Работа идеального газа при различных процессах.

Если для термодинамического процесса известна функция P=f(V), то работа A_1-2=intPdV – работа по расширению газа.

1) V=const, A=0.

2) P=const, A=p(V₂-V₁)

3) T=const, выразим давление из ур. М-К: P=m/M*RT/V, отсюда A=m/M*RT*ln [V₂/V₁].

4) dQ=0, dA= - dU= -(m/M*C_vdT), отсюда A=m/M*C_v(T₂-T₁).

Реальный газ — газ, который не описывается уравнением состояния идеального газа Менделеева - Клапейрона.

Зависимости между его параметрами показывают, что молекулы в реальном газе взаимодействуют между собой и занимают определенный объем. Состояние реального газа часто на практике описывается обобщенным уравнением Менделеева - Клапейрона:

где p — давление; T — температура; Zr = Zr (p,T) — коэффициент сжимаемости газа; М — масса; R — газовая постоянная.

Уравнение состояния газа Ван-дер-Ваальса — уравнение, связывающее основные термодинамические величины в модели газа Ван-дер-Ваальса.

Термическим уравненим состояния (или, часто, просто уравнением состояния) называется связь между давлением, объёмом и температурой.

Для одного моля газа Ван-дер-Ваальса оно имеет вид:

где:

P — давление,

V — объём,

T — абсолютная температура,

R — универсальная газовая постоянная,

Видно, что это уравнение фактически является уравнением состояния идеального газа с двумя поправками. Поправка a учитывает притяжение молекул, поправка b — объём занимаемый молекулами.

Для ν молей газа Ван-дер-Ваальса уравнение состояния выглядит так:

Внутренняя энергия одного моля газа Ван-дер-Ваальса может быть вычислена так:

где C_V — молярная теплоёмкость при постоянном объёме, которая предполагается не зависящей от температуры. Таким образом, внутренняя энергия газа Ван-дер-Ваальса есть функция и температуры, и объёма, в следствие чего с ростом последнего (а значит и расстояния между молекулами), при T = const, внутренняя энергия газа уменьшается.

Дата добавления: 2015-07-18