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 газы Модель 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 равновесия Термодинамический 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.