, le processus thermodynamique est un changement dans l'état d'un système, à la suite de quoi au moins un de ses paramètres (température, volume ou pression) change de valeur. Cependant, si l'on tient compte du fait que tous les paramètres d'un système thermodynamique sont inextricablement interconnectés, alors une modification de l'un d'entre eux entraîne inévitablement une modification d'au moins un (idéalement) ou plusieurs (en réalité) paramètres. En général, on peut dire que le processus thermodynamique est associé à un déséquilibre du système, et si le système est dans un état d'équilibre, alors non processus thermodynamiques ne peut pas y circuler.

L'état d'équilibre d'un système est un concept abstrait, car il est impossible d'isoler quoi que ce soit de matériel du monde environnant. Par conséquent, dans tout système réel, divers processus thermodynamiques se produisent inévitablement. De plus, dans certains systèmes, des changements si lents, presque imperceptibles, peuvent se produire que les processus qui leur sont associés peuvent être conditionnellement considérés comme consistant en une séquence d'états d'équilibre du système. De tels processus sont appelés équilibre ou quasi-statique.
Un autre scénario possible de changements successifs dans le système, après quoi il revient à son état d'origine, est appelé processus circulaire ou un cycle. Les concepts d'équilibre et de processus circulaires sous-tendent de nombreuses conclusions théoriques et techniques appliquées de la thermodynamique.

L'étude d'un processus thermodynamique consiste à déterminer le travail effectué dans ce processus, le changement énergie interne, quantité de chaleur, ainsi que dans l'établissement de connexions entre des grandeurs individuelles caractérisant l'état du gaz.

Parmi tous les processus thermodynamiques possibles, les plus intéressants sont les processus isochore, isobare, isotherme, adiabatique et polytropique.

Processus isochore

L'isochorique est un processus thermodynamique qui se produit à volume constant. Ce processus peut être accompli en chauffant un gaz placé dans un récipient fermé. En raison de l'apport de chaleur, le gaz s'échauffe et sa pression augmente.
La modification des paramètres du gaz dans un processus isochore est décrite par la loi de Charles : p 1 /T 1 = p 2 /T 2, ou dans le cas général :

p/T = const.

La pression du gaz sur les parois du récipient est directement proportionnelle à la température absolue du gaz.

Puisque dans un processus isochore, la variation de volume dV est nulle, nous pouvons conclure que toute la chaleur fournie au gaz est dépensée pour modifier l'énergie interne du gaz. (aucun travail n'est effectué).

Processus isobare

L'isobare est un processus thermodynamique qui se produit à pression constante. Un tel processus peut être réalisé en plaçant le gaz dans un cylindre dense doté d'un piston mobile, qui est soumis à une force externe constante lors de l'évacuation et de l'apport de chaleur.
Lorsque la température du gaz change, le piston se déplace dans un sens ou dans un autre ; dans ce cas, le volume de gaz évolue conformément à la loi Gay-Lussac :

V/T = const.

Cela signifie que dans un processus isobare, le volume occupé par le gaz est directement proportionnel à la température.
Nous pouvons conclure qu'un changement de température dans ce processus entraînera inévitablement un changement dans l'énergie interne du gaz, et le changement de volume est associé à l'exécution du travail, c'est-à-dire dans un processus isobare, une partie de l'énergie thermique est consacrée à la modification de l'énergie interne du gaz et l'autre partie à l'exécution du travail du gaz pour surmonter l'action des forces externes. Dans ce cas, le rapport entre la consommation de chaleur pour augmenter l'énergie interne et pour effectuer le travail dépend de la capacité calorifique du gaz.

Processus isotherme

L'isotherme est un processus thermodynamique qui se produit à température constante.
En pratique, il est très difficile de réaliser un procédé isotherme avec du gaz. Après tout, il est nécessaire de remplir la condition selon laquelle pendant le processus de compression ou de détente, le gaz a le temps d'échanger sa température avec l'environnement, en maintenant sa propre température constante.
Le processus isotherme est décrit par la loi de Boyle-Mariotte : pV = const, c'est-à-dire qu'à température constante, la pression du gaz est inversement proportionnelle à son volume.

Évidemment, lors d’un processus isotherme, l’énergie interne du gaz ne change pas, puisque sa température est constante.
Pour que la condition de température constante du gaz soit remplie, il est nécessaire d'évacuer une chaleur équivalente au travail dépensé en compression :

dq = dA = pdv.

