Moje odpowiedzi z fizyki:
1. Model gazu doskonałego. 58
opis mikroskopowy:
1. Gaz składa się z cząsteczek, które można traktować jak punkty materialne
2. Cząsteczki poruszają się chaotycznie i podlegają zasadom dynamiki Newtona
3. Całkowita liczba cząstek jest bardzo duża
4. Cząsteczki mają objętość własną pomijalnie małą
5. Poza momentem zderzenia na cząsteczki nie działają żadne siły
6. Zderzenia są sprężyste i trwają nieskończenie krótko
opis makroskopowy:
gaz dla którego w stałej temperaturze iloczyn objętość i ciśnienie są odwrotnie proporcjonalne, dla określonej objętości ma stały stosunek ciśnienia do temperatury jest stały, a pod stałym ciśnieniem - proporcjonalne są objętość i temperatura. Łącznie możemy to zapisać jedną zależnością:
Powyższy związek, definiujący gaz doskonały w ujęciu makroskopowym dotyczy oczywiście ustalonej ilości materii (ustalona masa, ustalona liczba cząsteczek, ustalona liczba moli gazu)Definicja ta określa związek pomiędzy parametrami termodynamicznymi gazu - a więc określa gaz doskonały poprzez jego równanie stanu.
2. Mechanizmy transportu.
3. Równanie Van der Vaalsa. (termo student 64)
Ma ono postać
?
gdzie p jest ciśnieniem gazu,v jest objętością molową v = V/n lub po prostu objętością jednego mola gazu,R to uniwersalna stała gazowa,T jest temperaturą bezwzględną (mierzoną w kelwinach),natomiast a i b to stałe, wyznaczane na drodze doświadczalnej dla każdego gazu.
Jak widać, do równania Clapeyrona, zapisanego przy użyciu objętości molowej
pv = RT
wprowadzone zostały poprawki - poprawka do ciśnienia (+ a/V2 ) i poprawka do objętości (- b).
Poprawka do ciśnienia ma odzwierciedlać przyciąganie między cząsteczkami gazu dla większych odległości.
Poprawka do objętości to próba uwzględnienia objętości własnej cząsteczek gazu (ściślej mówiąc - sił odpychania na małych odległościach).
4. Punkt krytyczny.
Punkt krytyczny to warunki krytyczne definiujące stan układu fizycznego oddzielające stany o odmiennych właściwościach (ciecz - gaz), w którym nie można rozróżnić obu stanów (cieczy i gazu). Na przykład:
- dla czystych substancji - gazów punkt krytyczny oznacza temperaturę krytyczną (i odpowiadające mu ciśnienie krytyczne, czyli maksymalne ciśnienie nad dana cieczą), powyżej której nie można skroplić gazu niezależnie od wielkości ciśnienia. Jest to punkt krytyczny trójwymiarowy (układ o 3 stopniach swobody translacji - 3D). Parametry krytyczne oznacza się często indeksem "cr", "c" lub "kr", czasami z dodatkiem "2D" ("2") lub "3D" ("3") w zależności od tego jakiego układu dotyczą, np. T3c. Dla gazów parametry krytyczne można określić na podstawie współczynników odpowiedniego równania stanu, np. równanie van der Waalsa,
w przypadku gazów zaadsorbowanych na powierzchni (układ 2-wymiarowy) warunki krytyczne będą się różniły. Podobnie dla pewnych innych zjawisk związanych z dwoma wymiarami (2D). Wiele tzw. przejść fazowych również zachodzi jedynie w warunkach powyżej lub poniżej pewnych wartości krytycznych, np. gęstości, temperatury, ciśnienia.
- punkt krytyczny dla ciekłych układów wieloskładnikowych oznacza stan w którym zanika różnica pomiędzy współistniejącymi fazami ciekłymi - dla wielu mieszanin ciekłych istnieją obszary (określone przede wszystkim przez krytyczne temperatury), w których istnieje całkowita mieszalność oraz obszary, gdzie istnieje ograniczenie rozpuszczalności, a więc w pewnym przedziale stężeń współistnieją (zwykle dwie) odrębne fazy - np. faza A nasycona składnikiem B oraz faza B nasycona składnikiem A.
5. Zerowa zasada termodynamiki. 39
Zerowa zasada termodynamiki głosi, że:
Jeśli układy A i B mogące ze sobą wymieniać ciepło są ze sobą w równowadze termodynamicznej, i to samo jest prawdą dla układów B i C, to układy A i C również są ze sobą w równowadze termodynamicznej. Przez równowagę termodynamiczną rozumiemy stan, który w danych warunkach układ osiąga i już go nie zmienia.
Z zerowej zasady wynika istnienie temperatury empirycznej. Istnieje mianowicie taka wielkość fizyczna β, która jest równa dla układów A i B, będących ze sobą w równowadze termodynamicznej. W rzeczywistości takie określenie nie oznacza jeszcze znanej nam temperatury T: β może być dowolną funkcją T.
