Разделы презентаций
- Разное
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Лекции по физике. Молекулярная физика и основы термодинамики
Содержание
- 1. Лекции по физике. Молекулярная физика и основы термодинамики
- 2. Реальные газыДля реальных газов наблюдается отклонение от
- 3. Переход идеального газа из неравновесных состояний в
- 4. Эффективное сечение молекулы σ – эффективное
- 5. Найдем среднее число столкновений, испытываемых одной молекулой
- 6. Число столкновений в единицу времениn – число
- 7. Явления переноса в газахМолекулы газа при хаотическом
- 8. Т.о. за единицу времени переносится величина Изменение
- 9. ДиффузияZ = mН = n· Z –физическая
- 10. Внутреннее трениеМолекулы газа движутся хаотически, кроме направления
- 11. Межмолекулярное взаимодействиеМежмолекулярные силы притяженияПоляризационные силы обусловлены несимметричностью
- 12. Межмолекулярное взаимодействиеСилы притяжения обратно пропорциональны расстоянию в
- 13. Межмолекулярное взаимодействиеВ уравнении Ван-дер-Ваальса применяется более грубая
- 14. Уравнение Ван-дер-ВаальсаУчтём влияние сил отталкивания. Конечный объём
- 15. Уравнение Ван-дер-ВаальсаТеперь учтём влияние сил притяжения. Оно
- 16. Уравнение Ван-дер-Ваальса
- 17. Уравнение Ван-дер-ВаальсаУчитывая совместное действие сил притяжения и отталкивания получим окончательно уравнение Ван-дер-Ваальса: (P+a/V2)(V-b)=RT для молей: (P+a2/V2)(V/-b)=RT или: (P+a2/V2)(V-b)=RT
- 18. Слайд 18
- 19. Другие уравнения состоянияУравнение Дитеричи: P(V-b)=RTexp(-a/[RTV]) в пределе b
- 20. Другие уравнения состоянияУравнение Бертло: (P+a/(ТV2))(V-b)=RTУравнение Клаузиуса: здесь улучшение достигается за счёт введения третьего параметра
- 21. Другие уравнения состоянияУравнение Камерлинг-Оннеса: PV=RT(1+B2(T)/V+B3(T)/V2+…), где В2, В3, …-
- 22. Изотермы Ван-дер-ВаальсаУравнение Ван-дер-Ваальса можно привести к виду: PV3-(RT+Pb)V2+aV-ab=0 () это
- 23. Изотермы Ван-дер-ВаальсаПриравнивая коэффициенты при одинаковых степенях V,
- 24. Изотермы Ван-дер-ВаальсаРасхождение экспериментальных и теоретических значений свидетельствует о неточности уравнения Ван-дер-Ваальса.
- 25. Изотермы реальных газовНа изотермах реальных газов нет
- 26. Изотермы реальных газовL-B – перегретая жидкостьA-G –
- 27. Перегретая жидкость
- 28. Изотермы реальных газовНиже кривой АКS находится двухфазная
- 29. Рассмотрим изохорические, изобарические и изотермические процессы, при
- 30. 7→8 →9 →10: изотермический процесс. 7
- 31. Критическое состояние
- 32. Впервые явление критического состояния вещества было обнаружено
- 33. Изотермы реальных газовПравило рычагаПусть состояние газа характеризуется
- 34. Внутренняя энергия газа Ван-дер-Ваальса.Для однофазных состояний:Потенциальная энергия
- 35. Эффект Джоуля-ТомсонаЭффект Джоуля-Томсона заключается в изменении температуры
- 36. Эффект Джоуля-ТомсонаПри b=0, а≠0 газ всегда охлаждаетсяПри
- 37. Методы получения низких температурИспарение жидкостиЭффект Джоуля-ТомсонаАдиабатическое расширение
- 38. История физики низких температур Основные этапы развития
- 39. Скачать презентанцию
Реальные газыДля реальных газов наблюдается отклонение от закона Клапейрона-Менделеева, кроме того, при некоторых значениях внешних параметров они могут быть переведены в жидкое и даже твёрдое состояниеОтступление от законов идеального газа связаны
Слайды и текст этой презентации
Слайд 1Лекции по физике. Молекулярная физика и основы термодинамики
Реальные газы. Межмолекулярные
взаимодействия. Низкие температуры
Слайд 2Реальные газы
Для реальных газов наблюдается отклонение от закона Клапейрона-Менделеева, кроме
того, при некоторых значениях внешних параметров они могут быть переведены
в жидкое и даже твёрдое состояниеОтступление от законов идеального газа связаны с наличием межмолекулярного взаимодействия
Слайд 3Переход идеального газа из неравновесных состояний в равновесное происходит благодаря
так называемым явлениям переноса — 1)диффузии, 2) теплопроводности и 3)
внутреннему трению.Благодаря этим явлениям происходит непрерывное выравнивание плотности, давления и температуры в пределах объема газа. Это выравнивание происходит как при наличии, так и при отсутствии внешнего воздействия на газ.
