Расчет удельных теплоемкостей для двухатомного газа
В данной задаче нам дана разность удельных теплоемкостей c_p - c_v некоторого двухатомного газа, но мы не знаем молярную массу М газа и его удельные теплоемкости c_v и c_p. Наша задача заключается в том, чтобы найти все эти неизвестные величины.
Для начала, напомним, что удельная теплоемкость c_v определяется как количество теплоты, которое необходимо передать единичной массе вещества, чтобы повысить его температуру на 1 градус Цельсия при постоянном объеме, а удельная теплоемкость c_p – как количество теплоты, которое необходимо передать единичной массе вещества, чтобы повысить его температуру на 1 градус Цельсия при постоянном давлении. Таким образом, разность c_p - c_v показывает, сколько теплоты уходит на расширение газа при определенном давлении.
Расчет удельных теплоемкостей
Для решения задачи мы воспользуемся уравнением Майера-Рабина, которое связывает удельные теплоемкости c_p и c_v с универсальной газовой постоянной R и молярной массой М газа:
c_p - c_v = R/M
Из этого уравнения легко найти молярную массу М газа:
M = R/(c_p - c_v)
Теперь нам осталось найти удельные теплоемкости c_v и c_p. Для этого мы можем воспользоваться еще одним уравнением, которое связывает эти величины с количеством степеней свободы газа (количество движущихся молекул газа) n:
c_v = (n/2)R
c_p = (n/2)R + R
Если мы знаем число степеней свободы газа, то мы можем легко найти удельные теплоемкости c_v и c_p. Например, для одноатомного газа (например, гелия), число степеней свободы n = 3, а для двухатомного газа (например, кислорода) n = 5. Если мы не знаем, какой газ у нас есть дело, мы должны обращаться к дополнительным источникам информации, чтобы определить его свойства.
Решение задачи
Таким образом, мы можем решить данную задачу следующим образом:
- Известна разность удельных теплоемкостей
c_p - c_vнекоторого двухатомного газа. - Используя уравнение Майера-Рабина, мы можем найти молярную массу М газа.
- Если мы знаем, какой газ у нас есть дело, мы можем найти соответствующее количество степеней свободы n и, используя уравнения для удельных теплоемкостей
c_vиc_p, найти их значения. - Если мы не знаем, какой газ у нас есть дело, то мы должны обратиться к дополнительным источникам информации для определения его свойств.
Модель идеального газа в МКТ
Идеальный газ — это теоретическая модель газа, в которой пренебрегают размерами и взаимодействиями частиц газа и учитывают лишь их упругие столкновения.
Другими словами, предполагается, что внутренняя энергия идеального газа определяется лишь кинетической энергией его частиц (т. е. потенциальной энергией взаимодействия молекул пренебрегают).
Модель идеального газа была предложена в 1847 г. Дж. Герапатом. На основе этой модели были теоретически выведены газовые законы (закон Бойля—Мариотта, закон Гей-Люссака, закон Ша…
Основы идеального газа: уравнение состояния и закон Авогадро
Основными законами идеального газа являются уравнение состояния и закон Авогадро, которые связывают макрохарактеристики газа (давление, температура, масса) с массой молекулы.
Современная физика использует эти законы для описания ансамблей любых слабовзаимодействующих частиц. Модель идеального газа действительна для реальных классических газов при высоких температурах и разрежениях, когда среднее расстояние между молекулами значительно превышает размеры молекул. В этом случае можно пренебречь силами притяжения и отталкивания, которые проявляются лишь при столкновениях молекул в течение кратких интервалов времени.
В простой модели газа молекулы рассматриваются как маленькие твердые шарики с массой, движение которых подчиняется законам механики Ньютона. Хотя не все процессы в разреженных газах могут быть объяснены этой моделью, давление газа все же можно вычислить с ее помощью.
Основное уравнение МКТ (давление газа)
Основное уравнение молекулярно-кинетической теории устанавливает связь между давлением идеального газа и средней кинетической энергией его молекул.
Выражение для давления
Определим давление газа на стенку площадью $S$ сосуда $ABCD$. Поскольку все направления движения молекул равноправны, давление на стенку равно
$P = \frac{2}{3} \cdot \frac{m}{S} \cdot \overline{v_x^2}$
где $m$ – масса молекулы, $\overline{v_x^2}$ – средний квадрат скорости молекул по координате $x$.
Из этого выражения следует, что давление на стенку зависит от средней кинетической энергии молекул газа.
Значение для идеального газа
Давление идеального газа равно двум третьим средней кинетической энергии молекул, содержащихся в единице объема, что связано со статистическим характером давления в газе.
Абсолютная температура
Температура, определяемая как $T = \Theta \cdot k$, называется абсолютной температурой.
