Внутренняя энергия идеального и реального газа

Внутренняя энергия идеального газа от объема не зависит и определяется только температурой.

Экспериментально определяют значение внутренней энергии вещества, отсчитываемое от ее значения при абсолютном нуле температуры. Определение внутренней энергии требует данных о теплоемкости С_V(Т), теплотахфазовых переходов, об уравнении состояния. Изменение внутренней энергии при химических реакциях (в частности, стандартная внутренняя энергия образования вещества) определяется по данным о тепловых эффектах реакций, а также по спектральным данным. Теоретический расчет внутренней энергии осуществляется методами статистической термодинамики, которая определяет внутреннюю энергию как среднюю энергию системы в заданных условиях изоляции (например, при заданных Т, V, m_i). Внутренняя энергия одноатомного идеального газа складывается из средней энергии поступательного движения молекул и средней энергии возбужденных электронных состояний; для двух- и многоатомных газов к этому значению добавляется также средняя энергия вращения молекул и их колебаний около положения равновесия. Внутренняя энергия 1 моля одноатомного идеального газа при температурах порядка сотен К составляет 3RT/2, где R - газовая постоянная; она сводится к средней энергии поступательного движения молекул. Для двухатомного газа мольное значение внутренней энергии - около 5RT/2(сумма поступательного и вращательного вкладов). Указанные значения отвечают закону равнораспределения энергии для названных видов движения и вытекают из законов классической статистической механики. Расчет колебательного и электронного вкладов во внутреннюю энергию, а также вращательного вклада при низких температурах требует учета квантовомеханических закономерностей.

.Реальные газыМодель идеального газа, используемая в молекулярно-кинетической теории газов, позволяющая описывать поведение разрежённых реальных газов при достаточно высоких температурах и низких давлениях. При выводе уравнения состояния идеального газа размерами молекул и их взаимодействием друг с другом пренебрегают. Повышение давления приводит к уменьшению среднего расстояния между молекулами, поэтому необходимо учитывать объём молекул и взаимодействие между ними. При высоких давлениях и низких температурах указанная модель идеального газа непригодна.

При рассмотрении реальных газов – газов, свойства которых зависят от взаимодействия молекул, надо учитывать силы межмолекулярного взаимодействия. Они проявляются на расстояниях ≤10^{-9 м. и быстро убывают при увеличении расстояния между молекулами. Такие силы называются короткодействующими.}

В ХХ в., по мере развития и представлений о строении атома и квантовой механики, было выяснено, что между молекулами вещества одновременно действуют силы притяжения и силы отталкивания. Силы отталкивания считаются положительными, а силы взаимного притяжения – отрицательными.

Внутренняя энергия реального газа газа складывается из кинетической энергии теплового движения его молекул и из потенциальной энергии межмолекулярного взаимодействия. Потенциальная энергия реального газа обусловлена только силами притяжения между молекулами. Наличие сил притяжения приводит к возникновению внутреннего давления на газ.

р΄=а/V² Работа, которая затрачивается для преодоления сил притяжения, действующих между молекулами газа, или, иными словами, против внутреннего давления, как известно из механики, идёт на увеличение потенциальной энергии системы.25. Термодинамическая система, термодинамический процесс и его обратимость, второе начало термодинамики.

Термодинамическая система — совокупность макроскопич. тел, к-рые могут взаимодействовать между собой и с др. телами энергией и веществом. Также обычно полагается, что такая система подчиняется статистическим закономерностям. Для термодинамических систем справедливы законы термодинамики.

термодинамические величины:

· температура, давление. объём. внутренняя энергия. энтропия. энтальпия. свободная энергия Гельмгольца. энергия Гиббса

Если термодинамическое состояние системы не меняется со временем, то говорят, что система находится в состоянии равновесия. Строго говоря, термодинамические величины, приведённые выше, могут быть определены только в состоянии термодинамического равновесияТермодинамический процесс — переход термодинамической системы из одного состояния в другое, который всегда связан с нарушением равновесия системы.

Например, чтобы уменьшить объем газа, заключенного в сосуде, нужно вдвинуть поршень. При этом газ будет сжиматься и в первую очередь повысится давление газа вблизи поршня — равновесие будет нарушено. Нарушение равновесия будет тем значительнее, чем быстрее перемещается поршень. Если двигать поршень очень медленно, то равновесие нарушается незначительно и давление в разных точках мало отличается от равновесного значения, отвечающего данному объему газа. Второе начало термодинамики. Первое начало термодинамики установило эквивалентность при преобразованиях внутренней энергии, теплоты и работы. Это позволяет определить, возможен ли с энергетической точки зрения тот или иной процесс. Но первое начало термодинамики ничего не говорит о возможности протекания таких процессов в природе (в частности, самопроизвольных). Так, например, первое начало термодинамики не запрещает самопроизвольный переход теплоты от тела менее нагретого к более нагретому (от холодного к горячему). Но, как известно, в природе такие процессы не наблюдаются. Один из вариантов формулировки второго начала термодинамики (по Клаузиусу) как раз и запрещает такой процесс: невозможен круговой процесс, единственным результатом которого является передача теплоты от менее нагретого тела к более нагретому. Также было установлено и неравноправие взаимных переходов теплоты и работы при циклических процессах: полный переход работы в теплоту возможен, а вот обратный – лишь частично.

Второе начало термодинамики устанавливает:

1) направление самопроизвольных процессов в природе;

2) условие осуществление процессов превращения теплоты в работу.