средняя длина свободного пробега молекул λ – среднее расстояние, которое проходит молекула от одного столкновения до другого.
Минимальное расстояние на которое сближаются при столкновении центры молекул, называется эффективным диаметром молекулы d.
d
Слайд 4Эффективное сечение молекулы
σ – эффективное сечение молекулы, т.е.
полное поперечное сечение рассеяния, характеризующее столкновение между двумя молекулами
s =
pd2 – площадь, в которую не может проникнуть центр любой другой молекулы. Здесь d – диаметр молекулы.
Слайд 5Найдем среднее число столкновений, испытываемых одной молекулой в единицу времени.
Представим молекулу в виде шара диаметром σ, движущегося со средней
скоростью νср =и .За время dt частица пройдет средний путь udt и столкнется со всеми молекулами, центры которых находятся в пределах объема цилиндра πσ2udt
если центр какой-нибудь молекулы лежит на поверхности этого цилиндра или ближе к его оси, то движущаяся молекула столкнется с ней; если же центр молекулы лежит за пределами указанного цилиндра, то столкновения не произойдет.
Число столкновений, испытываемое молекулой за время dt, будет, таким образом, равно числу молекул в объеме πσ2udt. Однако точный расчет с учетом относительного движения всех молекул газа дает поправочный множитель √2
Слайд 6Число столкновений в единицу времени
n – число частиц в единице
объема
длина свободного пробега равна отношению среднего пути, проходимого молекулой за
единицу времени (т.е. скорости и) к числу испытываемых за это время столкновенийТепловые скорости ~ нескольких сот м/с. Однако из-за большое числа соударений молекула не перемещается за малое время на большие расстояния
Обычно <λ> ~ 10-7м, что в 100 раз больше, чем среднее расстояние между молекулами (у газов).
Вакуум – степень разрежения газа при которой средняя длина свободного пробега молекул имеет тот же порядок величины, что и размеры сосуда, в котором находится газ
Слайд 7Явления переноса в газах
Молекулы газа при хаотическом движении, взаимодействуют друг
с другом, перемещаются на значительные расстояния. Такие микропроцессы приводят либо
к непосредственному переносу массы вещества молекулами, либо к постепенной , от молекулы к молекуле, передаче энергии и импульса в определенном направлении.Явления переноса – это группа явлений обусловленных хаотическим движением молекул и приводящих при этом к направленному переносу
массы (диффузия),
кинетической энергии (теплопроводность) и
импульса (внутреннее трение)
На основе молекулярно-кинетической теории можно получить общее уравнение переноса, описывающее все перечисленные явления
Слайд 8Т.о. за единицу времени переносится величина
Изменение величины Н на
единице длины dx (dH/dx) называется градиентом величины Н. Т.к. (H1-Н2)
это изменение величины Н на расстоянии 2 <λ> ,тоили
Подставив полученные выражения в (1) и умножив на Δt, получим поток G переносимой величины Н за промежуток Δt сквозь площадку S.