Аналогично давлению, температура газа связана с средней кинетической энергией молекул и является статистической величиной. Температура не имеет смысла для одной или нескольких молекул, только для систем с большим числом частиц.
Абсолютная температура: отношение кинетической энергии к температуре
Абсолютную шкалу температур ввел английский ученый У. Кельвин в 1850 г. Нулевая температура по абсолютной шкале (ее называют также шкалой Кельвина) соответствует абсолютному нулю, а каждая единица температуры по этой шкале равна градусу по шкале Цельсия.
Единица абсолютной температуры является одной из семи основных единиц СИ и измеряется в кельвинах (обозначается буквой $К$). Связь между температурами, измеренными по шкалам Цельсия $t$ и Кельвина $Т$, описывается формулой:
$Т = t + 273.15$
Абсолютный нуль равен $-273.15°$С. Как правило, при расчетах пользуются округленным значением абсолютного нуля ($-273°$С).
Постоянная Больцмана связывает температуру $Θ$ в энергетических единицах с температурой $Т$ в кельвинах. Это одна из наиболее важных постоянных в молекулярно-кинетической теории.
Температура как мера кинетической энергии
Средняя кинетическая энергия хаотического поступательного движения молекул газа пропорциональна абсолютной температуре.
Из полученного результата однозначно следует, что абсолютная температура есть мера средней кинетической энергии движения молекул. Соотношение между температурой и кинетической энергией справедливо не только для разреженных газов (идеальных газов), но также для любых тел, подчиняющихся законам механики Ньютона. Оно справедливо и для жидкостей, и для твердых тел, атомы которых колеблются около положения равновесия.
Уравнение $p = nkT$
где $k$ — постоянная Больцмана.
Из формулы $p=nkT$ очевидно, что при одинаковых давлениях и температурах концентрация молекул у всех газов одинакова.
Отсюда следует известный закон Авогадро: в равных объемах газов при одинаковых температурах и давлениях содержится одинаковое число молекул. Квадратный корень из этой величины называется средней квадратичной скоростью.
Уравнение Менделеева-Клапейрона (уравнение состояния идеального газа)
Уравнение состояния идеального газа — это зависимость между параметрами идеального газа — давлением $р$, объемом $V$, и абсолютной температурой $Т$, определяющими его состояние:
$рV = nRT$
где $V$ зависит от массы газа $m$ и его молекулярной массы $М$. В таком виде уравнения впервые получено в 1834 г. французским ученым Б. П. Э. Клапейроном и называется уравнением Клапейрона.
В 1874 г. Д. И. Менделеев вывел уравнение состояния для одного моля идеального газа: $pV=RT$, где $R$ — универсальная газовая постоянная. Если молярная масса газа $М$, то
$R = kN_A$
где $N_А$ — постоянная Авогадро, $N$ — число молекул в теле.
В результате получим:
$E_u = \frac{f}{2} \cdot RT$
Внутренняя энергия идеального одноатомного газа
Учитывая, что $kN_A=R$, получим значение внутренней энергии идеального газа:
$E_u = \frac{f}{2} \cdot RT$
Внутренняя энергия идеального одноатомного газа прямо пропорциональна его температуре. Если воспользоваться уравнением Клапейрона-Менделеева, то выражение для внутренней энергии идеального газа можно представить в виде.
Число степеней свободы — это число возможных независимых направлений движения молекулы.
Газы в термодинамике: двухатомные идеальные газы
Газ, каждая молекула которого состоит из двух атомов, называется двухатомным. Каждый атом может двигаться по трем направлениям, поэтому общее число возможных направлений движения — $6$. За счет связи между молекулами число степеней свободы уменьшается на одну, поэтому число степеней свободы для двухатомной молекулы равно пяти.
Формулы для внутренней энергии идеального газа можно обобщить:
$$U = \frac{i}{2}nRT$$
где $i$ — число степеней свободы молекул газа ($i = 3$ для одноатомного и $i=5$ для двухатомного газа).
Для идеальных газов внутренняя энергия зависит только от одного макроскопического параметра — температуры и не зависит от объема, т. к. потенциальная энергия равна нулю (объем определяет среднее расстояние между молекулами).
Для реальных газов потенциальная энергия не равна нулю. Поэтому внутренняя энергия в термодинамике в общем случае однозначно определяется параметрами, характеризующими состояние этих тел: объемом ($V$) и температурой ($Т$).
Закон Дальтона
Закон Дальтона для смеси идеальных газов гласит: давление смеси газов равно сумме парциальных давлений ее компонент.
Парциальным давлением какого-либо газа — компонента газовой смеси называется давление, которое оказывал бы этот газ, если бы он один занимал весь объем, занимаемый смесью.
