Реферат: Реальные системы и фазовые переходы

Реферат: Реальные системы и фазовые переходы

Оглавление.

1.  Введение……………………………………………………………..2

2.  Фазовые переходы первого и второго рода………………………..4

3.  Идеальный газ……………………………………………………….7

4.  Реальный газ………………………………………………………....8

5.  Молекулярно – кинетическая теория критических явлений….….9

6.  Сверхтекучесть……………………………………………………..11

7.  Сверхпроводимость………………………………………………..13

7.1   Открытие сверхпроводимости………………….…...13

7.2   Электрон – фононное взаимодействие……………..14

7.3   Сверхпроводники первого и второго рода………...16

7.4   Рецепт изготовления сверхпроводника…………….17

7.5   Техника безопасности……………………………….18

7.6   Эффект Майснера……………………………………20

8.  Заключение………………………….……………………….22

9.  Список литературы………………………………………….25

1.  Введение.

Фазами называют однородные различные части физико-химических систем. Однородным является вещество, когда все параметры состояния вещества одинаковы во всех его объемах, размеры которых велики по сравнению с межатомными состояниями. Смеси различных газов всегда составляют одну фазу, если во всем объеме они находятся в одинаковых концентрациях.

Одно и то же вещество в зависимости от внешних условий может быть в одном из трех агрегатных состояний – жидком, твердом или газообразном. В зависимости от внешних условий может находиться в одной фазе, либо сразу в нескольких фазах. В окружающей нас природе мы особенно часто наблюдаем фазовые переходы воды. Например: испарение, конденсация. Существуют такие условия давления и температуры, при которых вещество находится в равновесии в различных фазах. Например, при сжижении газа в состоянии равновесия фаз объем, может быть каким угодно, а температура перехода связана с давлением насыщенного пара. Температуры, при которых происходят переходы из одной фазы в другую, называются температурами перехода. Они зависят от давления, хотя и в различной степени: температура плавления – слабее, температура парообразования и сублимации – сильнее. При нормальном и постоянном давлении переход происходит при определенном значении температуры, и здесь имеют место точки плавления, кипения и сублимации (или возгонки.). Сублимация - это переход вещества из твердого состояния в газообразное можно наблюдать, например, в оболочках кометных хвостов. Когда комета находится далеко от солнца, почти вся ее масса сосредоточена в ее ядре, имеющем размеры 10-12 километров. Ядро, окруженное небольшой оболочкой газа – это так называемая голова кометы. При приближении к Солнцу ядро и оболочки кометы начинают нагреваться, вероятность сублимации растет, а десублимации – уменьшается. Вырывающиеся из ядра кометы газы увлекают за собой и твердые частицы, голова кометы увеличивается в объеме и становится газопылевой по составу.

2.  Фазовые переходы первого и второго рода.

Фазовые переходы бывают нескольких родов. Изменения агрегатных состояний вещества называют фазовыми переходами первого рода, если:

1)Температура постоянна во время всего перехода.

2)Меняется объем системы.

3) Меняется энтропия системы.

Чтобы произошел такой фазовый переход, нужно данной массе вещества пообшить определенное количество тепла, соответствующего скрытой теплоте превращения. В самом деле, при переходе конденсированной фазы в фазу с меньшей плотностью нужно сообщить некоторое количество энергии в форме теплоты, которое пойдет на разрушение кристаллической решетки (при плавлении) или на удаление молекул жидкости друг об друга (при парообразовании). Во время преобразования скрытая теплота пойдет на преобразование сил сцепления,  интенсивность теплового движения не изменится, в результате температура останется постоянной. При таком переходе степень беспорядка, следовательно, и энтропия, возрастает. Если процесс идет в обратном направлении, то скрытая теплота выделяется. К фазовым переходам первого рода относятся: превращение твердого тела в жидкое (плавления) и обратный процесс (кристаллизация), жидкого - в пар (испарение, кипение). Одной кристаллической модификации - в другую (полиморфные превращения). К фазовым переходам второго рода относится: переход нормального проводника в сверхпроводящее состояние, гелий-1 в сверхтекучий гелий-2, ферромагнетика – в парамагнетик. Такие металлы, как железо, кобальт, никель и гадолиний, выделяются своей способностью сильно намагничиваются и долго сохранять состояние намагниченности. Их называют ферромагнетиками. Большинство металлов (щелочные и щелочноземельные металлы и значительная часть переходных металлов) слабо  намагничиваются и не сохраняют это состояние вне магнитного поля – это парамагнетики. Фазовые переходы второго, третьего и так далее родов связаны с порядком тех производных термодинамического потенциала ∂ф, которые испытывают конечные измерения в точке перехода, Такая классификация фазовых превращений связана с работами физика - теоретика Пауля Эрнеста (1880 -1933). Так, в случае фазового перехода  второго рода в точке перехода испытывают скачки производные второго порядка: теплоемкость при постоянном давлении Cp=-T(∂ф2/∂T2), сжимаемость β=-(1/V0)(∂2ф/∂p2), коэффициент теплового расширения α=(1/V0)(∂2ф/∂Tp), тогда как первые производные остаются непрерывными. Это означает отсутствие выделения (поглощения) тепла и изменения удельного объема (ф - термодинамический потенциал).

Состояние фазового равновесия характеризуется определенной связью между температурой фазового превращения и давлением. Численно эта зависимость для фазовых переходов даётся уравнением Клапейрона-Клаузиуса: Dp/DT=q/TDV. Исследования при низких температурах – очень важный раздел физики. Дело в том, что таким образом можно избавиться от помех связанных с хаотическим тепловым движением и изучать явления в “чистом” виде. Особенно  важно это при исследовании квантовых закономерностей. Обычно из-за хаотического теплового движения происходит усреднение физической величины по большому числу её различных значений и квантовые  скачки “смазываются”.

