Обратимые и необратимые процессы.

Термодинамическая система. Термодинамический процесс.

Термодинамическая система - совокупность макроскопических тел, обменивающихся энергией между собой и с окружающей средой.

Термодинамический процесс - совокупность изменений состояния термодинамической системы при переходе из одного состояния в другое.

Обратимые и необратимые процессы.

Равновесное состояние тела - такое, при котором во всех точках объема параметры состояния одинаковы.

Равновесный процесс - процесс перехода термодинамической системы из одного состояния в другое через равновесные состояния тела в любой момент времени.

Неравновесный процесс - процесс, включающий неравновесные состояния.

Обратимый процесс - процесс, который протекает в прямом и обратном направлении через одни и те же равновесные состояния.

Условия обратимости:

1. Отсутствие химических реакций.

2. Отсутствие внутреннего и внешнего трения.

3. Бесконечно медленное изменение состояния рабочего тела.

Необратимый процесс - процесс, который самопроизвольно протекает только в одном направлении.

2.Физические свойства жидкостей и газов, удельные параметры состояния. Уравнение состояния идеальных газов, его формы.

Взаимное преобразование теплоты в механическую энергию в тепловых машинах осуществляются при помощи рабочего тела.

В качестве рабочего тела обычно используют пар или газ, т.к. они обладают значительно большим коэффициентом объемного расширения по сравнению с жидкостями и твердыми телами.

Для однозначного определения состояния вещества вводятся физические характеристики состояния вещества - параметры состояния.

Параметры состояния могут быть интенсивными и экстенсивными. Интенсивные параметры не зависят от количества вещества, экстенсивные - зависят. Пример - объем и температура.

Экстенсивные параметры, отнесенные к единице количества вещества, приобретают смысл интенсивных. Их называют удельными.

Термодинамические параметры состояния - интенсивные свойства, определяющие состояние тела или группы тел.

Обычно состояние однородного тела может быть однозначно определено тремя параметрами - давлением, температурой и удельным объемом.

При наличии силовых полей (гравитационного, электромагнитного и др.) состояние определяется неоднозначно.

1.6. Давление.

Давление - сила, действующая на единицу поверхности тела по нормали к этой поверхности.

[р] = Па =

1 Па величина сравнительно небольшая. Поэтому вводят кратные величины

1 кПа = 10³ Па = 10³ ; 1 кПа = 1

1 МПа = 10⁶ Па = 10³ кПа

1 бар = 10⁵ Па = 10² кПа

Внесистемные единицы

1 мм Нg» 133.3 Пa.

1 мм вод. ст.» 9.81 Па.

Виды давления

1. Абсолютное, т.е. полное давление, отсчитываемое от абсолютного вакуума.

Обозначение - р_абс.

2. Атмосферное (барометрическое) - абсолютное давление атмосферы Земли в данной точке

р_абс = В.

3. Избыточное давление - разность между абсолютным и атмосферным. Параметром состояния не является.

p_изб = p_абс – B.

Избыточное давление иногда называют манометрическим (т.к. измеряется манометрами).

4. Вакууметрическое давление - разность между атмосферным и абсолютным.

p_вак = B - p_абс.

Температура характеризует тепловое состояние тела - степень "нагретости" тела.

Температура - осредненная величина кинетической энергии хаотического движения молекул.

Температура, при которой полностью прекращается движение молекул, принята за начало отсчета. Температура тройной точки воды принята равной 273, 16 К (0, 01⁰С).

[T]=K - единица измерения абсолютной температуры.

Температуру часто измеряют по шкале Цельсия.

[t]= °C - единицы измерения температуры в обеих шкалах численно равны.

Температура по шкале Цельсия термодинамическим параметром состояния не является.

T=t+273,15;

t =T-273,15.

Необходимо отметить, что Dt=DT.

За рубежом иногда пользуются шкалами температур Фаренгейта, Реомюра и Ренкина.

1.8. Удельный объем.

Удельный объем - объем единицы массы газа.

Плотность - величина обратная удельному объему.

1.9. Уравнение состояния идеального газа Менделеева-Клапейрона

Идеальный газ - модель газа, в которой молекулы не имеют объема и не взаимодействуют друг с другом.

Совместное рассмотрение законов Бойля-Мариотта и Гей-Люссака позволило Клапейрону в 1834 г. вывести уравнение состояния идеального газа.

pv=RT - уравнение для 1 кг газа (уравнение Клапейрона),

где R - газовая постоянная.

pV=mRT - уравнение для газа массой m.

pV_m=mRT - уравнение для 1 киломоля газа (уравнение Менделеева).