Для доказательства закона Дальтона перепишем уравнение $p=nkT$ в виде:
$$p = \frac{N_i}{V}kT$$
Рассмотрим сосуд объемом $V$, в котором имеется смесь нереагирующих химически газов, находящихся в состоянии теплового равновесия. Уравнение состояния для такой смеси имеет вид:
$$pV = NkT$$
где $N$ — общее число молекул в сосуде.
То, что каждая группа молекул оказывает давление, не зависящее от давления, оказываемого другими группами, обусловлено отсутствием взаимодействия между молекулами. Последнее реально выполняется только для газов при невысоких давлениях, которые приближаются к идеальному газу.
Азот
Азот (N) — химический элемент 15-й группы, второго периода периодической системы, с атомным номером 7.
Внешний вид простого вещества
- Название: Азот / Nitrogenium
- Символ: N
- Номер: 7
Термодинамические свойства простого вещества
- Температура плавления: 63,29 K (−209,86 °C)
- Температура кипения: 77,4 K (−195,75 °C)
- Плотность: 0,808 г/см³ (−195,8 °C)
- Мол. теплота плавления (N2): 0,720 кДж/моль
- Мол. теплота испарения (N2): 5,57 кДж/моль
Азот — один из самых распространённых элементов на Земле, основной компонент воздуха: 78% объёма.
Химически весьма инертен, однако реагирует с комплексными соединениями переходных металлов. Применяется как инертная среда для множества технологических процессов; жидкий азот — хладагент.
Во французском языке название нитроген не прижилось, зато в английском, испанском, венгерском и норвежском используется производное от этого слова. В португальском языке в разговорной речи преимущественно используется как название нитрогениу (порт.-браз. , европ. порт. nitrogénio), в научных работах, особенно в Португалии и Макао, преобладает название .
Название «азот», помимо французского и русского, принято в итальянском, турецком и ряде славянских языков, а также во многих языках народов России и бывшего СССР.
Азот в природе
Природный азот состоит из двух стабильных изотопов 14N — 99,635 % и 15N — 0,365 %.
Искусственно получены четырнадцать радиоактивных изотопов азота с массовыми числами от 10 до 13 и от 16 до 25. Все они являются очень короткоживущими изотопами. Самый стабильный из них 13N имеет период полураспада 10 мин.
Спин ядер стабильных изотопов азота: 14N — 1; 15N — 1/2.
Азот в форме двухатомных молекул N2 составляет большую часть атмосферы Земли, где его содержание составляет 75,6 % (по массе) или 78,084 % (по объёму), то есть около 3,87⋅1015 т.
Содержание азота в земной коре, по данным разных авторов, составляет (0,7—1,5)⋅1015 т (причём в гумусе — порядка 6⋅1010 т), а в мантии Земли — 1,3⋅1016 т. Такое соотношение масс заставляет предположить, что главным источником азота служит верхняя часть мантии, откуда он поступает в другие оболочки Земли с извержениями вулканов.
Масса растворённого в гидросфере азота, учитывая, что одновременно происходят процессы растворения азота атмосферы в воде и выделения его в атмосферу, составляет около 2⋅1013 т, кроме того, примерно 7⋅1011 т азота содержатся в гидросфере в виде соединений.
Азот является химическим элементом, необходимым для существования животных и растений, он входит в состав белков (16—18 % по массе), аминокислот, нуклеиновых кислот, нуклеопротеидов, хлорофилла, гемоглобина и др. В составе живых клеток по числу атомов азота около 2 %, по массовой доле — около 2,5 % (четвёртое место после водорода, углерода и кислорода). В связи с этим значительное количество связанного азота содержится в живых организмах, биогенных отложениях литосферы и дисперсном веществе морей и океанов. Это количество оценивается примерно в 1,9⋅1011 т. В отличие от углерода, также содержащегося в органических молекулах, в большинстве живых организмах не окисляется, и не может быть источником энергии. В связи с этим, для предотвращения накопления азота, в этих организмах возникли системы выделения (в виде производных мочевины и гуанидиния. В результате процессов гниения и разложения азотсодержащей органики, при условии благоприятных факторов окружающей среды, могут образоваться природные залежи полезных ископаемых, содержащие азот, например, «чилийская селитра» (нитрат натрия с примесями других соединений), норвежская, индийская селитры.
Круговорот азота в природе
Фиксация атмосферного азота в природе происходит по двум основным направлениям: абиогенному и биогенному. Первый путь включает главным образом реакции азота с кислородом. Так как азот химически весьма инертен, для окисления требуются большие количества энергии (высокие температуры). Эти условия достигаются при разрядах молний, когда температура достигает 25 000 и более. При этом происходит образование различных оксидов азота. Существует также вероятность, что абиотическая фиксация происходит в результате фотокаталитических реакций на поверхности полупроводников или широкополосных диэлектриков (песок пустынь).
