ТЕСТ ПО ТЕМЕ ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ

Первый закон термодинамики. Принцип действия тепловых двигателей

21.05.2020.
Тест. Физика, 10 класс

Будьте внимательны! У Вас есть 10 минут на прохождение теста. Система оценивания — 5 балльная. Разбалловка теста — 3,4,5 баллов, в зависимости от сложности вопроса. Порядок заданий и вариантов ответов в тесте случайный. С допущенными ошибками и верными ответами можно будет ознакомиться после прохождения теста. Удачи!

Список вопросов теста

Вопрос 1

Варианты ответов

• Невозможно создать вечный двигатель
• Количество теплоты, отданное телом всегда больше, чем уменьшение внутренней энергии этого тела
• Изменить внутреннюю энергию газа можно только путем теплопередачи или совершения работы
• При неизменной внутренней энергии, газом не может быть совершена работа

Вопрос 2

Варианты ответов

• Минимальный КПД теплового двигателя
• Максимальный КПД теплового двигателя
• Средний КПД теплового двигателя
• Наиболее точный КПД теплового двигателя

Вопрос 3

Варианты ответов

• Наличие рабочего тела
• Наличие термометра
• Цикличность процессов, происходящих в двигателе
• Наличие паровой турбины

Вопрос 4

В тепловом двигателе температура холодильника составляет 0 оС, а температура нагревателя равна 3073 К. Определите максимальный возможный КПД такого двигателя (в %). Ответ округлите до целого числа.

Вопрос 5

Двигатель внутреннего сгорания совершил работу, равную 55 МДж. При этом было затрачено 4,2 л бензина. Определите плотность бензина (в кг/м ³
), если КПД двигателя равен 40%. Ответ округлите до целого числа. Удельная теплота сгорания бензина равна 46 МДж/кг. В ответ запишите только число (например, 54).

Вопрос 6

При каком процессе газ совершает работу только за счет внутренней энергии?

Варианты ответов

• При изохорном
• При адиабатном
• При изотермическом
• При изобарном

Вопрос 7

Газ, находящийся под давлением 400 кПа изотермически сжимают от 30 л до 10 л. Чему равна работа газа (в кДж), если при данном процессе он потерял 80 кДж?

Вопрос 8

Адиабатно расширяясь, идеальный газ, масса которого равна 1 кг, совершил работу, равную 8 кДж. Найдите изменение температуры этого газа, если его молярная масса равна 50 г/моль. Ответ округлите до целого числа.

Вопрос 9

Варианты ответов

• Газ обязательно должен быть одноатомным
• Газ обязательно должен получить или отдать то или иное количество теплоты
• Газ должен быть идеальным
• Газ должен совершить работу

Вопрос 10

При изобарном процессе идеальный газ получил 30 кДж теплоты. Если процесс происходил при давлении 40 кПа, то каково изменение объёма газа (в м _³

)?

соответствует изменению экстенсивного свойства системы при добавлении к ней

моль компонента

Первый закон (первое начало) термодинамики

Первый закон (первое начало) термодинамики — это фактически закон сохранения

энергии. Он утверждает, что:

Существует аддитивная функция состояния термодинамической системы,

называемая энергией, U. Энергия изолированной системы постоянна. В закрытой системе энергия может изменяться за счет:

Мы будем придерживаться именно этой системы знаков.

Эквивалентность теплоты и работы установлена экспериментально.

Первый закон справедлив для любых систем и процессов, но в случае открытых

изменяется объем системы, т.е. совершается работа расширения(сжатия), и при этом вместе с веществом поступает некоторое количество связанной с ним энтропии.

Иногда для открытых систем первый закон записывают в виде:

где последняя сумма характеризует процесс обмена веществом между системой и окружением. Эту сумму условно называют «химической работой», имея в виду работу переноса вещества из

окружения в систему. Функция получила название

Энергия любой системы определяется с точностью до постоянной величины.

Однако практического неудобства это не вызывает, так как результатом термодинамического процесса является изменение энергии, поэтому уровень отсчета можно выбрать условно. В общем случае энергия системы складывается из:

кинетической энергии движения системы как целого;

потенциальной энергии, обусловленной положением системы во внешнем силовом

Обычно в химической термодинамике рассматриваются неподвижные системы в отсутствие внешних полей. В этом случае полная энергия системы равна ее внутренней энергии, которая является суммой

кинетической энергии молекулярного движения;

энергии межмолекулярных взаимодействий (притяжения и отталкивания составляющих систему частиц);

энергии, эквивалентной массе покоя всех частиц согласно уравнению Эйнштейна;

При термодинамическом описании систем рассматривают не все виды энергии, а только некоторые из них. Так, при химической реакции не изменяется энергия взаимодействия нуклонов в ядрах, поэтому в качестве компонентов системы можно выбирать атомы химических элементов. Если же приходится учитывать ядерные превращения, то в качестве компонентов

выбирают элементарные частицы. Внутренняя энергия неизменных структурных единиц принимается за условный уровень отсчета внутренней энергии и входит как константа во все термодинамические соотношения.

