Закон Авогадро

В 1811 году итальянский физик А. Авогадро объяснил простые отношения между объемами газообразных участников реакции на основании установленного им закона.

В равных объемах любых газов и паров при одинаковых условиях содержится одинаковое количество молекул.

Закону Авогадро подчиняются только газообразные вещества. В газах промежутки между молекулами велики по сравнение с их размерами, а собственный же объем молекул очень мал. Общий объем газов определяется, главным образом, расстояниями между молекулами, примерно одинаковыми у всех газов (при одинаковых внешних условиях).

Если вещество находится в твердом или жидком состоянии, то его объем зависит от размеров самих молекул Следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем.

В частности, при нормальных условиях, т.е. при 0 С (273К) и 101,3 кПа, объем 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом газа V_m. Таким образом, при нормальных условиях (н.у.) молярный объем любого газа V_m= 22,4 л/моль.

Закон Авогадро используется в расчетах для газообразных веществ. При пересчете объема газа от нормальных условий к любым иным используется объединенный газовый закон Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

где Р_o, V_o, Т_o - давление, объем газа и температура при нормальных условиях (Р_o = 101,3 кПа, Т_o = 273К).

Если известна масса (m) или количество () газа и требуется вычислить его объем, или наоборот, используют уравнение Менделеева - Клапейрона:

PV =  RT,

где  = m/M - отношение массы вещества к его молярной массе, R - универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(мольК).

Из закона Авогадро вытекает еще одно важное следствие: отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов. Эта постоянная величина называется относительной плотностью газа и обозначается D. Так как молярные объемы всех газов одинаковы (1-е следствие закона Авогадро), то отношение молярных масс любой пары газов также равна этой постоянной:

где М₁ и М₂ - молярные массы двух газообразных веществ.

Величина D определяется экспериментально как отношение масс одинаковых объемов исследуемого газа (М₁) и эталонного газа с известной молекулярной массой (М₂). По величинам D и М₂можно найти молярную массу исследуемого газа:

M₁ = D  M₂.

Средняя кинетическая энергия движения молекул прямопропорциональна абсолютной температуре.

Билет№30.

Термодинамический подход. Использование термодинамических параметров в описании состояния макросистемы.

Макросистема-система, сост. из очень большого числа молекул и атомов.

Термодинамика-наука о тепловых явлениях, в которой не учитывается молекулярное строение тел и тепловые явления характеризуются параметрами, регистрируемыми приборами (термометром, манометром и др.), не реагирующими на воздействие отдельных молекул. Законы термодинамики описывают тепловые свойства тел, число молекул в которых огромно. Такие тела называютсямакросистемами. Тепловые свойства макросистем опред-сятермодинамическими парам-ми(параметрами состояния): температурой, давлением и удельным объемом (объемом единицы массы). Эти параметры часто называются функциями сос-ия сис-мы.

Всякая термо-ая сис-ма в любом состоянии обладает внутренней энергией-энергией теплового (поступательного, вращательного и колебательного) движения молекул и потенциальной энергией их взаимодействия. Возможны два способа изменения внутренней энергии термодинамической сис-мы при её взаимодействии с внешними телами: совершение работы и теплообмен.

Билет №31.

Изопроцессы и первый закон термодинамики.

Первое началотермодинамики: кол-во теплотыQ, сообщенное телу , идет на увеличение его внутренней энергииUи на совершении телом работыА, т.е.

Q=U+A.

Из первого начала термо-ки следует важный вывод: невозможен вечный двигательпервого рода, т.е. такой двигатель, который совершал бы работу «из ничего», без внешнего источника энергии.

Всякая предоставленная самой себе сис-ма стремится перейти в состояние термод-огоравновесия,в кот. тела находятся в сост-ии покоя по отношению друг к другу, обладая одинаковыми температурой и давлением.

Равенство температур во всех точках есть условие равновесия двух систем или двух частей одной и той же системы.

Это положение наз. нулевым началом термод-ки.

Вторе начало термодинамики:

Формулировка Клаузиуга: не возможен процесс, ед-венным рез-том, кот. явл. передача энергии в форме теплоты от менее нагретого тела к более нагретому. Т2>Т1. Возможен процесс наоборот, т.е. от более нагретого тела к менее нагретому. Этот процесс справедлив только в замкнутой системе отсчета.

Формулировка Кельвина: не возможен периодич. процесс, ед-венным рез-том кот. явл. превращение теплоты, получ. от нагревателя (теплоотдатчика) в эквивалентную Е работу.IIнач. термод-ки искл. возм-ть созд. вечного двигателяIIрода, т.е. двигателя в кот. рабочее тело, совершая круговой процесс, получило бы энергию в форме теплоты от одного внеш. тела и целиком передавало бы её в форме работы другому внеш. телу.

Биле №32.

Энтропия и второй закон термодинамики.

Количественной характеристикой теплового состояния сис-мы явл. термод-ая вероятность W, равная числу микроскопических способов, с помощью кот. это состояние может быть достигнуто. Система, предоставленная самой себе, стремится перейти в состояние с большим значениемW. Принято пользоваться не самой вероятностьюW, а её логарифмом, кот. ещё умножается на пост-ую Больцманаk. Определенную таким образом величинуS=klnWназ.энтропией системы.

Второе начало термодинамики, оред-ее направление тепловых процессов, формулируется как з-н возрастания энтропии:

для всех происходящих в замкнутой системе тепловых процессов энтропия сис-мы возрастает; максимально возможное значение энтропии замкнутой сис-мы достигается в тепловом равновесии:S≥0. Энтропия характеризует меру хаоса, кот. для всех естественных процессов возрастает.

Работы Больцмана в области кинетической теории, разработку Планком квантовой теории излучения и Эйнштейном теории спонтанной эмиссии; в основе всех этих достижений лежит второй з-н термод-ки. При абсолютном нуле температуры энтропия принимает значение, не зависящее от давления, агрегатного состояния и других характеристик вещества. Такое значение можно положить равным нулю.

Это утверждение наз. тепловой теоремой. Теорема не вытекает из первых двух начал, поэтому в силу своей общности она рассматривается как третье начало термодинамики.