig liten.

Isoprosesser - dette er likevektsprosesser der en av hovedtilstandsparametrene forblir konstant.Isobarisk prosess - en prosess som skjer ved konstant trykk (i koordinater V,t han er portrettertisobar ). Isokorisk prosess- en prosess som skjer ved et konstant volum (i koordinater p,t han er portrettertisokore ). Isotermisk prosess - en prosess som skjer ved konstant temperatur (i koordinater p,V han er portrettertisoterm ). Adiabatisk prosesser en prosess der det ikke er varmeveksling mellom systemet og omgivelsene (i koordinater p,V han er portrettertadiabatisk ).

Avogadros konstant (tall) - antall molekyler i en mol NA = 6,022. 10 23 .

Normale forhold: p = 101300 Pa, T = 273,16 K.