В отличие от внутренней энергии,
теплота и работа не являются функциями состояния,
их значения зависят от типа процесса.

Работа — это упорядоченная форма передачи энергии, а теплота —

неупорядоченная, связанная с хаотическим движением частиц.

Первый закон термодинамики и его приложения

Для бесконечно малых элементарных процессов уравнение принимает вид

(электрическая, магнитная и т.п.). Элементарная работа как и любой вид работы, будет равна произведению обобщенной силына бесконечно малую величину обобщенной координаты Уравнения и

являются математическими выражениями первого закона термодинамики. Так как о теплоте и работе можно говорить только тогда, когда система

Следовательно, при = const вся теплота, подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии. Из уравнения

следует, что при = const теплота

приобрела свойства функции состояния, т.е. не зависит от пути процесса

U + PV
является функцией состояния
, то теплота при

= const также приобретает свойства функции состояния. Когда теплота передается системе при постоянном давлении, то она расходуется не только на увеличение внутренней энергии — ( ), но и на совершение работы против внешнего давления —

Соседние файлы в папке новая папка Савельев

. При постоянном давлении р объём газа увеличится на ∆V. Какая физическая величина равна произведению р∆V в этом случае?

 

А.) работа, совершаемая газом;

Б.) работа, совершаемая над газом внешними силами;

В.) количество теплоты, полученное газом;

Г.) внутренняя энергия газа.

. Над телом совершена работа А внешними силами, и телу передано количество теплоты Q. Чему равно изменение внутренней энергии ∆U тела?

А.) ∆U=А;                              Б.) ∆U=Q                        В.) ∆U=А+Q;                                                              Г.) ∆U=А-Q;                          Д.) ∆U=Q-A.
. Какой процесс произошел в идеальном газе, если изменение его внутренней энергии равно нулю?

А.) изобарный;                         Б.) изотермический;                                 В.) изохорный;                         Г.) адиабатический.

. Определите внутреннюю энергию двух молей одноатомного (идеального) газа, взятого при температуре 300 К.

А.) 2,5 кДж;                           Б.) 2,5 Дж;                            В.) 4,9 Дж;              Г.) 4,9 кДж;                           Д.) 7,5 кДж.

. Термодинамической системе передано количество теплоты, равное 2000 Дж, и над ней совершена работа 500 Дж. Определите изменение его внутренней энергии этой системы.

А.) 2500 Дж;  

Б.) 1500 Дж;  

. Какая физическая величина вычисляется по формуле ?

А.) количество теплоты в идеальном газе;

Б.) давление идеального газа;

В.) внутренняя энергия одноатомного идеального газа;

Г.) внутренняя энергия одного моля идеального газа.

. Какой процесс произошел в идеальном газе, если изменение его внутренней энергии равно количеству подведённой теплоты.

А.) изобарный;                                    Б.) изотермический;                              В.) изохорный;                                    Г.) адиабатный.

. Идеальному газу передаётся количество теплоты таким образом, что в любой момент времени передаваемое количество теплоты Q равно работе А, совершаемой газом. Какой процесс осуществляется?

А.) адиабатический;                            Б.) изобарный;                                        В.) изохорный;                                     Г.) изотермический.

. Какую работу совершает газ, расширяясь изобарно при давлении

2 ∙ 10
 Па от объёма V
 до объёма V

А.) 2 ∙ 10
 Дж;               Б.) 200 кДж;     В.) 0,2 ∙ 10

. В камере, в результате сгорания топлива выделилось количество теплоты, равное  600 Дж, а внутренняя энергия увеличилась на 400 Дж.  Какую работу совершил двигатель?

А.) 1000 Дж;                                 Б.) 600 Дж;                                                 В.) 400 Дж;                                   Г.) 200 Дж.

