Движение тел в жидкостях и газах

Одной из важнейших задач аэро- и гидродинамики является исследование движе­ния твердых тел в газе и жидкости, в частности изучение тех сил, с которыми среда действует на движущееся тело. а проблема приобрела особенно большое значение в связи с бурным развитием авиации и увеличением скорости движе­ния морских судов.

На тело, движущееся в жидкости или газе, действуют две силы (равнодействующую их обозначим ), одна из которых () направлена в сторону, противопо­ложную движению тела (в сторону по­тока),- лобовое сопротивление, а вторая () перпендикулярна этому направле­нию - подъемная сила (рис.6.9).

Если тело симметрично и его ось сим­метрии совпадает с направлением скоро­сти, то на него действует только лобовое сопротивление, подъемная же сила в этом случае равна нулю. Можно доказать, что в идеальной жидкости равномерное движение происходит без лобового сопро­тивления. Если рассмотреть движение ци­линдра в такой жидкости, то картина линий тока симметрична как от­носительно горизонтального, так и относительно вертикального направлений, т. е. ре­зультирующая сила давления на повер­хность цилиндра будет равна нулю.

Иначе обстоит дело при движении тел в вязкой жидкости (особенно при увеличе­нии скорости обтекания). Вследствие вяз­кости среды в области, прилегающей к по­верхности тела, образуется пограничный слой частиц, движущихся с меньшими ско­ростями. В результате тормозящего дейст­вия этого слоя возникает вращение частиц и движение жидкости в пограничном слое становится вихревым. Если тело не имеет обтекаемой формы (нет плавно утончаю­щейся хвостовой части), то пограничный слой жидкости отрывается от поверхности тела. За телом возникает течение жидко­сти (газа), направленное противоположно набегающему потоку. Оторвавшийся по граничный слой, следуя за этим течением, образует вихри, вращающиеся в противо­положные стороны (рис.6.10).

Лобовое сопротивление зависит от формы тела и его положения относительно потока, что учитывается безразмерным ко­эффициентом сопротивления С_x, определя­емым экспериментально:

R_x = C_x S, (6.15)

где ρ - плотность среды; υ - скорость движения тела; S - наибольшее попере­чное сечение тела.

Составляющую R_x можно значитель­но уменьшить, подобрав тело такой фор­мы, которая не способствует образованию завихрения.

Подъемная сила может быть определе­на формулой, аналогичной (6.15):

R_y = C_y S, (6.16)

где С_у - безразмерный коэффициент подъемной силы.

Основы молекулярной физики и термодинамики

ГЛАВА 7.ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ МОЛЕКУЛЯРНО-

КИНЕТИЧЕСКОЙ ТЕОРИИ

Введение

Молекулярная физика — раздел физики, изучающий строение и свойства вещества исходя из молекулярно-кинетических представлений, основывающихся на том, что все тела состоят из молекул, находящихся в непрерывном хаотическом движении.

Идея об атомном строении вещества высказана древнегреческим философом Демокритом Атомистика возрождается в XVII в. и развивается в работах М. В. Ломоносова, взгляды которого на строение вещества и тепловые явления были близки к современным. Строгое развитие молекулярной теории относится к середине XIX в. и связано с работами немецкого физика Р. Клаузиуса, Дж. Максвелла и Л. Больцмана.

Процессы, изучаемые молекулярной физикой, являются результатом совместного действия большого числа молекул. Законы поведения огромного числа молекул изучаются с помощью статистического метода. Этот метод основан на том, что свойства макроскопической системы определяются свойствами частиц системы, особенностями их движения и усредненнымизначениями динамических характеристик этих частиц (скорости, энергии и т. д.). Например, температура тела определяется скоростью хаотического движения его молекул, но так как в любой момент времени разные молекулы имеют различные скорости, то она может быть выражена через среднее значение скорости молекул. Нельзя говорить о температуре одной молекулы. Таким образом, макроскопические характеристики тел имеют физический смысл лишь в случае большого числа молекул.

