Применение первого закона термодинамики к изопроцесам. Теплоемкость многоатомных газов

Применение первого закона термодинамики к изопроцессам. Теплоемкость многоатомных газов

Содержание:

Введение

1. Уравнение состояние идеального газа
2. Изотермический   процесс
3. Изобарический процесс
4. Изохорический процесс
5. Адиабатический процесс
6. Теплоемкости многоатомных газов

Заключение

Список использованной литературы

Введение

Каждое тело состоит из частиц, которые хаотически движутся и взаимодействуют друг с другом, поэтому любое тело обладает внутренней энергией. Внутренняя энергия — это величина, характеризующая собственное состояние тела, т. е. она складывается из энергии хаотического (теплового) движения микрочастиц системы (молекул, атомов, электронов, ядер и т. д.) и энергии взаимодействия этих частиц. Энергия тела может изменяется в результате его взаимодействия с другими телами.

Термодинамика как физическая теория базируется на основе принципов, в качестве которых выступают три закона термодинамики.

Теплоёмкость (Т), количество теплоты, поглощаемой телом при нагревании на 1 градус; точнее - отношение количества теплоты, поглощаемой телом при бесконечно малом изменении его температуры, к этому изменению.

Удельная теплоёмкость вещества - теплоёмкость единицы массы данного вещества (г, кг). Единицы измерения - Дж/(кг К).

Молярная теплоёмкость вещества - теплоёмкость 1 моля данного вещества. Единицы измерения - Дж/(моль К).

Количество теплоты, поглощённой телом при изменении его состояния, зависит не только от начального и конечного состояний (в частности, от их температуры), но и от способа, которым был осуществлен процесс перехода между ними. Соответственно от способа нагревания тела зависит и его теплоемкость. Обычно различают теплоемкость при постоянном объёме (Cv) и теплоемкость при постоянном давлении (Ср), если в процессе нагревания поддерживаются постоянными соответственно его объём или давление. При нагревании при постоянном давлении часть теплоты идёт на производство работы расширения тела, а часть - на увеличение его внутренней энергии, тогда как при нагревании при постоянном объёме вся теплота расходуется только на увеличение внутренней энергии; в связи с этим cp всегда больше, чем cv. Для газов (разреженных настолько, что их можно считать идеальными) разность мольных теплоемкостей равна cp - cv = R, где R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314дж/(моль?К), или 1,986 кал/(моль?град). У жидкостей и твёрдых тел разница между Ср и Cv сравнительно мала.

Уравнение состояние идеального газа

Состояния данной массы газа характеризуется тремя макроскопическими параметрами: давлением, объемом, температурой. В данной главе рассмотрим между ними связь, а затем посмотрим, для чего эта связь нужна.

Уравнение  состояния  идеального газа – называется такое уравнение, которое  связывает три  макроскопических  параметра  давление P, объем  V и температуру  T,   для  достаточно разряженного  газа.

Выведем  уравнение  состояния  идеального  газа. Для  этого  подставим в уравнение:  

[pic 1]  (1)      

выражение  для концентрации  молекул  газа  [pic 2][pic 3], концентрацию газа  можно записать так:

[pic 4]         (2)

где  [pic 5] -постоянная  Авогадро,  m – масса  газа, M – его  молярная масса.

После  подстановки  (2) в (1)  будем иметь

        [pic 6]

[pic 7]              (3)

где  k – постоянная Больцмана. Произведение постоянной  Больцмана k и постоянной  Авогадро  [pic 8]  называется  универсальной  (молярной)  газовой  постоянной  и обозначается  буквой  R.