Т/д имеет 3-и особенности:

 дедуктивный (переход от общего к частному), исходя из общих законов т/д получают выражения, которые применяют к анализу систем.

 макроскопическая наука имеет дело с макроскопическими величинами, которые измеряют на опыте.

 т/д рассматривает процессы вне времени.

Системы (по типу):

- открытые (1)

- закрытые (2)

- изолированные (3)

1. обмениваются с окружающей средой и материально и теплом

2. не имеющая материального обмена с окружающей средой, но может обмениваться теплом

3. не может обмениваться ни материально, ни теплом

Н

Работа совершается во время циклического процесса = фигуре, заключенной между кривыми прямого и обратного процесса.

улевой принцип Т/Д. Термическое равновесие.

При соприкосновении различной степени нагретых тел в течение некоторого времени их температура становится одинаковой (заключение сделано с открытием термометра – принцип термического равновесия – середина 18 века Джозеф Блэк).

Принцип термического равновесия:

(современное определение) если система 1 находится в состоянии равновесия по отдельности с системами 2 и 3, то эти системы так же находятся в состоянии термического равновесия между собой (английский физик Фаулер – 1931).

1. 2

принцип транзитивности теплового равновесия

1. 3

Нулевой принцип т/д имеет значение эквивалентное другим постулатам т/д.

Законы, описывающие идеальный газ:

1. Бойля-Мариотта(1669г.)

Ч

T=const P₁V₁=const

PV=const P₂V₂=const

ем больше и сильнее сжат газ, тем более он пружинит.

2. Шарля-Гейлюсака.

(закон теплового расширения газа) – объем данной массы идеального газа при p=const линейно возрастает с температурой.

P=const, V_t=V₀(1+t)

3. Уравнение Клайперона-Менделеева. Уравнение состояния идеального газа.

Закон парциального давления для смеси идеальных газов сформулировал Дж.Дальтон.

(1)n_общ=n_A+n_B+n_c+… , где n_i – составляющее смеси.

Закон Максвелла (распределение молекул по скоростям)

В масса индивидуальной молекулыывод законов Больцмана и Максвелла базируется на теории вероятности

- формула Максвелла

Основными причинами отклонений свойств реал. газов от идеальных являются:

1. притяжение молекул;

2. наличие у них собственного объема.

Наибольшее раскрытие вследствие простоты и физической надменности получило уравнение Ван-дер-Ваальса, ввел две поправки в уравнение состояния идеального газа.

(P+a/ν²)(ν-b)=RT (для 1-ого моля);

(P+n²/ν²)(ν-b)=nRT (для n-моль);

поправка “a” учитывает притяжения молекул

поправка “b” – учитывает собственный объем и взаимное отталкивание на малых расстояниях.

a=27R²T²/64_крит b=RT_к/8_крит

Недостаток: для различных газов a и b различны, поэтому уравнение Ван-дер-Ваальса не является универсальным, хотя многие годы (реал.) поддаются под описание этого уравнения.

Уравнение не работает при высоких давлениях и в критической точке. Значит теория состояний для всех газообразных и жидких веществ уравнение должно быть справедливо: уравнение единого состояния:

Первый закон термодинамики –

Для циклического процесса принцип эквивалентности записывается в виде:

∆U=Q-A

Свойства ∆U:ее изменение определяется только начальным и конечным состоянием системы.

∆U– функция состояния – не зависит от пути проведения процесса.

Функция состояния.

Функция от параметров состояния, если ее значения зависят только от этих параметров, и не определяется процессами предшествующими этапу состояния. Aи теплота не являются функциями состояния системы, они зависят от пути процесса, определяют следующим образом

dU=Q-A

с

и значит

формулировано первое начало т/д Майером, Джоуль в несколько иной формулировке; Гельмгольц ввел в первое начало т/д наряду с механической работой и другими видами работы. Наиболее часто рассматриваются процессы в которых рассматривается работа расширения.

dU=-pdV

Другие виды работы, которые не связаны с изменением объема системы – полезные работы.

Р

Поверхностное натяжение

абота по поднятию силы тяжести:A=pdh=mgdh

Работа по переносу заряда между двумя потенциалами:A=dl

Работа по изменению поверхности жидкости на величину dS:A=….dS

В формулировке Гельмгольца первое начало термодинамики записывается так:

Полезные работы

dU=Q-pdV-A

Наиболее полезной работой называется та, которой система может получить за счет химических превращений.

dV– экстенсивное свойство

р_вн=р_сист+р

р_внр_сист, значит в равновесных условияхр -внутренние свойства.

H=U+pV энтальпия, так же как и внутренняя энергия – функция состояния.

рV – функция состояния, т.о. энтальпия.

Н – функция состояния, т.е. изменения не зависят от пути проведения процесса.

Энтальпия: функция теплоты и давленияH=(T,P)

H=U+pV.

При постоянстве давления и отсутствии других видов работ теплота …. изменением энтольпии системы.