Макроскопические параметры системы, такие, как температура, давление, объём, химический потенциал и др.

2. Внутренняя энергия идеального газа. Число степеней свободы. Закон равнораспространения энергии.

Число степеней свободы – число независимых переменных полностью определяющих положение системы в пространстве. Для 1-атомного газа число степеней свободы=3,число вращений= 0 , всего=3;для 2-атомного:3-2-5;многоатомного:3-3-6.

Вну́тренняя эне́ргия тела (обозначается как E или U) — полная энергия этого тела за вычетом кинетической энергии тела как целого и потенциальной энергии тела во внешнем поле сил. Следовательно, внутренняя энергия складывается из кинетической энергии хаотического движения молекул, потенциальной энергии взаимодействия между ними и внутримолекулярной энергии.

З-н о равномерном распределении энергии по степеним свободы: Независимо от числа степеней свободы молекул ,3 степени свободы всегда поступательные и не одна из них не имеет преимущества перед другими. Среднее значение энергии одной молекулы <Е> будет тем больше, чем сложнее молекула, чем больше у неё степеней свободы. Средняя энергия молекулы: <E>= (i/2)K*T; i=i_N+i_B+2i_K;E=(i/2)RT; E= (m/M)* (i/2)*RT-внутренняя энергия газа массой m.

Давление газа с точки зрения молекулярно кинетической теории. Основное уравнение мкт.

Давление можно найти по формуле:

pp=DP/(DtDS)=¹/₃nm₀v²

Ек=(i/2)kT,

Где k является отношением газовой постоянной R к числу Авогадро, а i - число степеней свободы молекул.

Основное уравнение МКТ связывает макроскопические параметры (давление, объём, температура) газовой системы с микроскопическими (масса молекул, средняя скорость их движения).

Уравнение состояния Идеального газа.

Уравнение состояния идеального газа (иногда уравнение Клапейрона или уравнение Клапейрона — Менделеева) — формула, устанавливающая зависимость между давлением, молярным объёмом и абсолютной температурой идеального газа. Уравнение имеет вид.

PV=URT

5. Уравниене Ван-дер-Ваальса. Изотермы реальных газов.

Действие сил притяжения между молекулами газов приводит к появлению дополнительного давления на газ - внутреннее давление. P=a/V²_m-внутреннее дав ление обратно пропорционально квадрату моляр ного объема, а-постоянная Ван-дер-Вальса, хара ктеризующая силы молекулярного притяжения. Ур авнение Ван-дер-Вальса (P-a/V²_m)*(V_m-b)=RT-для одного моля реального газа; PV_m=RT-для одного моля идеального газа. Поправки Ван-дер-Вальса a и b постоянные для каждого газа величины.

Изотермы Ван-дер-Вальса-кривые опре деляющие зависимость давления от молекулярного объема при заданных температурах для одного моль газа. При некоторой температуре Т_крит на изотерме появляются точки перегиба, в них касательная параллельна оси абсцисс. Точка К- критическая. Давление и объем в этой точке называются кри тическими. Изотерма реального газа отличается от изотермы идеального газа только некоторым искажением формы. При низкой температуре изотермы имеют волнообразный участок. Сначала монотонно опускаясь, затем монотонно поднимаясь.

6.Характеристика жидкого состояния. Ближний порядок.

Жидкость — одно из агрегатных состояний вещества. Основным свойством жидкости, отличающим её от других агрегатных состояний, является способность неограниченно менять форму под действием механических напряжений, даже сколь угодно малых, практически сохраняя при этом объём.

Жидкое состояние обычно считают промежуточным между твёрдым телом и газом: газ не сохраняет ни объём, ни форму, а твёрдое тело сохраняет и то, и другое.

Свойства жидких тел:

Текучесть

Сохранение объёма

Вязкость

Образование свободной поверхности и поверхностное натяжение

Испарение и конденсация

Ближний порядок — это упорядоченность во взаимном расположении атомов или молекул в веществе, которая (в отличие от дальнего порядка) повторяется лишь на расстояниях, соизмеримых с расстояниями между атомами, то есть б.п. есть закономерность в расположении соседних атомов.

Ближним порядком в расположении молекул обладают, например, аморфные тела.

Поверхностное натяжение. Силы, возникающие на кривой поверхности жидкости. Формула лапласса. Смачивание и капиллярные явления..

К. поверхностная энергия пропорциональна поверхности слоя ΔS; ΔE=δΔS , где δ-поверхностное натяжение. Т.к. жидкость при заданном объеме должна иметь наименьшую площадь поверхности то жидкость ее сокращает. В этом случае поверхностный слой – растянутая пленка, которая действует как натянутая. Рассмотрим поверхность жидкости ограниченную замкнутым контуром. Под действием сил поверхностного натяжения (сил направленных по касательной к поверхности и перпендикулярных участку контура на который они действуют и стремятся сократить поверхность), рассматриваемый контур переместится в положение штриховки. Силы, действующие со стороны вы деленного участка на граничащие с ним участки, совершают работу dA=fΔхΔl, f- сила поверхностного натяжения действующая на 1м² контура поверхности жидкости. Работа совершается за счет уменьшения поверхностной энергии жидкости. dA=dE δ=f . Единицы поверхностного натяжения [Н/м] или [Дж/м²].

Жидкость в капилляре всегда опускается или поднимается на высоту h, при которой давление столба жидкости (гидростатическое давление) rgh уравновешивается избыточным давлением. Избыточное давление: DP= 2d/R=rgh (формула Лапласа).

Влияние изменения высоты уровня жидкости в капиллярах. Капилляры - это узкие цилиндрические трубки диаметром менее 1 мм. Если капилляр поместить одним концом в жидкость, то вследствие смачивания или не смачивания жидкостью поверхности капилляра кривизна поверхности жидкости в капилляре становится значительной. Если жидкость смачивает поверхность капилляра, то внутри её поверхность жидкости (мениск) имеет вогнутую форму; если не смачивает – выпуклую.

Смачивание - явление искривления свободной поверхности жидкости при соприкосновении жидкости с поверхностью твердого тела. Смачивание зависит от характера сил действующих между молекулами соприкасающихся поверхностных слоев тел.