V _m - объем киломоля газа.

mR=8315 - универсальная газовая постоянная.

-формула для вычисления газовой постоянной.

1.10. Особенности реальных газов. Уравнение состояния реальных газов Ван-дер-Ваальса

Уравнение состояния идеального газа можно применять в расчетах для реактивных газов при низких давлениях и высоких температурах. При нормальных условиях оно применимо для H₂, He, O₂, N₂.

Углекислый газ (СО₂) и некоторые другие дают отклонение до 2-3%.

Уравнение состояния реальных газов, учитывающие размер молекул, силы взаимодействия между ними, образование комплексов молекул (ассоциаций) и пр. имеют сложный вид.

В практике обычно используются таблицы и номограммы, построенные на основе этих уравнений.

В общей форме в 1937-46 г. в СССР (Н.Н.Богомолов) и США (Дж.Мейер) были выведены уравнения состояния реальных газов.

Наиболее простым, качественно правильно отображающим поведение реальных газов, является уравнение Ван-дер-Ваальса (1873 г.).

,

где b - поправка на объем молекул газа;

- поправка на давление газа, учитывающая силы взаимодействия молекул.

Уравнение Ван-дер-Ваальса позволяет качественно анализировать поведение газов вблизи границ фазовых переходов.

1.11. Смеси идеальных газов. Законы Дальтона и Амага

Парциальное давление - давление отдельного компонента смеси газов.

- закон Дальтона

Абсолютное давление смеси газов равно сумме парциальных давлений компонентов смеси.

- закон Амагá

Полный объем смеси газов равен сумме приведенных к давлению и температуре смеси объемов компонентов (парциальных объемов).

Законы Дальтона и Амагá позволяют получить уравнение состояния смеси газов.

p_смV_см=m_смR_смT_см,

где .

Кажущаяся молярная масса смеси определяется из уравнения

,

где r_i - объемные доли компонентов смеси.

Пример: Полагая, что в воздухе 80% N₂ и 20% О₂ получаем

m_возд = 0,8 × 28 + 0,2 × 32 = 28,8 кг/моль

Газовая постоянная смеси может быть установлена из уравнения

,

где g_i - массовые доли компонентов смеси.

Соотношение между массовыми и объемными долями определяется выражением

,

где r_i - объемные доли компонентов смеси.

Следует отметить, что всегда

3.Понятие о реальном газе. Уравнение состояния Ван-дер-Ваальса.

1.10. Особенности реальных газов. Уравнение состояния реальных газов Ван-дер-Ваальса

Уравнение состояния идеального газа можно применять в расчетах для реактивных газов при низких давлениях и высоких температурах. При нормальных условиях оно применимо для H₂, He, O₂, N₂.

Углекислый газ (СО₂) и некоторые другие дают отклонение до 2-3%.

Уравнение состояния реальных газов, учитывающие размер молекул, силы взаимодействия между ними, образование комплексов молекул (ассоциаций) и пр. имеют сложный вид.

В практике обычно используются таблицы и номограммы, построенные на основе этих уравнений.

В общей форме в 1937-46 г. в СССР (Н.Н.Богомолов) и США (Дж.Мейер) были выведены уравнения состояния реальных газов.

Наиболее простым, качественно правильно отображающим поведение реальных газов, является уравнение Ван-дер-Ваальса (1873 г.).

,

где b - поправка на объем молекул газа;

- поправка на давление газа, учитывающая силы взаимодействия молекул.

Уравнение Ван-дер-Ваальса позволяет качественно анализировать поведение газов вблизи границ фазовых переходов.

4.Теплоемкость, виды теплоемкостей. Теплоемкость смесей газов.

1.12. Теплоемкость газов и газовых смесей. Истинная, средняя и удельная теплоемкость. Зависимость теплоемкости от температуры

Теплоемкость - количество тепла, необходимое для нагрева тела на 1 К.

Удельная теплоемкость - количество тепла, необходимое для нагрева единицы количества вещества на 1К.

Обычно различают следующие удельные теплоемкости:

1. Массовая - c

[c] =

2. Объемная - с'

[c'] =

Объем газа при этом должен быть приведен к нормальным условиям.

3. Мольная - mс, где m - молекулярная масса.

[mc] =

Истинная теплоемкость определяется следующим аналитическим выражением

Средняя теплоемкость в интервале температур t₁ - t₂ определяется из соотношения

На рис.1.1 показана линейная зависимость удельной теплоемкости от температуры, на рис.1.2 - степенная.