Методические разработки, презентации и конспекты

Первый закон термодинамики

Открытый урок по теме Применение первого закона термодинамики к изобарическому процессу

Применение первого закона термодинамики к различным процессам

Разработка урока по физике «Первый закон термодинамики и их применение к различным изопроцессам»

Конспект урока «Первый закон термодинамики и применение его к различным изопроцессам. Адиабатный процесс»

Урок по теме: «Первый закон термодинамики. Необратимость тепловых процессов»

Разработка урока «Применение первого закона термодинамики к различным процессам

Первый закон термодинамики

Химическая термодинамика

представляет собой научную дисциплину, которая изучает:

— переход энергии из одной формы в другую, от одной части системы к другой;

— тепловые эффекты, сопровождающие химические и физические процессы;

— возможность и направление самопроизвольного протекания процессов.

Основные понятия и определения химической термодинамики.

          Система


– это вещество или смесь веществ, мысленно или фактически выделенных из окружающей среды.

Рекомендуемые материалы

— открытыми
– могут обмениваться с окружающей средой и веществом и энергией;

— закрытыми
– могут обмениваться с окружающей средой только энергией;

— изолированными
– не могут обмениваться с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

С другой стороны, системы бывают гомогенными
и гетерогенными

. В гомогенных системах вещества находятся в одной фазе, в гетерогенных – в разных фазах, т.е. в гетерогенных системах существуют поверхности раздела.

Фаза

–
часть системы, отделённая от других её частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства меняются скачком.

Свойства системы называются параметрами состояния системы.

Параметры интенсивности

не зависят от количества вещества (температура, давление, плотность), параметры экстенсивности

зависят от количества вещества (масса, объём, площадь поверхности раздела).

Любое изменение одного или нескольких параметров называется переходом
системы из одного состояния в другое или процессом
.

— изотермические
, при постоянной температуре (T = const.);

— изохорные
, при постоянном объёме (V = const.);

— изобарные
, при постоянном давлении (Р = const.).

Состояние системы бывает равновесным
и стационарным.
При равновесном состоянии соблюдается постоянство всех параметров при отсутствии обмена с окружающей средой веществом или энергией, при стационарном —  все параметры остаются постоянными, но при этом наблюдается обмен веществом или энергией с окружающей средой.

Цикл

– цепь последовательных превращений, при которых все параметры системы возвращаются к исходным значениям.

Первый закон химической термодинамики.

Первый закон химической термодинамики представляет собой в наиболее общем виде закон сохранения энергии для систем, в которых изменение энергии происходит в виде теплоты и работы.

Для любого процесса соблюдается равенство: Q = ΔU + A

Формулировка 1-ого закона химической термодинамики:

Если к системе подводится теплота, то она расходуется на изменение внутренней энергии системы и совершение системой  работы.

U
– внутренняя энергия
. Под внутренней энергией подразумевается общий запас энергии, включая энергию межмолекулярного взаимодействия в среде, энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов и других частиц, за исключением кинетической и потенциальной энергии системы в целом.

Внутренняя энергия системы это функция состояния вещества, её изменение не зависит от пути перехода из одного состояния в другое.

Абсолютное значение внутренней энергии определить невозможно, можно определить только её изменение(DU).

В термодинамике обычно исследуют две формы передачи энергии от одной системы к другой – теплоту и работу.

Теплота (Q) – микроскопическая форма передачи энергии при столкновении хаотически движущихся молекул и атомов соприкасающихся тел.

Под работой (А) подразумевается работа системы против внешних сил (давления, электрических и магнитных полей и др.)

В отличие от  внутренней энергии, работа и теплота не являются функциями состояния системы, они зависят от вида процесса
.

Если система переходит из одного состояния характеризуемого объёма V ₁
  в другое, с объёмом V ₂
то:

, где А¢ — работа против всех сил, действующих на систему, кроме внешнего давления. р DV – работа расширения системы.

Если изучаемая система находится только под действием давления, то A = рDV, тогда 1-ый закон термодинамики имеет вид: .

1) Для изохорных процессов (V=const, ΔV=0):

 , т. е. теплота расходуется только на изменение внутренней энергии.

2) При постоянном давлении (изобарные процессы):

, где Н – энтальпия
(теплосодержание системы), т. е.

Энтальпия


– функция состояния системы, она не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое. Абсолютное значение энтальпии определить невозможно, можно определить только её изменение. В термохимии  изменение энтальпии называют тепловым эффектом реакции
.

Все химические процессы протекают либо с выделением, либо с поглощением тепла. Экзотермическими
называют процессы, идущие с выделением тепла и эндотермическими
– идущие с поглощением тепла. Количество  выделяемой или поглощаемой теплоты называется тепловым эффектом реакции.

