- •1 Основные положения молекулярно-кинетической теории газа. Понятие о идеальном и реальном газе.
- •2 Параметры и функции состояния. Уравнение состояния идеального газа.
- •3 Смеси газов. Кажущаяся молекулярная масса. Газовая постоянная смеси газов.
- •4 Первый закон термодинамики.
- •5 Энтальпия газа.
- •6 Теплоемкость газа. Удельные теплоемкости газа. Средние и истинные теплоемкости.
- •7 Теплоемкость газа в изохорном и изобарном процессах. Уравнение Майера.
- •8 Изохорный процесс. Вывод уравнения, график в координатах p-V и t-s. Изменение внутренней энергии, теплоты и работы в процессе.
- •9 Изобарный процесс. Вывод уравнения, график в координатах p-V и t-s. Изменение внутренней энергии, теплоты и работы в процессе.
- •10 Изотермический процесс. Вывод уравнения, график в координатах p-V и t-s. Изменение внутренней энергии, теплоты и работы в процессе.
- •11 Адиабатный процесс. Вывод уравнения, график в координатах p-V и t-s. Изменение внутренней энергии, теплоты и работы в процессе.
- •12 Политропный процесс. Вывод уравнения. Изменение теплоты и работы в процессе,
- •13 Политропный процесс. Обощающий характер процесса
- •14 Тепловая диаграмма в координатах p-V
- •15 Второй закон термодинамики.
- •16 Прямой цикл Карно.
- •17 Энтропия газа.
- •18 Циклы холодильных установок.
- •19 Обратный цикл Карно.
- •20 Реальные газы. Уравнение Ван-дер-Ваальса. Изотерма Ван-дер-Ваальса.
- •21 Диаграмма h-s водяного пара. Определение параметров состояния.
- •22 Диаграмма h-s водяного пара. Расчет изменений внутренней энергии, работы и теплоты в паровых процессах.
- •23 Способы передачи теплоты. Суть каждого.
- •24 Понятие о стационарном и нестационарном теплообмене, тепловом потоке, плотности теплового потока.
- •25 Закон Фурье.
- •26 Теплопроводность через плоскую стенку.
- •27 Теплопроводность через цилиндрическую стенку.
- •28 Теплопроводность через многослойную плоскую стенку.
- •29 Теплопроводность через многослойную цилиндрическую стенку.
- •30 Коэффициент теплопроводности. Методика экспериментального определения.
- •31 Теплоотдача. Факторы влияющие на интесивность теплоотдачи. Уравнение Ньютона.
- •32 Критерии подобия: Nu, Re, Ре, Pr, Gr.
- •34 Коэффициент теплоотдачи. Методика экспериментального определения.
- •35 Лучистый теплообмен. Тепловые лучи, их свойства. Способность тел поглощать, и отражать тепловые лучи.
- •36 Закон Планка
- •37 Закон Стефана-Больцмана.
- •38 Методика экспериментального определения коэффициента излучения.
- •39 Лучистый теплообмен между двумя параллельными поверхностями.
- •40 Ослабление излучения экранами.
- •41 Составной теплообмен. Учет лучистого теплообмена при расчете теплоотдачи.
- •42 Теплопередача между средами разделенными плоской стенкой.
- •43 Теплопередача между средами разделенными цилиндрической стенкой.
20 Реальные газы. Уравнение Ван-дер-Ваальса. Изотерма Ван-дер-Ваальса.
В реальных газах в отличие от идеальных существенны силы межмолекулярных взаимодействий (силы притяжения, когда молекулы находятся на значительном расстоянии, и силы отталкивания при достаточном сближении их друг с другом) и нельзя пренебречь собственным объемом молекул. Наличие межмолекулярных сил отталкивания приводит к тому, что молекулы могут сближаться между собой только до некоторого минимального расстояния. Поэтому можно считать, что свободный для движения молекул объем будет равен , где b — тот наименьший объем, до которого можно сжать газ. В соответствии с этим длина свободного пробега молекул уменьшается и число ударов о стенку в единицу времени, а следовательно, и давление увеличивается по сравнению с идеальным газом в отношении, т. е.. Силы притяжения действуют в том же направлении, что и внешнее давление, и приводят к возникновению молекулярного (или внутреннего) давления. Сила молекулярного притяжения каких-либо двух малых частей газа пропорциональна произведению числа молекул в каждой из этих частей, т. е. квадрату плотности, поэтому молекулярное давление обратно пропорционально квадрату удельного объема газа: рмол = а/v2, где а — коэффициент пропорциональности, зависящий от природы газа. Отсюда получаем уравнение Ван-дер-Ваальса (1873 г.):,
или . При больших удельных объемах и сравнительно невысоких давлениях реального газа уравнение Ван-дер-Ваальса практически вырождается в уравнение состояния идеального газа Клапейрона, ибо величина a/v2 (по сравнению с p) и b (по сравнению с v) становятся пренебрежимо малыми.
Поскольку данное уравнение имеет третью степень относительно V, а коэффициенты при V действительны, то оно имеет либо один, либо три вещественных корня, т.е. изобара Р = const пересекает кривую Р = Р(V) в одной или трех точках, как это изображено на рисунке 7.4. Причем с повышением температуры мы перейдем от немонотонной зависимости Р = Р(V) к монотонной однозначной функции. Изотерма при Ткр, которая разделяет немонотонные T < Tкр и монотонные T > Ткр изотермы, соответствует изотерме при критической температуре. При температуре выше критической зависимость Р = Р(V) является однозначной монотонной функцией объема. Это означает, что при T > Ткр вещество находится только в одном, газообразном состоянии, как это имело место у идеального газа. При температуре газа ниже критической такая однозначность исчезает, а это означает возможность перехода вещества из газообразного в жидкое и наоборот. На участке АСВ изотермы Т1 давление растет с увеличением объема (dP/dV) > 0. Данное состояние неустойчиво, поскольку здесь должны усиливаться малейшие флуктуации плотности. Поэтому область ВСА не может устойчиво существовать. В областях DLB и AGE давление падает с увеличением объема (dP/dV)Т < 0 – это необходимое, но не достаточное условие устойчивого равновесия. Эксперимент показывает, что система переходит из области устойчивых состояний GE (газ) в область устойчивых состояний LD (жидкость) через двухфазное состояние (газ – жидкость) GL вдоль горизонтальной изотермы GCL. При квазистатическом сжатии, начиная с точки G, система распадается на 2 фазы – жидкость и газ, причем плотности жидкости и газа остаются при сжатии неизменными и равными их значениям в точках L и G соответственно. При сжатии количество вещества в газообразной фазе непрерывно уменьшается, а в жидкой фазе – увеличивается, пока не будет достигнута точка L, в которой все вещество перейдет в жидкое состояние. Наличие критической точки на изотерме Ван–дер–Ваальса означает, что для каждой жидкости существует такая температура, выше которой вещество может существовать только в газообразном состоянии.