Если зависимость теплоемкости от температуры имеет сложный нелинейный характер (как это показано на рис.1.3), то средняя теплоемкость в интервале температур t₁-t₂ определяется из выражения:

.

В справочной литературе обычно приводятся значения истинной теплоемкости при различных температурах, либо средние значения теплоемкости в интервале температур 0⁰С до t⁰C.

Тогда среднее значение теплоемкости в интервале температур от t₁ до t₂ определяется выражением:

Эта формула применяема к массовой, объемной и мольной теплоемкостям.

Нагрев газов или паров может осуществляться при различных условиях. Среди них можно выделить:

1. Нагрев при постоянном объеме.

2. Нагрев при постоянном давлении.

В первом случае теплоемкость процесса называют изохорной, во втором - изобарной.

V=Const p=Const

q_v = с_VDt q_p = с_PDt

Во втором случае требуется подвод большего количества тепла, чем в первом, т.к. в процессе подвода теплоты при постоянном давлении совершается работа против внешних сил.

q_v < q_p.

Тогда соответственно с _v < с_p

Изобарная и изохорная теплоемкости связаны уравнениями:

с_p - с_v = R – уравнение Майера;

- уравнение Пуассона,

где k - коэффициент Пуассона.

Для одноатомных газов k=1,67 (5/3);

для двухатомных газов k=1,40 (7/5);

для трехатомных и многооатомных газов k=1.33 (4/3).

Теплоемкость газовых смесей вычисляется на основе уравнения теплового баланса, из которого следует:

1. Для массовой теплоемкости смеси:

2. Для объемной теплоемкости смеси:

5.Теплота и работа. Основные понятия и определения.

2.1 Теплота и работа

Энергия - единая скалярная мера различных форм движения материи. Характеризует способность систем совершать работу.

Теплота - энергия хаотического движения и взаимодействия частиц тел. Теплота является микрофизической формой передачи энергии от однонго тела к другому при наличии разности температур между ними, причем при этом имеет место обмен кинетической энергией между молекулами соприкасающихся тел, либо перенос тепла электромагнитными волнами.

Работа - макрофизическая форма передачи энергии, связанная с преодолением внешних силовых полей, либо сил давления.

2.2. Внутренняя энергия

В технической термодинамике считают, что внутренняя энергия включает:

1. Кинетическую энергию поступательного, вращательного и колебательного движения молекул.

2. Потенциальную энергию взаимодействия молекул (для реальных газов).

В более широком смысле внутренняя энергия включает также внутриатомную (например, энергию движения электронов), внутриядерную энергию и др. В термодинамике эти виды энергии не рассматриваются.

Для идеальных газов силы взаимодействия между молекулами приняты равными нулю, поэтому u = u(T) - внутренняя энергия является однозначной функцией температуры.

Размерность удельной внутренней энергии

В технической термодинамике знания абсолютного значения внутренней энергии не требуется.

Обычно в технической термодинамике внутреннюю энергию отсчитывают от 0°С, а в теоретической - от 0 К - абсолютного нуля температур.

Для бесконечно малых изменений температуры в каком-либо процессе

du=c_V•dT.

После интегрирования получим

u=u₂-u₁=c_V(T₂-T₁).

Отсюда следует, что изменение внутренней энергии не зависит от пути процесса, а полностью определяется начальным и конечным состояниями.

2.3. Работа расширения рабочего тела

При подводе тепла к рабочему телу в общем случае помимо изменения его внутренней энергии может совершаться работа.

Элементарная работа, отнесенная к 1кг рабочего тела (удельная работа) определяется из соотношения

d l = pdv - элементарная работа расширения.

На рис.2.1 в качестве примера показан цилиндр с поршнем. При перемещении поршня из положения А в положение В совершается работа расширения газа, определяемая из соотношения

Работа расширения принимается положительной, сжатия - отрицательной.

Численно работа пропорциональна площади под кривой процесса.

Для тела произвольной формы при изменении его объема (см.рис. 2.2) работа изменения объема составит

.

Соответственно, если масса тела m, то

Работа зависит от пути процесса. В качестве примера можно рассмотреть работу процессов 1а2 и 1в2, показанных на рис. 2.2. Из рисунка видно, что l_1a2>l_1в2 т.к. пл. 1а2341 > пл. 1в2341

Работа расширения (сжатия) является функцией процесса.

6.Внутренняя энергия. Работа расширения газа, pv-диаграмма.

2.4. Первый закон термодинамики.

Первым законом термодинамики называют закон сохранения и превращения энергии (применительно к термодинамическим процессам).