Для изохорных процессов тепловой эффект равен изменению внутренней энергии: , для изобарных – изменению энтальпии:, т. е. тепловой эффект не является функцией состояния системы, т.к.  зависит от условий проведения реакции.

Химические уравнения, в которых указан тепловой эффект реакции при постоянном давлении и температуре, называются термохимическими уравнениями.
Причём, в термодинамике все процессы рассматриваются со стороны самой системы: тепловой эффект считается положительным (DН > 0) для эндотермических процессов и отрицательным (DН < 0) для экзотермических процессов.

Тепловой эффект реакции при постоянном давлении (DН) измеряется в кДж, и относится к числу молей веществ, участвующих в реакции. Кроме того, в термохимических уравнениях указывают агрегатное состояние веществ, участвующих в реакции.

Энтальпия реакции приводится для стандартных условий: температуры 298°К и давления в 1 атм. = 101325 Па.

Изменение энтальпии может быть найдено не только для химических реакций, но и для других процессов – например, фазовых переходов. Фазовым переходом
называют переход одной фазы в другую: твёрдое – жидкое (испарение), твёрдое – газ (сублимация или возгонка) и   т. д.

Стандартная
энтальпия образования сложного вещества
— это тепловой эффект реакции образования 1-го моля сложного вещества из простых
веществ.

Стандартная энтальпия разложения сложного вещества
— это тепловой эффект реакции разложения 1-го моля сложного  вещества на простые вещества.

Стандартная энтальпия  образования 1-го моля сложного вещества равна стандартной энтальпии разложения 1-го моля вещества, взятого с обратным знаком –
закон Лавуазье-Лапласа.

 , где , — энтальпии образования (разложения) сложного вещества при стандартных условиях.

Энтальпия образования 1-го моля вещества приводится в таблицах и измеряется в .       Энтальпии образования простых веществ равны нулю.

Основной закон термохимии (закон Гесса).

Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути проведения процесса, числа и вида промежуточных стадий, а зависит только от начального и конечного состояния реагирующих веществ, при условии постоянства давления или постоянства объёма.

1-ое следствие закона Гесса.
Тепловой эффект процесса равен сумме тепловых эффектов промежуточных стадий.

2-ое следствие закона Гесса.
Тепловой эффект процесса равен алгебраической разности между суммой теплот образований продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ, причём коэффициенты в уравнении учитываются как сомножители теплот образований.

сС + dD = аА + bВ;

        Пример  расчёта теплового эффекта химической реакции:

        ;    DН = ?

Второй закон термодинамики.

— возможность самопроизвольного протекания реакции;

— изобарно —  изотермический потенциал или свободная энергия Гиббса.

Самопроизвольными
называются процессы, в результате которых может быть получена полезная работа, несамопроизвольными
называются процессы, на которые нужно затратить работу.

Рассмотрим два самопроизвольных процесса – растворение гидроксида натрия и растворение нитрата аммония:

Это самопроизвольные процессы, но один из них сопровождается выделением тепла, а другой – поглощением тепла. Как видим, знак теплового эффекта процесса (энтальпийный фактор) не определяет однозначно возможность самопроизвольного протекания процесса. Существует 2-ой фактор самопроизвольности процесса  —  энтропийный фактор
.

Что же такое энтропия?

Состояние любой системы может быть описано, с одной стороны,  по значению  измеряемых параметров системы (макросостояний системы), с другой стороны, состояние системы можно описать множеством мгновенных микросостояний, которым соответствуют  разные энергетические уровни микрочастиц, составляющих нашу систему.

Число микросостояний, которое соответствует данному макросостоянию вещества, называется термодинамической вероятностью
его состояния (W), т. е. W – это число способов, которыми молекулы можно распределить по разным энергетическим уровням.

С термодинамической вероятностью состояния связана функция состояния системы, называемая энтропией
(S) .

S = k ln W, где k – постоянная Больцмана, k ≈ 1,38∙10 ^-23
Дж/K ,

            W – термодинамическая вероятность состояния системы.

        Для 1 моль вещества:

S = R ln W, где R – универсальная газовая постоянная,  здесь S измеряется в .

        Вероятность состояния максимальна
при максимальной разупорядоченности системы, т. е. энтропия максимальна тогда, когда система находится в наиболее разупорядоченном состоянии. Именно к этому система стремится самопроизвольно.

