Полезное:
Как сделать разговор полезным и приятным
Как сделать объемную звезду своими руками
Как сделать то, что делать не хочется?
Как сделать погремушку
Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами
Как сделать идею коммерческой
Как сделать хорошую растяжку ног?
Как сделать наш разум здоровым?
Как сделать, чтобы люди обманывали меньше
Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили?
Как сделать лучше себе и другим людям
Как сделать свидание интересным?
Категории:
АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника
|
Обратимые и необратимые процессы.Стр 1 из 2Следующая ⇒ 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 - рабс. 2. Атмосферное (барометрическое) - абсолютное давление атмосферы Земли в данной точке рабс = В. 3. Избыточное давление - разность между абсолютным и атмосферным. Параметром состояния не является. pизб = pабс – B. Избыточное давление иногда называют манометрическим (т.к. измеряется манометрами). 4. Вакууметрическое давление - разность между атмосферным и абсолютным. pвак = B - pабс.
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. pVm=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. pсмVсм=mсмRсмTсм, где . Кажущаяся молярная масса смеси определяется из уравнения , где ri - объемные доли компонентов смеси. Пример: Полагая, что в воздухе 80% N2 и 20% О2 получаем mвозд = 0,8 × 28 + 0,2 × 32 = 28,8 кг/моль Газовая постоянная смеси может быть установлена из уравнения , где gi - массовые доли компонентов смеси. Соотношение между массовыми и объемными долями определяется выражением , где ri - 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 В общем случае теплоемкость является функцией температуры, причем обычно она возрастает с ростом температуры.
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 qv = сVDt qp = сPDt
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. qv < qp. Тогда соответственно с v < сp Изобарная и изохорная теплоемкости связаны уравнениями: сp - сv = 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=cV•dT. После интегрирования получим u=u2-u1=cV(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 l1a2>l1в2 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).
|