Низкие температуры (криогенные температуры), в физике и криогенной технике диапазон температур ниже 120°К (0°с=273°К); работы Карно (работал над тепловым двигателем) и Клаузиуса положили начало исследованиям свойств газов и паров, или технической термодинамике. В 1850 году Клаузиус заметил, что насыщенный водяной пар при расширении частично конденсируется, а при сжатии переходит в перегретое состояние. Особый вклад в развитие этой научной дисциплины внес Реню. Собственный объем молекул газа при комнатной температуре составляет примерно одну тысячную объема, занимаемого газом. Кроме того, молекулы притягиваются друг к другу на расстояниях, превышающих те, с которых начинается их отталкивание.

3.  Идеальный газ.

Идеальный газ, идеализированная модель газа; в идеальном газе силы взаимодействия между частицами (атомами, молекулами) пренебрежимо малы. К идеальным газам близки разряженные реальные газы при температурах, далеких от температуры и конденсации. Зависимость давления идеального газа от его температуры и плотности выражается уравнения Клапейрона, (Клаперона-Менделеева уравнение), найденная Б.П. Э. Клапейроном (1834) зависимость между физическими величинами, определяющими состояние идеального газа (давлением р, объемом V, и абсолютной температурой Т): PV=BT, где коэффициент В зависит от массы газов М и его молекулярной массы. Для одного моля идеального газа pV=RT, где R-газовая постоянная. Если молярная масса газа μ, то pV=M/μ *RT.

4.  Реальный газ.

Реальный газ, отличается от идеального газа существованием взаимодействия между его частицами (молекулами, атомами). При малых плотностях наличие межмолекулярного взаимодействия учитывается вириальным уравнением состояния реального газа: pV=RT[1+B (T)/υ+C(T)/υ2+…], где р - давление, υ – молярный объем, Т – абсолютная температура, R – газовая постоянная, В(Т), С(Т) и так далее – вириальные коэффициенты, зависящие от температуры и характеризующие парные, тройные и так далее взаимодействия частиц в газе. Существуют и другие полуэмпирические и теоретические уравнения состояния реальных газов, например: уравнение Ван дер Ваальса (нидерландского физика), предложенное Ван дер Вальсом (1873г) уравнение состояния реального газа, учитывающее конечность объема молекул и наличие межмолекулярных сил притяжения; для одного моля газа имеет вид: (р+а/V2) (v-b)=RT, где р – давление, V – объем одного моля, T – абсолютная температура, R – универсальная газовая постоянная, a и b постоянные, характеризующие взаимодействие молекул данного вещества. Третье начало термодинамики: по мере приближения температуры к 0K. Энтропия всякой равновесной системе при изотермических процессах перестает зависеть от каких-либо термодинамических параметров состояния и в пределе (T=0K) принимает одну и туже для всех систем постоянную величину, которую можно принять равной нулю. Третье начало предсказывает вырождение идеальных азов при низкой температуре. Как показало развитие квантовой статистики, такое вырождение действительно имеет место. Оно указывает на недостаточность классической механики и основанной на ней классической статистики в области низких температур. Квантовая статистика показывает, что третье начало термодинамики является микроскопическим проявлением квантовых свойств реальных систем при низких температурах. Свойства реальных систем изучались экспериментально.

5.  Молекулярно – кинетическая теория критических явлений.

Вскоре после открытия закона Бойля – Мариотта (произведение объема данной массы идеального газа  на его давление постоянно при постоянной температуре; установлен независимо Р. Бойлем (1660г) и Э. Мариоттом (1676г)) были обнаружены отклонения от него: нидерландский физик Мартин Ван Марум установил, что при давлении 7 атмосфер газообразный аммиак переходит в жидкое состояние; примерно тогда же Лавуазье отметил роль охлаждения в изменении состояния газов. В середине прошлого века появились попытки учесть эти отклонения количественно, чтобы ввести поправки, но все они были случайными и не связывались с критическими состояниями газов. Ван-дер-Ваальс показал глубинную связь между жидким и газообразным состояниями вещества, объяснил их непрерывный переход друг в друга и развил молекулярно-кинетическую теорию критических явлений. Его теория позволила предсказать существование неустойчивых состояний вещества. После создания Гиббсом статистической механики наглядная теория Ван-дер-Ваальса была переведена на строгий математический язык. Гиббс дал развернутое изложение метода термодинамических потенциалов и его применение к анализу равновесия. С позиции своего метода он единым образом исследовал законы образования новой фазы, дал знаменитое правило фаз (в термодинамике: число равновесно сосуществующих в какой либо системе фаз не может быть больше числа образующих эти фазы компонентов  плюс, как правило, 2). Установлено Дж. У. Гиббсом в 1873-1876гг, рассмотрел поверхностные и электрохимические явления, многокомпонентные системы и тому подобные. Развивая метод Гиббса, Дюгем в своих работах ввел термин «термодинамический потенциал». Гиббс пришел к идее введения таких функций после исследования поведения функции (Е-ТS+pV), когда заметил, что условие устойчивого равновесия сводится к равенству б(Е-ТS+рV)=0. Экстремальные значения этой функции оказались необходимыми и достаточными условиями равновесия систем при изобарно - изотермических процессах. В последствии эту функцию назвали изобарно – изотермическим потенциалом, или потенциалом Гиббса. Затем Гиббс установил, что термодинамические свойства системы можно описать еще тремя функциями, обладающими свойствами потенциалов – внутренней энергией (диабатический потенциал) и тепловой функцией (энтальпия). В химической термодинамике важен и химический потенциал, введенный Гиббсом.

Страницы: 1, 2, 3, 4