En utilisant l'équation d'état d'un gaz et après avoir effectué un certain nombre de transformations et de substitutions, nous pouvons conclure que le travail d'un gaz au cours d'un processus isotherme est déterminé par l'expression :

UNE = RT ln(p 1 /p 2).



Processus adiabatique

L'adiabatique est un processus thermodynamique qui se produit sans échange thermique entre le fluide de travail et l'environnement. Tout comme le processus isotherme, le processus adiabatique est très difficile à mettre en œuvre en pratique. Un tel processus peut se produire avec un fluide de travail placé dans un récipient, par exemple un cylindre avec un piston, entouré d'un matériau calorifuge de haute qualité.
Mais quel que soit l'isolant thermique de haute qualité que nous utilisons dans ce cas, une partie de la chaleur, même négligeable, sera inévitablement échangée entre le fluide de travail et l'environnement.
Par conséquent, en pratique, il est possible de créer uniquement un modèle approximatif du processus adiabatique. Cependant, de nombreux processus thermodynamiques effectués en génie thermique se déroulent si rapidement que le fluide de travail et le milieu n'ont pas le temps d'échanger de la chaleur. Par conséquent, avec un certain degré d'erreur, de tels processus peuvent être considérés comme adiabatiques.

Pour dériver une équation reliant la pression et le volume 1 kg gaz dans un processus adiabatique, on écrit l'équation de la première loi de la thermodynamique :

dq = du + pdv.

Puisque pour un processus adiabatique le transfert de chaleur dq est nul et que la variation de l'énergie interne est fonction de la conductivité thermique en fonction de la température : du = c v dT, alors on peut écrire :

c v dT + pdv = 0 (3) .

En différenciant l'équation de Clapeyron pv = RT, on obtient :

pdv + vdp = RdT.

Exprimons dT à partir d'ici et substituons-le dans l'équation (3). Après regroupement et transformations on obtient :

pdvc v /(R + 1) + c v vdp/R = 0.

Compte tenu de l'équation de Mayer R = c p – c v, la dernière expression peut être réécrite comme suit :

pdv(c v + c p - c v)/(c p – c v) + c v vdp/(c p – c v) = 0,

c p pdv + c v vdp = 0 (4) .

Diviser l'expression résultante par c v et noter le rapport c p /c v par la lettre k, après avoir intégré l'équation (4) on obtient (avec k = const):

ln vk + ln p = const ou ln pvk = const ou pvk = const.

L'équation résultante est l'équation d'un processus adiabatique, dans laquelle k est l'exposant adiabatique.
Si nous supposons que la capacité thermique volumétrique c v est une valeur constante, c'est-à-dire c v = const, alors le travail du processus adiabatique peut être représenté par la formule (donné sans sortie):

l = c v (T 1 – T 2) ou l = (p 1 contre 1 – p 2 contre 2)/(k-1).

Processus polytropique

Contrairement aux processus thermodynamiques évoqués ci-dessus, lorsque l'un des paramètres du gaz reste inchangé, le processus polytropique se caractérise par la possibilité de modifier l'un des principaux paramètres du gaz. Tous les processus thermodynamiques évoqués ci-dessus sont des cas particuliers de processus polytropiques.
L'équation générale d'un processus polytropique a la forme pv n = const, où n est l'indice polytropique - une valeur constante pour un processus donné qui peut prendre des valeurs de - ∞ à + ∞.

Il est évident qu'en donnant certaines valeurs à l'indice polytropique, on peut obtenir l'un ou l'autre processus thermodynamique - isochore, isobare, isotherme ou adiabatique.
Ainsi, si nous prenons n = 0, nous obtenons p = const - un processus isobare, si nous prenons n = 1, nous obtenons un processus isotherme décrit par la dépendance pv = const ; pour n = k le processus est adiabatique, et pour n égal à - ∞ ou + ∞. nous obtenons un processus isochore.

Capacité thermique

La capacité thermique molaire à pression constante est notée . Dans un gaz parfait, elle est liée à la capacité thermique à volume constant par la relation de Mayer.

La théorie de la cinétique moléculaire permet de calculer des valeurs approximatives de la capacité thermique molaire pour divers gaz grâce à la valeur de la constante universelle des gaz :

Les capacités thermiques peuvent également être déterminées à partir de l'équation de Mayer si l'exposant adiabatique est connu, ce qui peut être mesuré expérimentalement (par exemple en mesurant la vitesse du son dans un gaz ou en utilisant la méthode Clément-Desormes).