Однако основная часть молекулярного азота (около 1,4⋅108 т/год) фиксируется биотическим путём. Долгое время считалось, что связывать молекулярный азот могут только небольшое количество видов микроорганизмов (хотя и широко распространённых на поверхности Земли): бактерии Azotobacter и Clostridium, клубеньковые бактерии бобовых растений Rhizobium, цианобактерии Anabaena, Nostoc и др. Сейчас известно, что этой способностью обладают многие другие организмы в воде и почве, например, актиномицеты в клубеньках ольхи и других деревьев (всего 160 видов). Все они превращают молекулярный азот в соединения аммония (NH4+). Этот процесс требует значительных затрат энергии (для фиксации 1 г атмосферного азота бактерии в клубеньках бобовых расходуют порядка 167,5 кДж, то есть окисляют примерно 10 г глюкозы). Таким образом, видна взаимная польза от симбиоза растений и азотфиксирующих бактерий — первые предоставляют вторым «место для проживания» и снабжают полученным в результате фотосинтеза «топливом» — глюкозой, вторые обеспечивают необходимый растениям азот в усваиваемой ими форме.
Азот в форме аммиака и соединений аммония, получающийся в процессах биогенной азотфиксации, быстро окисляется до нитратов и нитритов (этот процесс носит название нитрификации). Последние, не связанные тканями растений (и далее по пищевой цепи травоядными и хищниками), недолго остаются в почве. Большинство нитратов и нитритов хорошо растворимы, поэтому они вымываются водой и в результате попадают в мировой океан (этот поток оценивается в 2,5—8⋅107 т/год).
Азот, включённый в ткани растений и животных, после их гибели подвергается аммонификации (разложению содержащих азот сложных соединений с выделением аммиака и ионов аммония) и денитрификации, то есть выделению атомарного азота, а также его оксидов. Эти процессы целиком происходят благодаря деятельности микроорганизмов в аэробных и анаэробных условиях.
В отсутствие деятельности человека процессы связывания азота и нитрификации практически полностью уравновешены противоположными реакциями денитрификации. Часть азота поступает в атмосферу из мантии с извержениями вулканов, часть прочно фиксируется в почвах и глинистых минералах, кроме того, постоянно идёт утечка азота из верхних слоёв атмосферы в межпланетное пространство.
Токсикология азота и его соединений
Сам по себе атмосферный азот слишком инертен, чтобы оказывать непосредственное влияние на организм человека и млекопитающих. Тем не менее, при повышенном давлении он вызывает наркоз, опьянение или удушье (при недостатке кислорода); при быстром снижении давления азот вызывает кессонную болезнь.
Разложение нитрита аммония
В лаборатории азот можно получать по реакции разложения нитрита аммония:
Реакция экзотермическая, идёт с выделением 80 ккал (335 кДж) тепла на 1 моль вступившего в неё нитрита, поэтому требуется охлаждение сосуда при её протекании (хотя для начала реакции требуется нагревание нитрита аммония).
Практически эту реакцию выполняют, добавляя по каплям насыщенный раствор нитрита натрия в нагретый насыщенный раствор сульфата аммония, при этом образующийся в результате обменной реакции нитрит аммония мгновенно разлагается.
Выделяющийся при этом газ загрязнён аммиаком, оксидом азота (I) и кислородом, от которых его очищают, последовательно пропуская через растворы серной кислоты, сульфата железа(II) и над раскалённой медью. Затем азот осушают.
Нагревание дихромата калия с сульфатом аммония
Ещё один лабораторный способ получения азота — нагревание смеси дихромата калия и сульфата аммония (в соотношении 2:1 по массе). Реакция описывается уравнениями:
Наиболее чистый азот можно получить разложением азидов металлов:
Реакция воздуха с раскалённым коксом
Так называемый «воздушный», или «атмосферный» азот, то есть смесь азота с благородными газами, получают при помощи реакции воздуха с раскалённым коксом, при этом образуется так называемый «генераторный», или «воздушный», газ — сырьё для химических синтезов и топливо. При необходимости из него можно выделить азот, поглотив монооксид углерода.
Молекулярный азот в промышленности получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Этим методом можно получить и «атмосферный азот». Также широко применяются азотные установки и станции, в которых используется метод адсорбционного и мембранного газоразделения.