Zerowa zasada termodynamiki stwierdza także, że ciało w równowadze termodynamicznej ma wszędzie tę samą temperaturę.
6. Skale temperatur. 42 43
tc=[(T)-273.15]oC
tc – Temperatura w skali Celsjusza
T – Temperatura w skali Kelvina
tc=5/9[tF-32]oC
tF – Temperatura w skali Fahrenheita
7. I zasada termodynamiki. 50
Pierwsza zasada termodynamiki to prosta zasada zachowania energii, czyli ogólna reguła głosząca, że energia w żadnym procesie nie może pojawić się "znikąd".
Zmiana energii wewnętrznej układu ΔU = ΔQ + ΔW
Istnieją różne sformułowania tej zasady, zależnie od sytuacji:
1. Sformułowanie najbardziej ogólne:Energia wewnętrzna układu zamkniętego nie zmienia się, niezależnie od przemian zachodzących w tym układzie.
2. Sformułowanie dla procesów cieplno-mechanicznych:Zmiana energii wewnętrznej układu jest równa sumie pracy wykonanej przez układ bądź nad układem i ciepła dostarczonego lub oddanego przez układ.
Doświadczalną podstawą pierwszej zasady jest doświadczenie Joule’a i pokrewne mu, które dowodzą równoważności ciepła i pracy mechanicznej przez pokazanie możliwości całkowitej zamiany pracy na ciepło. Uznanie ciepła jako innego niż praca sposobu zmiany energii prowadzi w naturalny sposób do włączenie ciepła do zasady zachowania energii. Pierwsza zasada termodynamiki jest dokładnie tym prawem. Zmiana energii wewnętrznej układu równa jest dostarczonemu do układu ciepłu i pracy wykonanej nad układem przez siły zewnętrzne:
ΔU = ΔW + ΔQ
ΔU - zmiana energii wewnętrznej układu, ΔQ - ciepło wymienione przez układ z otoczeniem, jeśli układ oddaje ciepło, jego energia wewnętrzna maleje, ΔW - praca wykonana przez układ lub nad układem
I zasada termodynamiki pozwala na zdefiniowanie energii wewnętrznej jako funkcji stanu : dla wszystkich procesów prowadzących od pewnego określonego stanu do drugiego, zmiana ΔU ma zawsze tą samą wartość, choć ilości dostarczanego ciepła i wykonanej pracy są na ogół różne dla różnych procesów
8. Izoprzemiany gazu doskonałego.
Równaniem przemiany nazywamy równanie stanu gazu z nałożonym odpowiednim warunkiem przemiany
Przemianą politropową jest taka przemiana , w której pojemność cieplna gazu (ciepło molowe przemiany) jest stała (warunek przemiany: C= const)
Równanie przemiany politropowej (równanie politropy)
k= (C-Cp)/(C-CV) = const
Wybrane przemiany politropowe:
k = 0 Þ p = const Þ przemiana izobaryczna,
k = 1 Þ pV = const Þ przemiana izotermiczna,
k = Cp/Cv Þ pVk =const Þ przemiana adiabatyczna,
k = ¥ Þ V = const Þ przemiana izochoryczna
9. II zasada termodynamiki. (termo st 67)
Druga zasada termodynamiki stwierdza, że w układzie zamkniętym istnieje funkcja stanu, zwana entropią S, której zmiana ΔS w procesie adiabatycznym spełnia nierówność przy czym równość zachodzi tylko wtedy, gdy proces jest odwracalny. W uproszczeniu można to wyrazić też tak: W układzie zamkniętym w dowolnym procesie entropia nigdy nie maleje
Matematyczny zapis tego faktu to nastepujące sformułowanie: zmiana entropii ΔS w dowolnym procesie odwracalnym jest równa całce z przekazu ciepła DQ podzielonego przez temperaturę T. W procesie nieodwracalnym natomiast zmiana entropii jest większa od tej całki. Forma całkowa II zasady termodynamiki wygląda następująco: Różnica ta jest miarą nieodwracalności procesu i jest związana z rozpraszaniem energii. Oznaczenie DQ użyte do zapisu przyrostu ciepła ma na celu odróżnienie tego przyrostu od różniczki (ozn. dX), ponieważ przyrost ciepła nie jest różniczką żadnej funkcji. Gdyby był różniczką, ciepło byłoby funkcją stanu.
- Entropia (S) jest funkcją stanu będąca miarą liczby sposobów (W) na jakie może być zrealizowany określony stan termodynamiczny danego układu, w określonej temperaturze (T)
- Układ dąży do stanu, który może być w danych warunkach zrealizowany w jak najwięcej sposobów; dąży więc on do maksymalizacji entropii.