Changement d'entropie

Fondation Wikimédia. 2010.

Voyez ce qu'est « processus isobare » dans d'autres dictionnaires :

- (processus isobare), un processus se produisant en physique. système à DC poste. pression; sur la thermodynamique représentée sur le diagramme sous forme d’isobare. Les exemples les plus simples d'IP sont le chauffage de l'eau dans un récipient ouvert, la détente du gaz dans une bouteille à mouvement libre... ... Encyclopédie physique

- (processus isobare) (de l'iso... et de la gravité baros), un processus thermodynamique qui se produit à pression constante dans le système. La ligne représentant un processus isobare sur un diagramme de phases est appelée isobare... Encyclopédie moderne

Processus isobare- (processus isobare) (de l'iso... et de la gravité baros), un processus thermodynamique qui se produit à pression constante dans le système. La ligne représentant un processus isobare sur un diagramme de phases est appelée isobare. ... Illustré Dictionnaire encyclopédique

- (processus isobare) un processus thermodynamique se produisant à pression constante dans le système... Grand dictionnaire encyclopédique

PROCÉDÉ ISOBAR- (processus isobare) un processus thermodynamique se produisant dans un système à pression constante, par ex. formation de vapeur dans une chaudière à vapeur... Grande encyclopédie polytechnique

processus isobare- Un processus thermodynamique qui se produit à pression constante dans le système. [Collection de termes recommandés. Numéro 103. Thermodynamique. Académie des sciences de l'URSS. Comité de terminologie scientifique et technique. 1984] Thèmes thermodynamique EN constante... ... Guide du traducteur technique

processus isobare- – un processus se déroulant à pression constante. chimie générale: manuel / A. V. Zholnin ... Termes chimiques

Processus isobare- est un processus thermodynamique qui se produit à pression constante dans le système. [Dictionnaire terminologique du béton et du béton armé. FSUE "Centre de Recherche "Construction" NIIZHB du nom. A. A. Gvozdeva, Moscou, 2007, 110 pp.] Titre du terme : Conditions générales... ... Encyclopédie des termes, définitions et explications des matériaux de construction

- (processus isobare), processus thermodynamique qui se produit à pression constante dans le système. * * * PROCESSUS ISOBAR PROCESSUS ISOBAR (processus isobare) (de iso... (voir ISO... (partie des mots composés)) et baros lourdeur), thermodynamique... ... Dictionnaire encyclopédique

processus isobare- izobarinis vyksmas statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Termodinaminės sistemos būsenos kitimas, kai išorinis slėgis yra pastovus. atitikmenys : engl. processus isobare vok. isobare Zustandsänderung, f; isobare Prozess, m… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas

Un processus isobare (également appelé processus isobare) est l'un des processus thermodynamiques qui se produisent à pression constante. La masse de gaz du système reste également constante. Une représentation visuelle d'un graphique démontrant un processus isobare est donnée par un diagramme thermodynamique dans le système de coordonnées correspondant.

Exemples

La plupart exemple simple Un processus isobare peut être appelé chauffage d'un certain volume d'eau dans un récipient ouvert. Un autre exemple est la détente d'un gaz parfait dans un volume cylindrique où le piston a une course libre. Dans chacun de ces cas, la pression sera constante. Elle est égale à la pression atmosphérique ordinaire, ce qui est assez évident.

Réversibilité

Un processus isobare peut être considéré comme réversible si la pression dans le système coïncide avec la pression externe et est égale à tout moment du processus (c'est-à-dire qu'elle est constante en valeur) et que la température change très lentement. Ainsi, l’équilibre thermodynamique du système est maintenu à tout moment. C'est la combinaison des facteurs ci-dessus qui nous permet de considérer le processus isobare comme réversible.

Pour effectuer un processus isobare dans un système, la chaleur doit être soit fournie, soit évacuée. Dans ce cas, la chaleur doit être dépensée pour le travail de dilatation d'un gaz parfait et pour modifier son énergie interne. La formule démontrant la dépendance des quantités les unes par rapport aux autres au cours d'un processus isobare est appelée loi de Gay-Lussac. Cela montre que le volume est proportionnel à la température. Dérivons cette formule sur la base de connaissances superficielles.

