Основы термодинамики презентация

Основы термодинамики Выполнила: студентка агрономического фак-а 2 курса 1 группы 1 подгруппы Егорова О.Л. Проверила: Чебоксарова А. В.

Необходимость термодинамики Термодинамика исторически возникла как эмпирическая наука об основных способах преобразования внутренней энергии тел для совершения механической работы. Однако в процессе своего развития термодинамика проникла во все разделы физики, где возможно ввести понятие «температура» и позволила теоретически предсказать многие явления задолго до появления строгой теории этих явлений.

Основные понятия и определения Термодинамика – наука о закономерностях превращения энергии. В термодинамике широко используется понятие термодинамической системы. Термодинамической системой называется совокупность материальных тел, взаимодействующих, как между собой, так и с окружающей средой. Все тела находящиеся за пределами границ рассматриваемой системы называются окружающей средой. Поскольку одно и тоже тело, одно и тоже вещество при разных условиях может находится в разных состояниях, (пример: лед – вода – пар , одно вещество при разной температуре) вводятся, для удобства, характеристики состояния вещества – так называемые параметры состояния.

Перечислим основные параметры состояния вещества: Соотношение для перехода от градусов Цельсия к градусам Кельвина: T [K] = t [°C] + 273.15 где: T - температура в Кельвинах, t – температура в градусах Цельсия. Соотношение между единицами: 1 бар = 105 Па 1 кг/см2 (атмосфера) = 9.8067×104 Па 1мм рт. ст. (миллиметр ртутного столба) = 133 Па 1 мм вод. ст. (миллиметр водного столба) = 9.8067 Па Плотность – отношение массы вещества к объему занимаемому эти веществом. Удельный объем - величина обратная плотности т.е. отношения объема занятого веществом к его массе.

Термодинамические процессы Если в термодинамической системе меняется хотя бы один из параметров любого входящего в систему тела, то в системе происходит термодинамический процесс. Основные термодинамические параметры состояния Р, V, Т однородного тела зависят один от другого и взаимно связаны уравнением состояния: F (P, V, Т). Для идеального газа уравнение состояния записывается в виде: P × v = R × T где: P - давление; v – удельный объем; T – температура; R – газовая постоянная (у каждого газа свое значение). Если известно уравнение состояния, то для определения состояния простейших систем достаточно знать две независимые переменные из трех Р = f1 (v, т); v = f2 (Р, Т); Т = f3 (v, Р)

Изохорный Изохорный Рассмотрим термодинамическую систему, состоящую из одного тела – какого либо газа в сосуде с поршнем, причем сосуд и поршень в данном случае является внешней средой. Пусть, для примера, происходит нагрев газа в сосуде, возможны два случая: если поршень зафиксирован и объем не меняется, то произойдет повышение давления в сосуде. Такой процесс называется изохорным (v=const), идущий при постоянном объеме. Изохорные процессы в P – T координатах (v1>v2>v3).

Изобарный Изобарный eсли поршень свободен то нагреваемый газ будет расширятся при постоянном давлении такой процесс называется изобарным (P=const), идущим при постоянном давлении. Изобарные процессы в v – T координатах P1>P2>P3

Изотермический Изотермический Если, перемещая поршень, изменять объем газа в сосуде то, температура газа тоже будет изменяться, однако можно охлаждая сосуд при сжатии газа и нагревая при расширении можно достичь того, что температура будет постоянной при изменениях объема и давления, такой процесс называется изотермическим (Т=const). Изотермические процессы в P – v координатах T1>T2>T3

Адиабатический Адиабатический Процесс, при котором отсутствует теплообмен между системой и окружающей средой, называется адиабатным, при этом количество теплоты в системе остается постоянными (Q=const). Адиабатический процесс - это такое изменение состояний газа, при котором он не отдает и не поглощает извне теплоты. Следовательно, адиабатический процесс характеризуется отсутствием теплообмена газа с окружающей средой. Адиабатическими можно считать быстро протекающие процессы.

Внутренняя энергия

Внутренняя энергия одноатомного идеального газа

Способы изменения внутренней энергии Совершение работы (А) над телом ( U увелич.) самим телом (U уменьш.)

Работа в термодинамике

Геометрический смысл работы Работа численно равна площади под графиком процесса на диаграмме (p, V).

Работа газа

Количество теплоты Q = cm(t02-t01) – нагревание (охлаждение) Q=m - плавление (отвердевание) Q = Lm - парообразование (конденсация) Q = qm – сгорание топлива

Первый закон термодинамики

Первый закон термодинамики

Энтальпия Энтальпия это сумма внутренней энергии тела и произведения давления на объем. I = U + PV где: I – энтальпия; U –внутрення энергия; P – давление; V -объем. Удельная энтальпия i это отношение энтальпии тела к его массе. Удельная энтальпия это параметр состояния. Значение удельной энтальпии пара и воды при определенном давлении и температуре можно найти в справочнике. Пользуясь этими данными, можно определить количество теплоты участвующее в процессе или работу процесса.