Пропускание аммиака над оксидом меди (II)
Один из лабораторных способов — пропускание аммиака над оксидом меди(II) при температуре ~700 °C:
Аммиак берут из его насыщенного раствора при нагревании. Количество CuO в 2 раза больше расчётного. Непосредственно перед применением азот очищают от примеси кислорода и аммиака пропусканием над медью и её оксидом (II) (~700 °C), затем сушат концентрированной серной кислотой и сухой щёлочью. Реакция протекает достаточно медленно, но обеспечвает получение азота высокой чистоты.
Оптический эмиссионный спектр азота
В жидком состоянии (темп. кипения −195,8 °C) — бесцветная, подвижная, как вода, жидкость. Плотность жидкого азота 808 кг/м³. При контакте с воздухом поглощает из него кислород.
При −209,86 °C азот переходит в твёрдое состояние в виде снегоподобной массы или больших белоснежных кристаллов. При контакте с воздухом поглощает из него кислород, при этом плавится, образуя раствор кислорода в азоте.
Известны три кристаллические модификации твёрдого азота. В интервале 36,61—63,29 К существует фаза β-N2 с гексагональной плотной упаковкой, пространственная группа P63/mmc, параметры решётки a=3,93 Å и c=6,50 Å. При температуре ниже 36,61 К устойчива фаза α-N2 с кубической решёткой, имеющая пространственную группу Pa3 или P213 и период a=5,660 Å. Под давлением более 3500 атмосфер и температуре ниже 83 K образуется гексагональная фаза γ-N2.
Фазовая диаграмма азота
Фазовая диаграмма азота показана на рисунке.
Химические свойства, строение молекулы
Даже при 3000 °C степень термической диссоциации N2 составляет всего 0,1 %, и лишь при температуре около 5000 °C достигает нескольких процентов (при нормальном давлении). В высоких слоях атмосферы происходит фотохимическая диссоциация молекул N2. В лабораторных условиях можно получить атомарный азот, пропуская газообразный N2 при сильном разрежении через поле высокочастотного электрического разряда. Атомарный азот намного активнее молекулярного: в частности, при обычной температуре он реагирует с серой, фосфором, мышьяком и с рядом металлов, например, со ртутью.
Вследствие большой прочности молекулы азота некоторые его соединения эндотермичны (многие галогениды, азиды, оксиды), то есть энтальпия их образования положительна, а соединения азота термически малоустойчивы и довольно легко разлагаются при нагревании. Именно поэтому азот на Земле находится по большей части в свободном состоянии.
Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием:
при нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды:
(Нитрид магния) (Нитрид бора)
Наибольшее практическое значение имеет нитрид водорода (аммиак) NH3, получаемый взаимодействием водорода с азотом (см. ниже).
Под действием электрического разряда реагирует с кислородом, образуя оксид азота(II) NO:
Описано несколько десятков комплексов с молекулярным азотом.
Промышленное связывание атмосферного азота
Соединения азота чрезвычайно широко используются в различных областях химии: производства индустрия удобрений, взрывчатых веществ, красителей, лекарств и многих других продуктов химической промышленности. Хотя колоссальным природным источником азота является атмосферный воздух, инертность азота долгое время служила причиной отсутствия эффективных методов превращения N2 в другие азотсодержащие соединения; большая часть соединений азота ранее производилась из его минералов, в частности, чилийской селитры. Прогресс в этой области стал возможен после создания технологии получения водорода путем переработки природного газа в синтез-газ. Именно реакция азота и водорода, приводящая к образованию аммиака, обеспечивает большую часть потребностей населения в азотсодержащих соединениях:
Синтез аммиака является экзотермической (тепловой эффект 92 кДж/моль) и обратимой реакцией, протекающей с уменьшением объёма, поэтому для смещения равновесия в сторону образования аммиака в соответствии с принципом Ле Шателье — Брауна необходимо охлаждение смеси и высокие давления. Однако с кинетической точки зрения снижение температуры невыгодно, так как при этом сильно снижается скорость реакции — уже при 700 °C скорость реакции слишком мала для её практического использования.
В таких случаях используется катализ, так как подходящий катализатор позволяет увеличить скорость реакции без смещения равновесия. Наибольшую эффективность по совокупности факторов (каталитическая активность, стойкость к отравлению, стоимость) проявил катализатор на основе металлического железа с добавками оксидов алюминия и калия. Процесс ведут при температуре 400—600 °C и давлениях 10—1000 атмосфер.
При давлениях выше 2000 атмосфер синтез аммиака из смеси водорода и азота идёт с высокой скоростью и без катализатора. Например, при 850 °C и 4500 атмосфер выход продукта составляет 97 %.
Другой метод промышленного связывания атмосферного азота — цианамидный метод — основан на реакции карбида кальция с азотом при 1000 °C:
Реакция экзотермична, её тепловой эффект соствляет 293 кДж/моль.