Температура — одно из основных понятий, играющих важную роль не только в термодинамике, но и в физике в целом. Температура – физическая величина, характеризующая состояние термодинамического равновесия макроскопической системы. Всоответствии с решением XI Генеральной конференции по мерам и весам в настоящее время можно применять только две температурные шкалы — термодинамическую и Международную практическую, градуированные соответственно в кельвинах (К) и в градусах Цельсия (°С). В Международной практической шкале температура замерзания и кипения воды при давлении 1,013· 10⁵ Па соответственно 0 и 100°С (реперные точки).

Термодинамическая шкала определяется по одной реперной точке, в качестве которой взята тройная точка воды (температура, при которой лед, вода и насыщенный пар при давлении 609 Па находятся в термодинамическом равновесии). Температура этой точки по термодинамической шкале равна 273,15 К. Градус Цельсия равен кельвину. В термодинамической шкале температура замерзания воды равна 273,15 К (при том же давлении, что и в Международной практической шкале), поэтому термодинамическая температура и температура по Международной практической шкале связаны соотношением

Т =273,15 + t.

Температура T =0 К называется нулем кельвин. Анализ различных процессов показывает, что 0 К недостижим, хотя приближение к нему сколь угодно близко возможно.

В молекулярно-кинетической теории пользуются идеализированной моделью идеального газа, согласно которой считают, что:

1) собственный объем молекул газа мал по сравнению с объемом сосуда;

2) между молекулами газа отсутствуют силы взаимодействия;

3) столкновения молекул газа между собой и со стенками сосуда абсолютно упругие.

Модель идеального газа можно использовать при изучении реальных газов, так как они при нормальным условиях, а также при низких давлениях и высоких температурах, близки по своим свойствам к идеальному газу. Кроме того, внеся поправки, учитывающие собственный объем молекул газа и действующие молекулярные силы, можно перейти к теории реальных газов.

Законы идеального газа

Закон Бойля - Мариотта: для данной массы газа при постоянной температуре произведение давления газа на его объем есть величина постоянная:

pV = const

при Τ = const, m = const. (7.1)

Кривая, изображающая зависимость между величинами р и V,характеризующими свойства вещества при постоянной температуре, называется изотермой. Изотермы представляют собой гиперболы, расположенные на графике (рис.7.1) тем выше, чем выше температура, при которой происходит процесс.

Законы Гей - Люссак а: 1) объем данной массы газа при постоянном давлении изменяется линейно с температурой:

V = V ₀(1+α t),

при p = const, и m = const; (7.2)

Рис.7.1. Рис.7.2. Рис.7.3.

2) давление данной массы газа при постоянном объеме изменяется линейно с температурой:

p = p ₀(1+ at)

при V = const, т = const. (7.3)

В этих уравнениях t – температура по шкале Цельсия, p ₀и V ₀— давление и объем при 0°С, коэффициент a = 1/273,15 К^-1.

Процесс, протекающий при постоянном давлении, называется изобарным. На диаграмме в координатах V, t (рис.7.2) этот процесс изображается прямой, называемой изобарой. Процесс, протекающий при постоянном объеме, называется изохорным. На диаграмме (рис.7.3) в координатах р, t он изображается прямой, называемой изохорой.

Из (7.2) и (7.3) следует, что изобары и изохоры пересекают ось температур в точке t = -1/ a = -273,15 °С, определяемой из условия 1+ at = 0. Если перенести начало отсчета в эту точку, то происходит переход к шкале Кельвина, откуда

Τ = t +1/ a.

Вводя в формулы (7.2) и (7.3) термодинамическую температуру, законам Гей-Люссака можно придать более удобный вид:

V = V ₀ (1+ at) = V ₀ [1+ a (T -1/ a)] = V ₀ aТ,

p = (1 + at) = р ₀ [1+ a (T - 1/)] = p ₀ aТ

или

V ₁ /V ₂= Т ₁ /Т ₂

при р = const, m = const, (7.4)

р ₁ /р ₂ = Т ₁ /Т ₂

при V =const, m = const, (7.5)

где индексы 1 и 2 относятся к произвольным состояниям, лежащим на одной изобаре или изохоре.

Закон Авогадро: моли любых газов при одинаковых температуре и давлении занимают одинаковые объемы. Принормальных условиях этот объем равен 22,41×10^-3 м³/моль.