Dérivation de la loi de Gay-Lussac (compréhension primaire)

Une personne ayant au moins quelques connaissances physique moléculaire, sait que de nombreuses tâches sont associées à certains paramètres. Leurs noms sont la pression du gaz, le volume du gaz et la température du gaz. Dans certains cas, la masse moléculaire et molaire, la quantité de substance, la constante universelle des gaz et d'autres indicateurs sont utilisés. Et il y a ici un certain lien. Parlons plus en détail de la constante universelle des gaz. Au cas où quelqu'un ne saurait pas comment il l'a obtenu.

Obtention de la constante universelle des gaz

Cette constante (un nombre constant avec une certaine dimension) est également appelée constante de Mendeleïev. Il est également présent dans l'équation de Mendeleev-Clapeyron pour un gaz parfait. Comment avons-nous obtenu le nôtre ? physicien célèbre cette constante ?

Comme nous le savons, l’équation des gaz parfaits a la forme suivante : PV/T (qui se prononce ainsi : « le produit de la pression et du volume divisé par la température »). La loi dite d'Avogadro s'applique à la constante universelle des gaz. Il dit que si nous prenons un gaz, alors le même nombre de moles à la même température et à la même pression occuperont le même volume.

En fait, il s'agit d'une formulation verbale de l'équation d'état d'un gaz parfait, qui a été écrite sous forme de formule un peu plus tôt. Si nous prenons des conditions normales (et c'est lorsque la température du gaz est de 273,15 Kelvin, la pression est de 1 atmosphère, respectivement, 101325 Pascals et le volume d'une mole de gaz est de 22,4 litres) et les substituons dans l'équation, multiplions le tout et diviser, nous obtenons , que la totalité de ces actions nous donne un indicateur numérique égal à 8,31. La dimension est donnée en Joules divisé par le produit d'une mole par Kelvin (J/mol*K).

Équation de Mendeleïev-Clapeyron

Prenons l'équation d'état d'un gaz parfait et réécrivons-la sous une nouvelle forme. L'équation initiale, rappelons-le, a la forme PV/T=R. Multiplions maintenant les deux parties par l’indicateur de température. On obtient la formule PV(m)=RT. Autrement dit, le produit de la pression et du volume est égal au produit de la constante universelle des gaz et de la température.

Multiplions maintenant les deux côtés de l'équation par l'un ou l'autre nombre de taupes. Notons leur numéro par une lettre, disons X. Ainsi, nous obtenons la formule suivante : PV(m)X=XRT. Mais nous savons que le produit V avec l'indice « m » nous donne le résultat simplement sous forme de volume V, et le nombre de moles X est révélé sous la forme de la division de la masse partielle par la masse molaire, c'est-à-dire qu'il a la forme M/M.

Ainsi, la formule finale ressemblera à ceci : PV=MRT/m. Il s'agit de la même équation de Mendeleev-Clapeyron, à laquelle les deux physiciens sont parvenus presque simultanément. Nous pouvons multiplier le membre de droite de l’équation (et en même temps diviser) par le nombre d’Avogadro. On obtient alors : PV = XN(a)RT/N(a). Mais le produit du nombre de taupes par le nombre d’Avogadro, c’est-à-dire XN(a), ne nous donne rien de plus que nombre total molécules de gaz, désignées par la lettre N.

Dans le même temps, le quotient de la constante universelle des gaz et du nombre d'Avogadro - R/N(a) donnera la constante de Boltzmann (notée k). En conséquence, nous obtiendrons une autre formule, mais sous une forme légèrement différente. Le voici : PV=NkT. Vous pouvez développer cette formule et obtenir le résultat suivant : NkT/V=P.

Travail au gaz dans un processus isobare

Comme nous l’avons découvert précédemment, un processus isobare est un processus thermodynamique dans lequel la pression reste constante. Et pour savoir comment le travail sera déterminé lors d'un processus isobare, il faudra se tourner vers la première loi de la thermodynamique. Formule générale ressemble à ceci : dQ = dU + dA, où dQ est la quantité de chaleur, dU est la variation de l'énergie interne et dA est le travail effectué pendant le processus thermodynamique.

Examinons maintenant spécifiquement le processus isobare. Prenons en compte le fait que la pression reste constante. Essayons maintenant de réécrire la première loi de la thermodynamique pour un processus isobare : dQ = dU + pdV. Pour avoir une idée claire du processus et du travail, vous devez le représenter dans un système de coordonnées. Notons l'axe des abscisses p, l'axe des ordonnées V. Laissons le volume augmenter. En deux points distincts avec une valeur correspondante de p (fixe bien sûr), on note les états représentant V1 (volume initial) et V2 (volume final). Dans ce cas, le graphique sera une ligne droite parallèle à l’axe des x.