- Entropia jest ciągłą, rózniczkowalną i monotonicznie rosnącą funkcją energii wewnętrznej (U), co zapisuje się matematycznie jako:
Entropia jest wielkością ekstensywną tj. entropia całego układu jest sumą entropii wszystkich jego składników.
10. III zasada termodynamiki
Trzecia zasada termodynamiki (zasada Nersta) może być sformułowana jako postulat: nie można za pomocą skończonej liczby kroków uzyskać temperatury zera bezwzględnego (zero kelwinów), jeżeli za punkt wyjścia obierzemy niezerową temperaturę bezwzględną.
Inne sformułowanie głosi, że entropia substancji tworzących doskonałe kryształy dąży do 0 gdy temperatura dąży do 0 K. Mówiąc jaśniej, gdyby udało się schłodzić jakąś substancję do 0 K i gdyby ona utworzyła kryształ doskonały to jej entropia musiałaby przyjąć wartość 0. Jest to jednak technicznie, a także formalnie niewykonalne, dlatego definicja trzeciej zasady termodynamiki w formie:
entropia kryształu doskonałego w temperaturze zera bezwględnego jest równa 0
nie jest poprawna, choć intuicyjnie akceptowalna.
11. Procesy odwracalne i nieodwracalne (przykłady). (74)
Proces odwracalny jest to proces który może przebiegać w obydwie strony nieskończenie długo bez strat.
Proces nieodwracalny jest to taki w którym mamy do czynienia ze stratą energii.
Przyczynami takich strat mogą być:
Tarcie, spadki temperatury, ciśnienia i stężenia.
Przykładem procesu nieodwracalnego jest pęknięcie
wazonu.
Zdefiniujmy najpierw proces kwazistatyczny. Jest to proces przebiegający tak wolno, że układ stale pozostaje dowolnie blisko stanu równowagi.
Kiedy proces można nazwać odwracalnym?
Otóż jeżeli weźmiemy gaz w cylindrze, zauważymy, że kwazistatyczne rozprężanie tego gazu związane jest z wykonaniem pracy i oddaniem ciepła. Jeśli jesteśmy w stanie przywrócić warunki początkowe przez dodanie dokładnie tej samej ilości ciepła, oraz wykonanie tej samej pracy, to gaz w cylindrze możemy sprężyć do warunków początkowych. Można więc powiedzieć, że proces kwasistatyczny jest procesem odwracalnym.
Inaczej mówiąc proces odwracalny jest to taki proces, po zajściu którego można przywrócić warunki początkowe tylko przez narzucenie warunku ograniczającego usuniętego na początku procesu.
Procesy odwracalne
Jeżeli weźmiemy gaz w cylindrze, zauważymy, że kwazistatyczne rozprężanie tego gazu związane jest z wykonaniem pracy i oddaniem ciepła. Jeśli jesteśmy w stanie przywrócić warunki początkowe przez dodanie dokładnie tej samej ilości ciepła, oraz wykonanie tej samej pracy, to gaz w cylindrze możemy sprężyć do warunków początkowych. Można więc powiedzieć, że proces kwasistatyczny jest procesem odwracalnym.
Procesem nieodwracalnym nazywamy proces, który nie jest odwracalny. Konwersja pracy w ciepło jest procesem nieodwracalnym. Transport ciepła przez skończoną różnicę temperatury jest procesem nieodwracalnym.
1 przemiana - odcinek AB - izotermiczne rozprężanie
W celu zmaksymalizowania pracy (czyli pola wewnątrz wykresu) pierwszą przemianę prowadzimy jak najbliżej górnej krawędzi dozwolonego obszaru, czyli po izotermie T1 - odcinek AB. Spodziewamy się, że wtedy obrysowywany obszar będzie miał największe pole. Podczas tej przemiany pobierane jest ciepło Q1 i jest ono w całości zamieniane na pracę, gdyż energia wewnętrzna gazu jest stała (cały czas poruszamy się po izotermie, a dla gazu doskonałego energia wewnętrzna zależy tylko od temperatury). Aby praca ta była maksymalna, przemianę doprowadzimy do momentu, w którym wyczerpie się cały dostępny na ten cykl zapas ciepła Qp . Znajdziemy się wtedy w punkcie B.
Zależności dla wyżej opisanej przemiany przemiany są następujące:
T = const = T1
DU1= 0 , a ponieważ DU1= W1 + Q1, to W1 = - Q1 - dostarczana energia cieplna jest w całości zamieniana na pracę wykonywaną przez gaz (teraz działa grzejnik).
Znaki wielkości:
W1 < 0 (praca jest odbierana od układu), Q1 > 0 (ciepło jest dostarczane do gazu)
2 przemiana - odcinek BC - adiabatyczne rozprężanie
Cała dostępna na ten cykl energia cieplna została już wykorzystana. Jednak nie jest to kres możliwości uzyskiwania pracy, gdyż teraz gaz może ją wyk...
evfrozyna