По определению, в одном моле различных веществ содержится одно и то же число молекул, называемое постоянной Авогадро:

N_А = 6,022 ^.10²³ моль^-1.

Закон Дальтона: давление смеси идеальных газов равно сумме парциальных давлений р ₁, р ₂,···, р_п, входящих в нее газов:

p = р ₁ + р ₂ +... + р_п.

Парциальное давление – давление, которое производил бы газ, входящий в состав газовой смеси, если бы он один занимал объем, равный объему смеси при той же температуре.

 

7.3.Уравнение Клапейрона – Менделеева

Как уже указывалось, состояние некоторой массы газа определяется тремя термодинамическими параметрами: давлением р,объемом V и температурой Т. Между этими параметрами существует определенная связь, называемая уравнением состояния, которое в общем виде дается выражением: Рис.7.4.

F (p, V, T)=0,

где каждая из переменных является функцией двух других.

Французский физик и инженер Б. Клапейрон вывел уравнение состояния идеального газа, объединив законы Бойля - Мариотта и Гей-Люссака. Пусть некоторая масса газа занимает объем V ₁, имеет давление р ₁и находится при температуре T ₁. Эта же масса газа в другом произвольном состоянии характеризуется параметрами р ₂, V ₂, Т ₂(рис.7.4).

Переход из состояния 1 в состояние 2осуществляется в виде двух процессов: 1) изотермического (изотерма 1 – 1^/ ), 2) изохорного (изохора 1^/ – 2).

В соответствии с законами Бойля— Мариотта (7.1) и Гей-Люссака (7.5) запишем:

р ₁ V ₁ =p^/ ₁ V ₂, (7.6)

. (7.7)

Исключив из уравнений (7.6) и (7.7) p^/ ₁ получим:

.

Так как состояния 1 и 2были выбраны произвольно, то для данной массы газа величина pV/T остается постоянной, т. е.

pV/T = В = const. (7.8)

Выражение (7.8) является уравнением Клапейрона, в котором В — газовая постоянная, различная для разных газов.

Д. И. Менделеев объединил уравнение Клапейрона с законом Авогадро, отнеся уравнение (7.8) к одному молю, использовав молярный объем V_m. Согласно закону Авогадро, при одинаковых p и Τ моли всех газов занимают одинаковый молярный объем V_m,поэтому постоянная В будет одинаковой для всех газов. Эта общая для всех газов постоянная обозначается R и называется молярной газовой постоянной. Уравнению

pV_m = RT (7.9)

удовлетворяет лишь идеальный газ, и оно является уравнением состояния идеального газа, называемым также уравнением Клапейрона - Менделеева.

Числовое значение молярной газовой постоянной определим из формулы (7.9), полагая, что моль газа находится при нормальных условиях (р ₀ = 1,013×10⁵ Па, T ₀=273,15 К, V_m =22,41×10^-3 м³/моль): R =8,31 Дж/(моль К).

От уравнения (7.9) для моля газа можно перейти к уравнению Клапейрона - Менделеева для произвольной массы газа. Если при некоторых заданных p и T один моль газа занимает молярный объем V_m, то масса т газа займет объем V= (m/М) V_m,где Μ – молярная масса (масса одного моля вещества). Единица молярной массы – килограмм на моль (кг/моль). Уравнение Клапейрона — Менделеева для массы т газа

pV = RT = vRT,(7.10)

где: v=m/M — количество вещества.

Часто пользуются несколько иной формой уравнения состояния идеального газа, вводя постоянную Больцмана

k=R/N_A = 1,38∙10^-23 Дж/К.

Исходя из этого, уравнение состояния (2.4) запишем в виде

p= RT/V_m = kN_AT/V_m = nkT,

где N_A/V_m=n — концентрация молекул (число молекул в единице объема). Таким образом, из уравнения

p=nkT (7.11)

следует, что давление идеального газа при данной температуре прямо пропорционально концентрации его молекул (или плотности газа). При одинаковых температуре и давлении все газы содержат в единице объема одинаковое число молекул. Число молекул, содержащихся в 1м³ газа при нормальных условиях, называется числом Лошмидта:

N_l = р ₀ / (kТ ₀) = 2,68∙10²⁵ м^-3.