28. Массы и размеры молекул. Атомная масса. Молярная масса.

Так как массы атомов и молекул очень малы, то обычно они измеряются не в кг, а с помощью специальной единицы, называемой относительной атомной массой (сокращенно — атомной массой).

Атомной массой называется отношение массы атома к атомной единице массы, равной 1/12 массы атома изотопа углерода (углерода-12) (Атомная единица масс равна ). Аналогично определяется и молекулярная масса.

Для характеристики количества вещества используют понятие моля. Моль — это такое количество вещества, которое содержит столько же структурных элементов (частиц), сколько атомов содержится в 12 г углерода-12. Это число называется числом Авогадро и равно .Масса одного моля  называется молярной массой и измеряется г/моль и. Масса одной молекулы вещества равна

.

Экспериментальная оценка поперечных размеров молекулы для неорганических веществ имеет порядок .

 

29. Уравнение идеального газа.

Идеальный газ:

1. Объемом всех молекул газа можно пренебречь по сравнению с объемом сосуда, в котором этот газ находится

2. Время столкновения молекул друг с другом пренебрежительно мало

3. Молекулы взаимодействуют между собой при непосредственном соприкосновении, при этом они отталкиваются

4. Силы притяжения между молекулами идеального газа ничтожно малы и ими можно пренебречь

Идеальным газом называется газ, параметры которого подчиняется уравнению Клапейрона—Менделеева:

.

Где p— давление (Па), V  — объем (м³), T— термодинамическая температура(К).T=t+273,15

m— масса газа, R=8,31441Дж/моль*К — универсальная газовая постоянная.

Это уравнение может быть преобразовано к некоторым другим видам. Наиболее важный получится, если обе части уравнения разделить на объем и представить отношение число молей в виде , где N— число молекул в газе, - число Авогадро. Концентрация: n=N/V

Тогда уравнение преобразуется к виду

Отношение  называется постоянной Больцмана. Уравнение состояния еще более упрощается

30. Р

31. О

32. Л

33. Явления переноса. Средняя длина свободного пробега молекул

34. Энтропия

Энтропию можно определить с помощью двух эквивалентных подходов - статистического и термодинамического.

П онятие энтропии (от греческого «изменение» ) было впервые введено в 1865 году Рудольфом Клаузиусом. Он определил изменение энтропии термодинамической системы при обратимом процессе как отношение общего количества тепла к величине абсолютной температуры (то есть тепло, переданное системе, при постоянной температуре):

.

Например, при температуре 0 °C, вода может находиться в жидком состоянии и при незначительном внешнем воздействии начинает быстро превращаться в лед, выделяя при этом некоторое количество теплоты. При этом температура вещества так и остается 0 °C. Изменяется состояние вещества, сопровождающееся выделением тепла, вследствие изменения структуры.

Э та формула применима только для изотермического процесса (T=const). Её обобщение на случай произвольного квазистатического процесса (идеализированный процесс, состоящий из непрерывно следующих друг за другом состояний равновесия. например, изобарный, изохорный, изотермический…) выглядит так:

, где  — приращение (дифференциал) энтропии некоторой системы, а  — бесконечно малое количество теплоты, полученное этой системой.

Энтропия, таким образом, определена вплоть до произвольной аддитивной постоянной. Третье начало термодинамики позволяет определить её точнее: предел величины энтропии равновесной системы при стремлении температуры к абсолютному нулю полагают равным нулю.

Второй закон термодинамики устанавливает критерии необратимости термодинамических процессов. Известно много формулировок второго закона, которые эквивалентны друг другу. Мы приведем здесь только одну формулировку, связанную с энтропией, - закон неубывания энтропии для замкнутой системы.

Существует функция состояния - энтропия S, которая обладает следующим свойством: , где знак равенства относится к обратимым процессам, а знак больше - к необратимым.

В открытых системах, где возможны потоки тепла как из системы, так и внутрь неё, возможно отрицательное изменение энтропии = «приток негэнтропии».

Статистическое определение энтропии основано на идее о том, что необратимые процессы в термодинамике вызваны переходом в более вероятное состояние, поэтому энтропию можно связать с вероятностью:

(формула Больцмана), где k = 1.38 10^-23 Дж/К - постоянная Больцмана (k = R / N_A), W - так называемая термодинамическая вероятность, т.е. число микросостояний, которые соответствуют данному макросостоянию системы.