Энтропия Теплота q не является функцией состояния, количество теплоты выделившейся или поглотившейся в процессе зависит от самого процесса. Функцией состояния является энтропия обозначается S размерность [Дж/К] dS = dQ/T где dS – дифференциал энтропии; dQ – дифференциал теплоты; Т – абсолютная температура; Удельная энтропия - отношение энтропии тела к его массе. Удельная энтропия s является справочной величиной. Удельная энтропия - функция состояния вещества, принимающая для каждого его состояния определенное значение: s = f (Р, v, Т) [Дж/(кг x K)]

Тепловые двигатели

Термодинамический цикл

Тепловой двигатель

Идеальная тепловая машина

Цикл Карно Удельную энтропию можно применять совместно с одним из основных параметров для графического изображения процессов. Аналогично тому как мы строили изменение объема в зависимости от изменения температуры мы можем изобразить некоторый процесс изменения энтропии и температуры в Т- S координатах. В этом случае любая точка на графической плоскости соответствует определенному состоянию рабочего тела, а линия от точки 1 до точки 2 отображает некий термодинамический процесс. Особенностью Т- S координат является то, что площадь под линией процесса соответствует количеству энергии отданной или полученной рабочим телом. Т – S диаграмма цикла Карно.

На данной диаграмме представлен некий замкнутый цикл. Система последовательно переходит из точки 1 в 2 затем 3, 4 и снова в 1. Из графика видно, что процесс 1 => 2 является изотермическим (происходит при Т1 = const) и процесс 3 => 4, также является изотермическим (происходит при T2=const). Процессы 2 => 3 и 4 => 1 являются адиабатными, поскольку в них не происходит изменение энтропии то dS = 0, следовательно dQ = 0 или Q = const. Причем в процессе 2 => 3 происходит охлаждение рабочего тела за счет совершения работы телом, а в процессе 4 => 2 происходит нагрев рабочего тела, за счет совершения работы над телом. На данной диаграмме представлен некий замкнутый цикл. Система последовательно переходит из точки 1 в 2 затем 3, 4 и снова в 1. Из графика видно, что процесс 1 => 2 является изотермическим (происходит при Т1 = const) и процесс 3 => 4, также является изотермическим (происходит при T2=const). Процессы 2 => 3 и 4 => 1 являются адиабатными, поскольку в них не происходит изменение энтропии то dS = 0, следовательно dQ = 0 или Q = const. Причем в процессе 2 => 3 происходит охлаждение рабочего тела за счет совершения работы телом, а в процессе 4 => 2 происходит нагрев рабочего тела, за счет совершения работы над телом. Количество тепла подводимое к системе: Q1 = T1 × (S2-S1) - площадь прямоугольника 1-2-S2-S1-1 (вся область закрашенная голубым и зеленым). Количество тепла отдаваемое системой: Q2 = T2 × (S2-S1) площадь прямоугольника 3-S2-S1-4-3 (область закрашенная голубым цветом). Работа цикла - разность подведенной и отведенной теплоты: L = Q1 - Q2 (область закрашенная зеленым). КПД цикла:

Второй закон термодинамики

Процессы, запрещаемые 1 законом термодинамики

Процессы, запрещаемые 2 законом термодинамики

Закон Дюлонга-Пти Закон Дюлонга-Пти (Закон постоянства теплоёмкости) — эмпирический закон, согласно которому молярная теплоёмкость твёрдых тел при комнатной температуре близка к 3R:  Cv = 3R где R — универсальная газовая постоянная. Закон выводится в предположении, что кристаллическая решетка тела состоит из атомов, каждый из которых совершает гармонические колебания в трех направлениях, определяемыми структурой решетки, причем колебания по различным направлениям абсолютно независимы друг от друга. При этом получается, что каждый атом представляет три осциллятора с энергией E, определяемой следующей формулой: E = kT

Формула вытекает из теоремы о равнораспределении энергии по степеням свободы. Так как каждый осциллятор имеет одну степень свободы, то его средняя кинетическая энергия равна K = kT/2, а так как колебания происходят гармонически, то средняя потенциальная энергия равна средней кинетической, а полная энергия - соответственно их сумме. Число осцилляторов в одном моле вещества составляет 3Na , их суммарная энергия численно равна теплоемкости тела - отсюда и вытекает закон Дюлонга-Пти. Формула вытекает из теоремы о равнораспределении энергии по степеням свободы. Так как каждый осциллятор имеет одну степень свободы, то его средняя кинетическая энергия равна K = kT/2, а так как колебания происходят гармонически, то средняя потенциальная энергия равна средней кинетической, а полная энергия - соответственно их сумме. Число осцилляторов в одном моле вещества составляет 3Na , их суммарная энергия численно равна теплоемкости тела - отсюда и вытекает закон Дюлонга-Пти.