part3 (1106112), страница 3
Текст из файла (страница 3)
т.е. при любой конечной температуре частицы распределяются так, что их число на каждом из уровней тем меньше, чем больше величина энергии этого уровня.
Лекция 12. Изотермы Ван-дер-Ваальса.
§ 12-1. Реальные газы.
Как уже отмечалось, поведение реальных газов хорошо описывается в модели идеального газа, когда расстояния между молекулами очень велики по сравнению с размерами самих молекул. Однако при больших степенях сжатия и при низких температурах становятся заметными отклонения в их поведении от уравнения Менделеева - Клапейрона. Причины такого отклонения достаточно банальны. Они связаны прежде всего с тем, что молекулы газа имеют конечный объем, тогда как в модели идеального газа они считаются материальными точками. Кроме того, между отдельными молекулами существуют силы взаимодействия, т.е. у молекул кроме кинетической энергии их хаотического движения появляется потенциальная энергия. Голландский ученый Ван-дер-Ваальс первый сумел придумать новую модель, которая учитывала бы оба этих фактора.Он предположил, что
| E r d Рис. 48. Энергия молекул | между молекулами действуют силы притяжения, которые по своей природе являются электрическими 18 . Каждую молекулу он рассматривал как твердый шар некоторого диаметра d. В этом случае ясно, что молекулы не могут подойти друг к другу ближе этого расстояния. В теории строения кристаллов показывается, что N таких шаров при условии тесного соприкосновения друг с другом занимают объем в четыре раза больший, чем |
(r) 
где b рассматривается как некоторая поправка на истинный объем, доступный молекулам газа. Далее он учел, что молекулы могут взаимодействовать не только друг с другом, но и с окружающими их стенками сосуда. Если силы взаимодейст-
| rэфф f м Рис.49. Радиус эффектив- | вия между молекулами (см. рис.49) вдали от стенки в среднем компенсируют друг друга, то вблизи стенки ( при условии, что молекула находится к стенке ближе, чем некий эффективный радиус межмолекулярного взаимодействия, т.е расстояние, где заметно проявляются силы взаимного притяжения) на выделенную молекулу действует некоторая равнодействующая сила fм , направленная от стенки и стремящаяся уменьшить кинетическую энергию молекулы при ее ударе об стенку. Величина работы этой силы зависит от количества молекул в сфере эффективного |
взаимодействия, т.е. от концентрации молекул в сосуде - n. Поэтому можно утверждать, что работа сил притяжения пропорциональна концентрации молекул: Апр = а1n, и кинетическая энергия молекул при их подлете к стенке уменьшается на величину Апр. Уменьшив среднюю кинетическую энергию молекул на Апр в основном уравнении кинетической теории газов, получим новое выражение для величины давления газа на стенку сосуда:
. (12-1)
Учитывая, что 
и обозначая 
, получаем:
. (12-2)
Умножив обе части (12-2) на молярный объем газа V0 и вспомнив, что nV0 = NA, где NA - число Авогадро, а kNA = R - универсальная газовая постоянная, нетрудно придти к такому выражению:
. (12-3)
Величину pi можно выразить через V0, т.к. концентрация молекул n ~ 
. Тогда
pi = 
, где а - некий новый коэффициент пропорциональности, зависящий от природы молекул и количества газа. Подставляя выражение для рi в (12-3) и учитывая поправку на конечный объем молекул (объем V0 необходимо заменить новой величиной (V0 - b)), приходим к новому уравнению состояния, описывающего свойства реальных газов:
. (12-4)
называемому уравнением Ван-дер-Ваальса.
При раскрытии скобок и освобождении от знаменателя уравнение (12-4) становится кубическим.