(1)
Общее уравнение переноса
Слайд 9Диффузия
Z = m
Н = n· Z –физическая величина, переносимая молекулами,
заключенными в единичном объеме - плотность ρ
Коэффициент диффузии
Закон Фика
Частным
случаем диффузии является самодиффузия – выравнивание концентрации частиц однородного по составу веществаОбщее уравнение
переноса
Слайд 10Внутреннее трение
Молекулы газа движутся хаотически, кроме направления вдоль оси у.
Молекулы переходят из слоя в слой, передавая импульс в направлении
┴ у. В этом заключается явление внутреннего трения.G=F·Δt – импульс силы
H=ρ ·U – импульс обусловленный направленным движением молекул
Z = m·U
Сила внутреннего трения
коэффициент внутреннего трения (вязкости)
Слайд 11Межмолекулярное взаимодействие
Межмолекулярные силы притяжения
Поляризационные силы обусловлены несимметричностью распределения зарядов в
нейтральной в целом молекуле
Дисперсионные силы обусловлены появлением наведённой поляризации при
сближении молекулСилы отталкивания возникают на малых расстояниях из-за взаимного перекрытия электронных оболочек молекул. Они имеют квантовую природу
Слайд 12Межмолекулярное взаимодействие
Силы притяжения обратно пропорциональны расстоянию в 7-й степени
Силы отталкивания
возрастают экспоненциально при уменьшении расстояния
Взаимодействие молекул удобно описывать потенциальной энергией
взаимодействия U(r)Потенциал Леннарда-Джонса:
U(r)=a1/r12-a2/r6,
где a1 и a2 - константы
Слайд 13Межмолекулярное взаимодействие
В уравнении Ван-дер-Ваальса применяется более грубая аппроксимация – молекулы
считаются абсолютно твёрдыми шарами с диаметром d
d является нечётко определённым
параметром
Слайд 14Уравнение Ван-дер-Ваальса
Учтём влияние сил отталкивания. Конечный объём молекул приводит к
уменьшению доступного объёма и увеличению давления по сравнению с идеальным
газом. Для одного моля запишем:P(V-b)=RT,
где b – объём одного моля молекул газа
Слайд 15Уравнение Ван-дер-Ваальса
Теперь учтём влияние сил притяжения. Оно проявляется в появлении
избыточного давления:
P+Pi=nkT,
где Pi – избыточное «внутреннее» давление:
Pi=,
где Nb – число
молекул в пристеночном слое, отнесённое к единице площади, f – сила, действующая со стороны объёма газаNb1/V, f1/V Pi=a/V2,
где а - константа
Слайд 17Уравнение Ван-дер-Ваальса
Учитывая совместное действие сил притяжения и отталкивания получим окончательно
уравнение Ван-дер-Ваальса:
(P+a/V2)(V-b)=RT
для молей:
(P+a2/V2)(V/-b)=RT
или:
(P+a2/V2)(V-b)=RT
Слайд 19Другие уравнения состояния
Уравнение Дитеричи:
P(V-b)=RTexp(-a/[RTV])
в пределе b
переходит в уравнение Ван-дер-Ваальса. Оно так же является полуэмпирическим. При
умеренных давлениях оно лучше чем уравнение Ван-дер-Ваальса, но зато при высоких давлениях совершенно непригодно![Другие уравнения состоянияУравнение Дитеричи: P(V-b)=RTexp(-a/[RTV]) в пределе b](/img/tmb/3/291671/4d8cff16670e3aaacbc5346aafa4345b-800x.jpg "Лекции по физике. Молекулярная физика и основы термодинамики Другие уравнения состоянияУравнение Дитеричи: P(V-b)=RTexp(-a/[RTV]) в пределе b")
Слайд 20Другие уравнения состояния
Уравнение Бертло:
(P+a/(ТV2))(V-b)=RT
Уравнение Клаузиуса:
здесь улучшение достигается за счёт
введения третьего параметра
Слайд 21Другие уравнения состояния
Уравнение Камерлинг-Оннеса:
PV=RT(1+B2(T)/V+B3(T)/V2+…),
где В2, В3, …- второй, третий и
т.д. вириальные коэффициенты
Уравнение состояния любого газа может быть приведено к
данному виду
Слайд 22Изотермы Ван-дер-Ваальса
Уравнение Ван-дер-Ваальса можно привести к виду:
PV3-(RT+Pb)V2+aV-ab=0 ()
это кубическое уравнение относительно
V при некоторых P и T имеет три корня, а
в некоторой области P и T – одинВ критической точке, где все корни равны:
PV3-(RT+Pb)V2+aV-ab=Рк(V-Vк)3=0
Слайд 23Изотермы Ван-дер-Ваальса
Приравнивая коэффициенты при одинаковых степенях V, получим:
РкVк3=ab, 3РкVк2=a, 3РкVк=RTк+Pкb
Из этих
трёх уравнений можно найти:
Vк=3b, Рк=a/27b2, Тк=8a/(27Rb)
Отношение Kк=RTк/(РкVк)=8/3=2,67 называется критическим коэффициентом
Для одного
моля идеального газа Kк=RT/(РV)=1Для реальных газов Kк>8/3
Слайд 24Изотермы Ван-дер-Ваальса
Расхождение экспериментальных и теоретических значений свидетельствует о неточности уравнения
Ван-дер-Ваальса.
Слайд 25Изотермы реальных газов
На изотермах реальных газов нет участка с (P/V)>0.
Это неустойчивое состояние
Область D-B – жидкое состояние с малой сжимаемостью
Область
А-Е – газообразное состояниеОбласть L-G – двухфазное состояние жидкость-пар
Слайд 26Изотермы реальных газов
L-B – перегретая жидкость
A-G – переохлаждённый пар
Правило Максвелла:
реальная изотерма проходит таким образом, что площади фигур LBC и
GAC равны
Слайд 28Изотермы реальных газов
Ниже кривой АКS находится двухфазная область, а выше
- однофазная
От одной фазы к другой можно перейти минуя двухфазную
областьК – критическая точка
Слайд 29Рассмотрим изохорические, изобарические и изотермические процессы, при которых вещество переходит
из одного состояния в другое
1→2: изобарическое сжатие, сопровождаемое охлаждением. Вещество
переходит из газообразного состояния «сразу» в жидкое, как только Т станет меньше критической 1→3: изохорическое охлаждение. Вещество также скачком переходит из газообразного состояния в жидкое.
4→5: если изобарическое сжатие производить при давлении, меньшем критического, то газ сначала переходит в ненасыщенный пар, затем становится насыщенным, а при дальнейшем сжатии (и охлаждении) постепенно конденсируется в жидкость.
4→6: изохорическое охлаждение. В отличие от 1→3 производится при удельном объеме, большем, чем критический удельный объем; охлаждаемый газ проходит через область ненасыщенного пара, превращается в насыщенный и затем частично конденсируется.
Слайд 307→8 →9 →10: изотермический процесс. 7 имеется ненасыщенный пар
8 насыщенное состояние, в которое путем сжатия переводится пар 9
окончание постепенной конденсации,9 → 10: изотермическое сжатие жидкости.
11 → 12: изотермический процесс протекающий при температуре выше критической. Вещество все время остается в газообразном состоянии; таким образом, путем изотермического сжатия нельзя превратить газ в жидкость, если температура этого процесса выше критического значения.
Для сжижения газа совершенно необходимо охладить его до температуры ниже критической.
Если изотермический процесс 7→8 →9 →10: производить с тщательно очищенным веществом, лишенным всяких посторонних примесей, и сам процесс вести достаточно медленно, то можно наблюдать так называемые метастабильные состояния
Слайд 32Впервые явление критического состояния вещества было обнаружено в 1822 году
Шарлем Каньяром де Ла-Туром, а в 1860 году повторно открыто
Д.И.Менделеевым. Систематические исследования начались с работ Томаса Эндрюса. Практически явление критической точки можно наблюдать при нагревании жидкости, частично заполняющей запаянную трубку. По мере нагрева мениск постепенно теряет свою кривизну, становясь всё более плоским, а при достижении критической температуры перестает быть различимым.