Ежегодно из атмосферы Земли промышленным путём отбирается примерно 1⋅106 т азота.
Степени окисления азота в соединениях −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.
Промышленное применение газообразного азота обусловлено его инертными свойствами. Газообразный азот пожаро- и взрывобезопасен, препятствует окислению, гниению. В нефтедобывающей промышленности газообразный азот применяется для обеспечения безопасного бурения, используется в процессе капитального и текущего ремонта скважин. Кроме того, газообразный азот высокого давления используют в газовых методах повышения нефтеотдачи пласта. В нефтехимии азот применяется для продувки резервуаров и трубопроводов, проверки работы трубопроводов под давлением, увеличения выработки месторождений. В горнодобывающей промышленности азот используется для создания в шахтах взрывобезопасной среды, для распирания пластов породы, тушения эндогенных пожаров. В производстве электроники и ряде других производств азот применяется для создания бескислородной инертной атмосферы.
Газообразным азотом заполняют камеры шин шасси летательных аппаратов. Кроме того, в последнее время заполнение шин азотом стало популярно и среди автолюбителей, хотя однозначных доказательств эффективности использования азота вместо воздуха для наполнения автомобильных шин нет.
В пищевой промышленности азот зарегистрирован в качестве пищевой добавки E941, как газовая среда для упаковки и хранения,
Слабокипящий жидкий азот в металлическом стакане
Жидкий азот применяется как хладагент и в качестве средства для криотерапии.
Большие количества азота используются в коксовом производстве («сухое тушение кокса») при выгрузке кокса из коксовых батарей, а также для «передавливания» топлива в ракетах из баков в насосы или двигатели.
При комнатной температуре жидкий азот активно испаряется. По этой причине его хранят в специальных сосудах Дьюара с вакуумной изоляцией открытого типа или криогенных ёмкостях под давлением.
Жидкий азот используется в качестве средства пожаротушения: при испарении азот вытесняет из очага возгорания кислород, необходимый для горения, и пожар прекращается. Ввиду инертности азота и простоте его удаления, азотное пожаротушение, наряду с использованием фторированных углеводородов, является самым эффективным способом тушения пожаров с точки зрения сохранения ценностей (таких как элетроника, серверы для хранения данных), подверженных повреждениям при использовании других средств пожаротушения (вода, углекислота и др).
Жидкий азот нередко демонстрируется в кинофильмах в качестве вещества, способного мгновенно заморозить достаточно крупные объекты. При этом заморозка жидким азотом живых существ с возможностью последующей их разморозки — широко распространённое заблуждение. Проблема заключается в невозможности заморозить (и разморозить) существо достаточно быстро, чтобы неоднородность заморозки не сказалась на его жизненных функциях. Это связано в том числе с довольно низкой теплоёмкостью азота.
Станислав Лем в своем научно-фантастическом романе «Фиаско», описал способ экстренной заморозки астронавта жидким азотом.
Опасность для здоровья
В обычных условиях азот не токсичен, однако при повышенном атмосферном давлении способен вызывать азотное отравление. Большинство соединений азота представляют сильную опасность для здоровья. Азот относится ко 3-му классу опасности.
Сновы молекулярно-кинетической теории.2. 2. Температура.
Энергия теплового движения молекул2. Температура. Энергия теплового движения молекул.3.
3. Уравнение состояния идеального газа. Газовые законы.4. Взаимные превращения жидкостей и газов.5. 5. Твердые тела5. Твердые тела.6. 6. Основы термодинамики.
Слайд 3 Основы МКТОсновные положения МКТМолекулярно-кинетическая теорияМасса и размеры молекулКоличество
ВеществаСтроение газов, жидкостей и твердых телИдеальный газСреднее значение квадрата
скорости молекулОсновное уравнение МКТ
Слайд 4 Температура и энергия теплового движения молекулТемпература и тепловое
РавновесиеТемпература – мера средней кинетической энергии молекулСкорости молекул
Процесс
ВоздухаИзмерение влажности
Слайд 8 Основы термодинамикиВнутренняя энергияРабота в термодинамикеКоличество теплотыПервый закон термодинамики
И его применение к различным процессамТепловые двигатели
Молекулы находятся в непрерывном беспорядочном движении3. Между молекулами действуют
силы взаимного притяжения и отталкивания
Слайд 10 Молекулярно-кинетическая теорияМКТ объясняет свойства макроскопических тел и тепловых
Процессов, на основе представлений о том, что все тела
состоят из отдельных, беспорядочно движущихся частиц.Макроскопические тела – тела, состоящие из большого количества частиц.Микроскопические тела – тела, состоящие из малого количества частиц.