Любая система стремится перейти в состояние наибольшего беспорядка, т. е. самопроизвольно, любая система стремится к увеличению энтропии. И энтропия

является мерой беспорядка в системе. Она увеличивается в таких физических процессах, как плавление, кипение, расширение газов. В химических процессах энтропия увеличивается, если из исходных веществ, взятых в твёрдом или жидком состояниях, получается газообразные продукты реакции, или — если число молекул в ходе реакции увеличивается.

        ,  т. е. энтропия растёт, т. к. увеличивается количество движущихся частиц.

        ,   DS < 0 , — энтропия уменьшается т. к. уменьшается количество частиц (из 3-х в 2) и система переходит из газообразного состояния в жидкое.

        Рассмотрим изменение энтропии в системе при переходе из одного, состояния, характеризуемого объёмом V ₁
в другое – с объёмом V ₂
:

,    Þ ;

Если V ₂
> V ₁
, то DS > 0, если V ₂
< V ₁
, то DS < 0, т.е. при увеличении объема энтропия увеличивается.

        Энтропия идеального кристалла при абсолютном  нуле равна нулю, поэтому можно рассчитать абсолютное значение энтропии для каждого вещества. В таблицах приводится стандартное значение энтропии (S°)  при стандартных условиях.

        Энтропия
– функция состояния вещества, значит, не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое.            Для обратимых изотермических процессов ( фазовых переходов
), изменение энтропии равно изменению энтальпии, деленному на температуру:

        Энтропия зависит от температуры:

        , где С _Р
– молярная теплоёмкость при постоянном давлении.

        Функция, которая связывает и энтальпийный и энтропийный фактор, G – свободная энергия Гиббса,
или изобарно – изотермический потенциал.

       
G = H — T×S, где Н – энтальпия, Т – абсолютная температура, S – энтропия.

        Для изобарно-изотермических процессов:

        DG = DH — TDS, т. е. в изменении свободной энергии Гиббса учитывается и энтальпийный и энтропийный факторы.

        Если система совершает полезную работу, то её энергия убывает.

        , где — полезная работа.

        DG < 0, – для самопроизвольных процессов.

        DG = 0,

– в состоянии равновесия.

        Уравнения и

– математическая запись 2-го закона термодинамики.

Формулировка 2-го закона термодинамики.

1.
Любая система стремится перейти в состояние равновесия, которое является наиболее устойчивым состоянием системы.

2.
Любая система стремится к уменьшению свободной энергии и устойчивому состоянию, которому соответствует состояние с наименьшим значением свободной энергии.

Изобарно – изотермический потенциал химической реакции зависит не только от абсолютного количества вещества, но и от концентрации веществ, участвующих в реакции. Эта зависимость выражается в уравнении изотермы Вант – Гоффа.

аА + bВ = сС + dD

, — изменение свободной  энергии Гиббса при постоянном давлении и температуре.

R – универсальная газовая постоянная.

Т – абсолютная температура.

К _равн.
– константа равновесия.

Изменяя концентрации веществ в исходном состоянии, можно изменить и DG реакции, т. е. добиться таким путём желаемого направления и глубины процесса.

Стандартная изотерма Вант – Гоффа.

Пример термодинамического расчёта химической реакции
:

Возможно ли при стандартных условиях самопроизвольное протекание процесса?

DG° = DH° — TDS°

По 2-ому следствию закона Гесса:

= + 178,5 (кДж).

DH > 0.

DS > 0.

DG° = DH° — TDS° = 178,5 – 298×164,7×10 ^-3
= 129,6 (кДж).

DG > 0.

1. D H>0, процесс эндотермический, энтальпийный фактор против самопроизвольности процесса.

2. D S>0, система стремится к беспорядку, энтропийный фактор за самопроизвольность процесса.

3. D G>0, при стандартных условиях невозможно самопроизвольное протекание процесса.

Вопрос: при каких условиях возможно протекание процесса?

Вычислим температуру равновесного состояния:

Вам также может быть полезна лекция » 2. Система управления охраной труда (СУОТ) Часть 1
«.

DG = 0  Þ  DН — T _равн
DS = 0  Þ  DН = Т _равн
DS,

, при Т > 1084 ⁰
K,  DG<0, следовательно, данный процесс может протекать при температурах выше 1084 ⁰
К

1. D Н 0, DG < 0 – возможно самопроизвольное протекание процесса при любых условиях.

2. D Н > 0, DS 0, — невозможно самопроизвольное протекание процесса при любых условиях.

3. D Н < 0, DS 0, DS > 0, — невозможно однозначно сказать о значении DG, но можно сказать, что при низких температурах на значение DG больше влияет энтальпийный фактор, а при высоких – энтропийный фактор.