Слайд 33Изотермы реальных газов
Правило рычага
Пусть состояние газа характеризуется точкой М в
двухфазной области изотермы, тогда массы жидкой mж и газообразной mг
фаз относятся как длины отрезков MG и LM:MG/LM= mж/mг
Слайд 34Внутренняя энергия газа Ван-дер-Ваальса.
Для однофазных состояний:
Потенциальная энергия межмолекулярных сил
Взаимодействия
вычисляется как работа, которую
совершают эти силы при разведении
молекул
на бесконечность:где CV — молярная теплоемкость при постоянном объёме,
которая предполагается не зависящей от температуры.
Слайд 35Эффект Джоуля-Томсона
Эффект Джоуля-Томсона заключается в изменении температуры газа при его
прохождении через малое отверстие (дросселировании)
Для идеального газа эффект отсутствует
Для реального
газа эффект может быть как положительным (Т/Р0, газ охлаждается), так и отрицательным
Слайд 36Эффект Джоуля-Томсона
При b=0, а≠0 газ всегда охлаждается
При b≠0, а=0 –
всегда нагревается
Существует температура инверсии Ti=(27/4)ТК при которой эффект нулевой
Выше Ti
газ нагревается при дросселировании, ниже Ti газ охлаждаетсяДля большинства газов Tiкомнатной температуры
Для водорода и гелия Ti<<комнатной температуры
Слайд 37Методы получения низких температур
Испарение жидкости
Эффект Джоуля-Томсона
Адиабатическое расширение газа
Растворение одного вещества
в другом
При откачивании паров 3He можно получить температуру 0,3 К
С
помощью метода адиабатического размагничивания парамагнитных солей можно получить температуру 10-3 К
Слайд 38История физики низких температур Основные этапы развития физики низких температур были
связаны с сжижением газов, которые позволяли проводить измерения при температуре
равной температуре кипения.В 1898 году Джеймсом Дьюаром получено около 20 см³ жидкого водорода.
В 1906 году Хейке Камерлинг-Оннесом налажена линия полупромышленного получения жидкого водорода, дающая до 4 л/ч.
В 1908 году Хейке Камерлинг-Оннес сумел добиться конденсации жидкого гелия в объёме 60 см³ (Нобелевская премия по физике за 1913 год). Для опыта потребовалось 20 литров жидкого водорода, полученного при помощи линии, созданной двумя годами ранее. Низкие температуры, необходимые для конденсации гелия, были достигнуты при адиабатическом дросселировании водорода.
В 1930 году Виллем Хендрик Кеезом обнаруживает наличие фазового перехода в жидком гелии при температуре 2,17 К и давлении насыщенных паров 0,005 МПа. Называет фазу, устойчивую выше 2,17 K гелием-I, и фазу, устойчивую ниже 2,17 K гелием-II. Также наблюдает связанные с этим аномалии в теплопроводности (даже называет гелий-II «сверхтеплопроводным»), теплоёмкости, текучести гелия.
В 1938 году П. Л. Капица открыл сверхтекучесть гелия-II (Нобелевская премия по физике за 1978 год). Квантово-механическое объяснение явления было дано Л. Д. Ландау в 1941 году (Нобелевская премия по физике за 1962 год).
В 1948 году удалось ожижить и гелий-3.
В 1972 году в жидком 3He был также обнаружен фазовый переход. Позже было экспериментально показано, что ниже 2,6 мК и при давлении 34 атм 3He действительно становится сверхтекучим.
В 2003 году Нобелевской премией по физике отмечены Алексей Алексеевич Абрикосов, Виталий Лазаревич Гинзбург и Энтони Леггет, в том числе и за создание теории сверхтекучести жидкого гелия-3.