Слайд 11 Броуновское движениеБроуновское движение – это тепловое движение взвешенных
Частиц в жидкости (или газе). Броуновское движение стало доказательством непрерывного
и хаотичного (теплового) движения молекул вещества. – открыто английским ботаником Р. Броуном в 1827 г. – дано теоретическое объяснение на основе МКТ А. Эйнштейном в 1905 г. – экспериментально подтверждено франц. физиком Ж. Перреном.
Траектория броуновской частицы
Слайд 12 Броуновское движениеПричина броуновского движения состоит в том, что
Удары молекул жидкости о частицу не компенсируют друг друга.
Слайд 13 Масса и размеры молекул
Оценка размера молекулыОценка массы молекулы
Слайд 14 Масса и размеры молекулВ 1 г воды содержится
Молекул.Массы молекул в макроскопических масштабах чрезвычайно
Слайд 16 Масса и размеры молекулОтносительной молекулярной (или атомной) массой
Вещества (Мr) называют отношение массы молекулы (или атома) m0
данного вещества к 1/12 массы атома углерода m0C.
Слайд 17 Количество веществаКоличество вещества наиболее естественно было бы измерять
Числом молекул или атомов в теле. Но число частиц
в любом макроскопическом теле так велико, что в расчетах используют не абсолютное число частиц, а относительное.
Один моль – это количество вещества, в котором содержится столько же молекул или атомов, сколько содержится в углероде массой 12 г.
Слайд 18 Количество веществаВ 1 моле любого вещества содержится одно
и то же число атомов или молекул.
Количество вещества равно
отношению числа молекул в данном теле к постоянной Авогадро.
Слайд 19 Количество веществаМолярной массой вещества называют массу вещества, взятого
В количестве 1 моль.m0 – масса одной молекулы
Слайд 21 Строение газов, жидкостей и твердых тел
Слайд 23 Идеальный газИдеальный газ – это газ, в которомЧастицы
– материальные точкиЧастицы взаимодействуют только при соударенияхУдары абсолютно упругие
Поэтому средняя скорость движения частиц в газе равна нулю.
Слайд 26 Основное уравнение мктОсновное уравнение мкт устанавливает зависимость давления
газа от средней кинетической энергии его молекул.
Газ оказывает давление
на стенки сосуда путем многочисленных ударов молекул (или атомов).
Слайд 29 Температура и тепловое равновесиеМакроскопические параметры (макропараметры) – величины,
Характеризующие состояние макроскопических тел без учета молекулярного строения. (V,
p, t ).
Тепловым равновесием называют такое состояние, при котором все макроскопические параметры всех тел системы остаются неизменными сколь угодно долго.
Слайд 30 Любое макроскопическое тело или группа макроскопических тел при
Неизменных внешних условиях самопроизвольно переходит в состояние теплового равновесия.
тела системы, находящиеся друг с другом в тепловом равновесии имеют одну и ту же температуру.
Слайд 31 Термометр – прибор для измерения температуры тела.Термометр входит
В состояние теплового равновесия с исследуемым телом и показывает
Тело, то есть тело, макропараметры которого изменяются при изменении
температуры. (Например, в ртутных термометрах термометрическим телом является ртуть – при изменении температуры изменяется ее объем.)
Слайд 33 Изобретателем термометра является Галилео Галилей (ок. 1600 г.)
Телом в его термометре являлся газ – при повышении
температуры его объем увеличивался, вытесняя жидкость.
Недостатком термометра Галилея являлось отсутствие температурной шкалы.
Слайд 35 Постоянная Больцмана
Разность полученных в эксперименте значений величины pV/N
Разделим полученную величину на 100, и найдём, что
одному градусу по Цельсию соответствует k=1,38*10-23 по Кельвину.
k=1,38*10-23 Дж/К – постоянная Больцмана.
Слайд 36 Температура тела – мера средней кинетической энергии движения
Молекул. Какая физическая величина одинакова у любых
тел при тепловом равновесии? Предположим, что при тепловом равновесии средние кинетические энергии молекул одинаковы.Из основного уравнения МКТ можно получить :
Слайд 37 Абсолютная температура и абсолютный нульИз полученного равенства следует,
Что при Т = 0 должны равняться нулю или
давление (т.е. движение и соударение молекул со стенками прекращается) или объём газа (т.е. сжатие до нуля). Отсюда понятие абсолютного нуля температуры (0 К) – температуры, при которой должно прекратиться движение молекул.Установим связь между абсолютной температурой и температурой по Цельсию: т. к. при t = 0 kT = 3,76*10 -21 Дж, где k = 1,38*10-23 Дж/K, то T = 3,76*10 -21/ 1,38*10-23 ≈ 273,15 (K) Таким образом Т ≈ t + 273
Слайд 38 Зависимость давления газа от температуры и концентрации молекул
Газовая постоянная
Слайд 43 Изотермический процессПроцесс, происходящий с газом неизменной массы при
Постоянной температуре называется изотермическим.Изотермический процесс описывается законом Бойля –
Мариотта (конец 17 века):
Слайд 44 Изобарный процессПроцесс, происходящий с газом неизменной массы при
Постоянном давлении называется изобарным.Изобарный процесс описывается законом Гей-Люссака (1802
Постоянном объеме называется изохорным.Изохорный процесс описывается законом Шарля (1787
Слайд 48 Давление насыщенного пара
p1, V1Давление насыщенного пара не зависит
От занимаемого объема.
