Thermodynamica is een belangrijke tak van de natuurkunde die thermodynamische systemen bestudeert en beschrijft die in evenwicht zijn of ernaar neigen. Om de overgang van een begintoestand naar een eindtoestand te kunnen beschrijven met behulp van de vergelijkingen van de thermodynamica, is het nodig om een benadering te maken van een quasi-statisch proces. Wat is deze benadering en welke soorten van deze processen zijn, zullen we in dit artikel bespreken.
Wat wordt bedoeld met een quasi-statisch proces?
Zoals je weet, gebruikt de thermodynamica om de toestand van het systeem te beschrijven een reeks macroscopische kenmerken die experimenteel kunnen worden gemeten. Deze omvatten druk P, volume V en absolute temperatuur T. Als alle drie de grootheden op een bepaald moment bekend zijn voor het systeem dat wordt bestudeerd, dan zeggen ze dat de toestand ervan is bepaald.
Het concept van een quasi-statisch proces impliceert een overgang tussen twee toestanden. Tijdens deze overgangUiteraard veranderen de thermodynamische eigenschappen van het systeem. Als op elk moment dat de overgang doorgaat, T, P en V bekend zijn voor het systeem, en het is niet ver van zijn evenwichtstoestand, dan zeggen we dat er een quasi-statisch proces plaatsvindt. Met andere woorden, dit proces is een opeenvolgende overgang tussen een reeks evenwichtstoestanden. Hij gaat ervan uit dat de externe invloed op het systeem onbeduidend is, zodat het tijd heeft om snel tot evenwicht te komen.
Echte processen zijn niet quasi-statisch, dus het concept dat wordt overwogen zal worden geïdealiseerd. Bij het expanderen of comprimeren van een gas zijn er bijvoorbeeld turbulente veranderingen en golfprocessen die enige tijd nodig hebben voor hun verzwakking. Niettemin, in een aantal praktische gevallen, voor gassen waarin deeltjes met hoge snelheden bewegen, treedt het evenwicht snel in, zodat verschillende overgangen tussen toestanden daarin als quasi-statisch met hoge nauwkeurigheid kunnen worden beschouwd.
Vergelijking van toestand en soorten processen in gassen
Gas is een handige geaggregeerde toestand van materie voor zijn studie in de thermodynamica. Dit komt door het feit dat er voor de beschrijving ervan een eenvoudige vergelijking is die alle drie de bovengenoemde thermodynamische grootheden met elkaar in verband brengt. Deze vergelijking wordt de wet van Clapeyron-Mendelejev genoemd. Het ziet er zo uit:
PV=nRT
Met behulp van deze vergelijking, allerlei isoprocessen en adiabatische overgang engrafieken van de isobaar, isotherm, isochoor en adiabat worden geconstrueerd. In gelijkheid is n de hoeveelheid stof in het systeem, R is een constante voor alle gassen. Hieronder beschouwen we alle genoemde soorten quasi-statische processen.
Isotherme overgang
Het werd voor het eerst bestudeerd aan het einde van de 17e eeuw met verschillende gassen als voorbeeld. De bijbehorende experimenten werden uitgevoerd door Robert Boyle en Edm Mariotte. Wetenschappers kwamen tot het volgende resultaat:
PV=const wanneer T=const
Als u de druk in het systeem verhoogt, neemt het volume evenredig met deze toename af, als het systeem een constante temperatuur handhaaft. Het is gemakkelijk om deze wet zelf uit de staatsvergelijking af te leiden.
De isotherm in de grafiek is een hyperbool die de P- en V-assen nadert.
Isobare en isochore overgangen
Isobare (bij constante druk) en isochore (bij constant volume) overgangen in gassen werden aan het begin van de 19e eeuw bestudeerd. Grote verdienste bij hun studie en ontdekking van de relevante wetten behoort toe aan de Fransen Jacques Charles en Gay-Lussac. Beide processen worden wiskundig als volgt weergegeven:
V/T=const wanneer P=const;
P/T=const wanneer V=const
Beide uitdrukkingen volgen uit de toestandsvergelijking als we de corresponderende parameterconstante instellen.
We hebben deze overgangen onder één alinea van het artikel gecombineerd omdat ze dezelfde grafische weergave hebben. In tegenstelling tot de isotherm zijn de isobaar en isochoor rechte lijnen dielaat de directe evenredigheid zien tussen respectievelijk volume en temperatuur en druk en temperatuur.
Adiabatisch proces
Het verschilt van de beschreven isoprocessen doordat het plaatsvindt in volledige thermische isolatie van de omgeving. Als gevolg van de adiabatische overgang zet het gas uit of krimpt het zonder warmte-uitwisseling met de omgeving. In dit geval treedt een overeenkomstige verandering in zijn interne energie op, namelijk:
dU=- PdV
Om een adiabatisch quasi-statisch proces te beschrijven, is het belangrijk om twee grootheden te kennen: isobare CP en isochoor CVwarmtecapaciteit. De waarde CP geeft aan hoeveel warmte aan het systeem moet worden afgegeven zodat het zijn temperatuur met 1 K verhoogt tijdens isobare expansie. De waarde CV betekent hetzelfde, alleen voor constant volume verwarming.
De vergelijking voor dit proces voor een ideaal gas wordt de Poisson-vergelijking genoemd. Het wordt als volgt geschreven in parameters P en V:
PVγ=const
Hier wordt de parameter γ de adiabatische exponent genoemd. Het is gelijk aan de verhouding van CP en CV. Voor een een-atomisch gas γ=1,67, voor een twee-atomig gas - 1,4, als het gas wordt gevormd door complexere moleculen, dan is γ=1,33.
Aangezien het adiabatische proces uitsluitend plaatsvindt vanwege zijn eigen interne energiebronnen, gedraagt de adiabatische grafiek in de P-V-assen zich scherper dan de isothermgrafiek(hyperbool).