. (12-5)
| Т = const c a d p = const V1 V2 V3 p = const а V0 Рис.50. Теоретическая изо- терма Ван-дер-Ваальса | Из математики известно, что такое уравнение имеет три корня - одному значению давления при определенной температуре соответствует три значения объема, т.е. кривая, соответствующая этому уравнению пересекает горизонтальную прямую - изобару - в трех точках (см рис.50), причем при малых значениях объема V0 давление р в функции от объема изменяется довольно резко. Однако сразу становится ясным, что не все участки теоретической кривой могут быть реализованы. В частности, на участке bc увеличение объема сопрово-ждается увеличением давления, что противоречит |
p здравому смыслу. Поэтому важно сравнить теоретические кривые с эксперимен-
тальными изотермами реальных газов, которые изображены на рис.51. Как видно
| р Ткр V Рис.51.Экспериментальные изотермы реального газа. | из рисунка, для сравнительно высоких температур |
T1 T2 T3 T4 T5 T6 Т7кривой вырождается в точку. При этой температуре пропадает различие в плотности жидкости и ее пара, и говорят, что вещество находится в критическом состоянии. Очевидно, что при температурах, выше критической, вещество не может быть переведено в жидкое состояние при любом сжатии.
Сравнение теоретических и экспериментальных изотерм обнаруживает еще другие важные различия между ними. Это касается участков ab и cd теоретической изотермы, которые отсутствуют на экспериментальных кривых. Эти участки соответствуют так называемым метастабильным состояниям. Кривая ab может быть реализована как перегретая жидкость, т.е. жидкость, доведенная до температуры кипения, в которой отсутствуют центры образования пара. Дело в том, что в любой жидкости всегда растворяется некоторое количество воздуха, причем количество растворенного воздуха уменьшается с повышением температуры, и он начинает выделяться в виде мельчайших пузырьков. Это явление можно наблюдать при кипячении воды в открытом сосуде. Нагреваемая жидкость начинает испаряться прежде всего в эти пузырьки воздуха, увеличивая давление внутри пузырька. Испарение происходит до тех пор, пока пар не станет насыщенным, т.е. наступит динамическое равновесие между жидкостью и ее паром. Давление насыщенного пара растет с повышением температуры, и когда оно достигает внешнего давления (обычно это атмосферное давление) - говорят, что жидкость закипает. При этом пузырьки смеси воздуха и насыщенного пара достигают поверхности жидкости. Если же жидкость была предварительно обезгажена, то ее можно нагреть до температуры выше точки кипения; при этом в жидкости не наблюдается никаких внешних признаков кипения.
Участок кривой cd соответствует состоянию переохлажденного пара, когда в нем нет центров конденсации. Вещество остается в газообразном состоянии, хотя его температура может быть ниже точки росы 19. Появление центров конденсации
вызывает образование мельчайших капелек. Это явление известно как туман.
Лекция 13. Основы термодинамики.
§ 13-1. Основные понятия термодинамики.
Первоначально термодинамика возникла как наука о закономерностях превращения тепла в работу при помощи тепловых двигателей. Круг вопросов, которые изучает термодинамика, связан с тепловой формой движения материи, т.е. с хаотическим движением атомов и молекул. Термодинамика основывается на нескольких законах ( или началах), которые получены путем обобщения огромного числа опытных фактов, касающихся макроскопических свойств вещества. Из этих законов математическим путем выводится большое число следствий, верных безотносительно к микроскопической структуре тел. Следствия термодинамики используются в гидродинамике, теории упругости и других разделах физики. Они составляют основу физической химии, находят применения в биологии, метеорологии и др. науках. Математически термодинамика базируется на понятиях производных от функций нескольких переменных, где широко используется понятие
частных производных и полного дифференциала.
Частная производная функции нескольких переменных (например, двух) на-ходится путем обычного дифференцирования по интересующей нас переменной при условии, что другие переменные рассматриваются как постоянные параметры. Частные производные обычно обозначаются круглыми буквами: ¶f/¶x. Пример: пусть задана функция 
. Тогда ¶f/¶x = 5у5 х4, ¶f/¶у = 5х5у4. Важным понятием в термодинамике является полный дифференциал. Например, полный дифференциал функции равен
5у5 х4 dx + 5х5у4dy.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