Температуры.
Слайд 50 Давление насыщенного пара
pTTрТочка росы – это температура, при
Которой ненасыщенный пар становится насыщенным .
По всему объему жидкости.Происходит при любой температуре.Происходит при температуре
Скорость испарения зависит от:Вида жидкостиТемпературыПлощади поверхностиНаличие ветра
Чем ниже давление, тем ниже температура кипения.
Кипение начинается при температуре, при которой давление насыщенного
Пара в пузырьках сравнивается с давлением в жидкости.
внешнее давление, тем выше температура кипения.
Чем выше давление насыщенного пара, тем ниже температура кипения соответствующей жидкости.
Слайд 55 Измерение влажностиПриборы для измерения влажности
Слайд 59 Кристаллические теламонокристаллыполикристаллыАнизотропия – зависимость физических свойств от направления
Кристаллическая решетка поваренной соли
Слайд 60 Аморфные телаНет строгого порядка в расположении атомов.Все аморфные
Тела изотропны, т.е их физические свойства одинаковы по всем
направлениям.Аморфные тела не имеют определенной температуры плавления.При внешних воздействиях аморфные тела обнаруживают одновременно упругие свойства, подобно твердым телам, и текучесть, подобно жидкости.
Слайд 61 Внутренняя энергияВнутренняя энергия макроскопического тела равна сумме кинетических
Энергий беспорядочного движения всех молекул (или атомов) тела и
потенциальных энергий взаимодействий всех молекул друг с другом (но не с молекулами других тел).
Слайд 62 В идеальном газе частицы не взаимодействуют между собой,
Следовательно их потенциальные энергии равны нулю.
= 3.Двухатомный газ (водород, азот) – i =
5.Трехатомный газ (углекислый газ, озон) – i = 6.
Слайд 64 Способы изменения внутренней энергии
Слайд 65 Работа в термодинамике
Работа газа:По третьему закону Ньютона: Работа
Внешних сил над газом
Работа равна площади фигуры под графиком процесса в
Работа газа считается положительной, если объем газа увеличивается и отрицательной, если объем газа уменьшается.
В случае изохорного процесса работа газа равна нулю.
Слайд 67 Количество теплотыКоличество теплоты – это энергия полученная или
Отданная телом в процессе теплопередачи.Виды теплопередачи
Слайд 68 Количество теплоты
Q = cm(t02-t01) – нагревание (охлаждение)
Q = ±Lm – парообразование (конденсация)
Q = qm
– сгорание топлива
Слайд 69 Первый закон термодинамики
Обмен энергией между термодинамической системой и
Окружающими телами в результате теплообмена и совершаемой работы
Одного состояния в другое равно сумме работы внешних сил
и количества теплоты, переданного системе:
Если А – работа внешних сил, а А’ – работа газа, то А = – А’ (в соответствии с 3-м законом Ньютона). Тогда:
другая форма записи первого закона термодинамики
Слайд 71 Применение первого закона термодинамики к различным процессамИзотермический процессИзобарный
ПроцессИзохорный процессАдиабатный процесс
Слайд 80 Тепловые двигатели
Машины, преобразующие внутреннюю энергию в механическую работу,
Называют тепловыми двигателями
Слайд 81 Тепловые двигатели
Энергетическая схема тепловой машины: 1 – нагреватель;
– холодильник; 3 – рабочее тело, совершающее круговой
КПД теплового двигателя
Кпд реальных двигателей:турбореактивный – 20 -30%; карбюраторный – 25 -30%, дизельный – 35-45%.
Слайд 82 Идеальная тепловая машина – машина Карно (Сади Карно,
Франция, 1815)Машина работает на идеальном газе.1 – 2 –
при тепловом контакте с нагревателем газ расширяется изотермически.2 -3 – газ расширяется адиабатно.После контакта с холодильником:3 -4 – изотермическое сжатие.4 -1 – адиабатное сжатие.
Теорема Карно: кпд реальной тепловой машины не может быть больше кпд идеальной машины, работающей в том же интервале температур.