- •Лекция 2. Расчет основных термодинамических величин δu, q, w.
- •1. Термодинамические характеристические функции (функции состояния).
- •1.1. Внутренняя энергия и ее основное свойство.
- •1.2. Энтальпия.
- •1.3. Свободная энергия и свободная энтальпия.
- •1.4. Дифференциальные соотношения термодинамики.
- •2. Внешние воздействия (функции процесса).
- •2.1. Расчет количества теплоты и теплоемкости.
- •Расчет количества теплоты и энтропия.
- •3. Термодинамические свойства веществ.
- •3.1. Свойства веществ и расчет внутренней энергии и энтальпии.
- •3.1.1. Идеальный газ.
- •3.2. Внутренняя энергия идеального газа (свойства и расчет).
- •3.3. Свойства веществ и расчет изменения энтропии.
- •4. Расчет количества работы.
- •4.1. Введение.
- •4.2. Расчет работы в технической термодинамике.
- •5. Основы графического метода в термодинамике.
- •5.1. P – V диаграмма.
- •5.2. T – s диаграмма.
3.2. Внутренняя энергия идеального газа (свойства и расчет).
Из определения идеального газа следует, что внутренняя энергия (определение см. в лекции 1) идеального газа является просто кинетической энергией хаотического поступательного движения молекул газа. Потенциальная энергия взаимного расположения молекул в геометрическом пространстве, вращательная и колебательная энергия молекул идеального газа пренебрежимо малы по сравнению с кинетической энергией поступательного движения. Именно это обстоятельство позволило Больцману корректно провести усреднение кинетической энергии по множеству всех молекул и получить знаменитую формулу, известную из курса физики:
u = 3/2 kT, (2.18)
где k – постоянная Больцмана, Т – термодинамическая температура, u – средняя по множеству всех молекул кинетическая энергия.
Выражение (2.18) по существу показывает, что внутренняя энергия идеального газа является функцией только температуры и что изменение внутренней энергии Δuопределяетсятолько изменением температуры:
(∂u/∂(∙))T= 0
Здесь вместо точки в выражении частной производной можно подставить любой параметр состояния (конечно, кроме Т).
Отсюда сразу следует, что для идеального газа (см.(2.13) и (2.14)) расчет изменения внутренней энергии и энтальпии существенно упрощается, т.к. (∂u/∂v)T= 0 и (∂h/∂p) = 0 и
du=cvdTиdh=cpdT→ Δu=(t2–t1); Δh=(t2–t1); (2.19)
И такой способ расчета изменений функций состояния справедлив для любых процессовс идеальным газом.
Можно также предложить другой способ расчета изменения функций состояния, если имеется в наличии диаграмма p – v или T – s для какого-то вещества в идеальном состоянии. Например, рассмотрим диаграмму T – s и процесс 1 – 2 на рис. 2.7.
Рис 2.7. Графический способ расчета изменения
внутренней энергии и энтальпии для идеального газа в процессе 1 – 2.
Точки 1 и 2 характеризуют два состояния с температурами Т1и Т2(на рис 2.7 показаны две соответствующие изотермы). Изменение энтальпии Δhопределяется (см.(2.5)):
, (2.20)
и для функций состояния Δh не зависит от траектории процесса, а зависит только от температурыв начальном и конечном состоянии (изотермы Т1и Т2). Глядя на (2.20), видно, что по диаграмме T – s нельзя найти определенный интеграл от vdp. Тогда расчет Δhбудем вести не по реальной кривой 1 -2 на рис 3.1, а по изобаре p = const (dp= 0 иvdp= 0) и второй интеграл станет нулевым.
Строим изобару p = const на диаграмме, тогда площадь под изобарой в нужном температурном интервале Т1и Т2и будет численно равна изменению энтальпии Δh.
Аналогично,
(2.21)
Строим изохору v = const, и площадь под ней в тех же температурных пределах будет численно равна изменению внутренней энергии в процессе 1 – 2.
Замечание. Расположение изохоры или изобары на плоскости с координатами T – s правее или левее относительно процесса 1 – 2 здесь не существенно: площадь под кривыми неизменна.
Также просто найти изменение функций состояния в любом процессе с идеальным газом, если он изображен на диаграмме с координатами p – v. Предлагаем студентам самим проделать эту процедуру в качестве тренировки.
Замечание. Такая простота и легкость расчета изменения функций состояния в любом процессе обусловлена двумя обстоятельствами:
Зависимостью внутренней энергии идеального газа только от температуры.
Независимостью приращения функций состояния от траектории процесса, а, следовательно, возможностью выбора удобнойдля интегрирования траектории в интервале лишь температур начала и конца процесса.