Trouver du travail dans ce cas est plus facile que jamais. Ce sera simplement l'aire de la figure, limitée de part et d'autre par des projections sur l'axe des abscisses, et du troisième côté par une droite reliant les points se trouvant respectivement au début et à la fin de la ligne isobare. Essayons de calculer la valeur du travail en utilisant l'intégrale.

Il sera calculé ainsi : A = p (intégrale de V1 à V2) dV. Développons l'intégrale. On constate que le travail sera égal au produit de la pression et de la différence de volumes. C'est-à-dire que la formule ressemblera à ceci : A = p (V2 - V1). Si nous développons certaines quantités, nous obtenons une autre formule. Cela ressemble à ceci : A = xR (T2 - T2), où x est la quantité de substance.

Constante universelle des gaz et sa signification

On peut dire que la dernière expression déterminera la signification physique de R - la constante universelle des gaz. Pour que ce soit plus clair, tournons-nous vers numéros spécifiques. Prenons une taupe de n'importe quelle substance pour vérifier. Dans le même temps, laissez la différence de température être de 1 Kelvin. Dans ce cas, il est facile de remarquer que le travail du gaz sera égal à la constante universelle des gaz (ou vice versa).

Conclusion

Ce fait peut être présenté sous un jour légèrement différent en reformulant le libellé. Par exemple, la constante universelle des gaz sera numériquement égale au travail effectué lors de l'expansion isobare d'une mole d'un gaz parfait s'il est chauffé par un Kelvin. Le calcul du travail pour d'autres isoprocessus sera un peu plus difficile, mais l'essentiel est d'appliquer la logique. Ensuite, tout se mettra rapidement en place et dériver la formule sera plus facile que vous ne le pensez.

Les principaux processus en thermodynamique sont :

• isochore, circulant à volume constant ;
• isobare circulant à pression constante ;
• isotherme, se produisant à température constante ;
• adiabatique, dans lequel il n'y a pas d'échange thermique avec l'environnement ;
• polytropique, satisfaisant l'équation pvn= const.

Les processus isochoriques, isobares, isothermes et adiabatiques sont des cas particuliers de processus polytropiques.

Lors de l'étude des processus thermodynamiques, les éléments suivants sont déterminés :

• équation de processus dans p— v Et T— s coordonnées ;
• relation entre les paramètres d'état du gaz ;
• changement d'énergie interne;
• la quantité de travail externe ;
• la quantité de chaleur fournie pour réaliser le processus ou la quantité de chaleur évacuée.

Processus isochore

Processus isochore dansp, v— , T, s- Etje, s-coordonnées (schémas)

Dans un processus isochore, la condition est satisfaite v= const.

De l'équation d'état d'un gaz parfait ( PV = RT) suit :

p/T = RV= const,

c'est-à-dire que la pression du gaz est directement proportionnelle à sa température absolue :

p2/p1 = T2/T1.

Le travail d'expansion dans un processus isochore est nul ( je= 0), puisque le volume du fluide de travail ne change pas (Δ v= const).

La quantité de chaleur fournie au fluide de travail dans le processus 1-2 à CV

q= CV(T 2 — T 1 ).

Parce que je= 0, alors basé sur la première loi de la thermodynamique Δ toi = q, ce qui signifie que le changement d'énergie interne peut être déterminé par la formule :

Δ toi = c v (T 2 - T 1).

Le changement d'entropie dans un processus isochore est déterminé par la formule :

s 2 – s 1= Δ s = CV ln( p2/p1) = CV ln( T2/T1).

Processus isobare

Processus isobare dansp, v— , T, s- Etje, s-coordonnées (schémas)

Un processus qui se produit à pression constante est appelé isobare. p= const. De l’équation d’état d’un gaz parfait il résulte :

Vermont = R/p= const

v2/v1 = T2/T1,

c'est-à-dire que dans un processus isobare, le volume d'un gaz est proportionnel à sa température absolue.

Le travail sera égal à :

je = p(v 2 – v 1 ).

Parce que PV 1 = RT 1 Et PV 2 = RT 2 , Que

je = R.(T2 – T1).

Quantité de chaleur à cp= const est déterminé par la formule :

q = cp(T2 – T1).

Le changement d'entropie sera égal à :

s 2 – s 1= Δ s = cp ln( T2/T1).

Processus isotherme

Processus isotherme dansp, v— , T, s- Etje, s-coordonnées (schémas)

Dans un procédé isotherme, la température du fluide de travail reste constante T= const, donc :

PV = RT= const

p2/p1 = v1/v2,

c'est-à-dire que la pression et le volume sont inversement proportionnels l'un à l'autre, de sorte que pendant la compression isotherme, la pression du gaz augmente et pendant la détente, elle diminue.

Le travail du processus sera égal à :

je = RT ln( v2 – v1) = RT ln( p1 – p2).

Puisque la température reste constante, l'énergie interne d'un gaz parfait dans un processus isotherme reste constante (Δ toi= 0) et toute la chaleur fournie au fluide de travail est entièrement convertie en travail de détente :

q = je.

Lors de la compression isotherme, la chaleur est évacuée du fluide de travail en quantité égale au travail dépensé en compression.

Le changement d'entropie est :

s 2 – s 1= Δ s = R. ln( p1/p2) = R. ln( v2/v1).

Processus adiabatique

Processus adiabatique dansp, v— , T, s- Etje, s-coordonnées (schémas)

L'adiabatique est le processus de changement d'état d'un gaz qui se produit sans échange thermique avec l'environnement. Depuis d q= 0, alors l'équation de la première loi de la thermodynamique pour un processus adiabatique aura la forme :

d toi + p d v = 0

Δ toi+ je = 0,

ainsi

Δ toi= —je.

Dans un processus adiabatique, le travail d'expansion est effectué uniquement en dépensant l'énergie interne du gaz, et lors de la compression, qui se produit sous l'action de forces externes, tout le travail effectué par celles-ci sert à augmenter l'énergie interne du gaz. .

Notons la capacité thermique dans un processus adiabatique par c l'enfer et la condition d q= 0 on l'exprime comme suit :

d q = c bon sang T = 0.

Cette condition indique que la capacité thermique dans un processus adiabatique est nulle ( c enfer = 0).

Il est connu que

Avecp/CV= k

et l'équation de la courbe du processus adiabatique (adiabatique) dans p, v-le schéma ressemble à :

pvk= const.

Dans cette expression k est appelé indice adiabatique(également appelé coefficient de Poisson).

Valeurs de l'indice adiabatiquekpour certains gaz :

k air = 1,4

k vapeur surchauffée = 1,3

k gaz d'échappement des moteurs à combustion interne = 1,33

k vapeur humide saturée = 1,135

Des formules précédentes il résulte :

je= — Δ toi = CV(T 1 – T 2 );

je 1 – je 2 = cp(T 1 – T 2 ).

Travaux techniques du processus adiabatique ( je techn) est égal à la différence entre les enthalpies de début et de fin du processus ( je 1 – je 2 ).

Un processus adiabatique se produisant sans friction interne dans le fluide de travail est appelé isentropique. DANS T, s-dans le diagramme, il est représenté par une ligne verticale.

Habituellement, de véritables processus adiabatiques se produisent en présence de frottements internes dans le fluide de travail, à la suite desquels de la chaleur est toujours libérée, qui est transférée au fluide de travail lui-même. Dans ce cas d s> 0, et le processus est appelé véritable processus adiabatique.

Processus polytropique

Un processus décrit par l'équation est appelé polytropique :

pvn= const.

Indice polytropique n peut prendre n'importe quelle valeur allant de -∞ à +∞, mais pour un processus donné c'est une valeur constante.

A partir de l'équation du processus polytropique et de l'équation de Clayperon, on peut obtenir une expression qui établit le lien entre p, v Et T en deux points quelconques du polytrope :

p2/p1 = (v1/v2) n ; T2/T1 = (v1/v2) n-1 ; T2/T1 = (p2/p1) (n-1)/n .

Le travail de détente des gaz dans un procédé polytropique est égal à :

Dans le cas d'un gaz parfait, cette formule peut se transformer :

La quantité de chaleur fournie ou évacuée au cours du processus est déterminée à l'aide de la première loi de la thermodynamique :

q = (vous 2 – vous 1) + je.

Parce que le

représente la capacité thermique d'un gaz parfait dans un processus polytropique.

À CV, k Et n= const c n= const, donc un processus polytropique est parfois défini comme un processus à capacité thermique constante.

Le processus polytropique a une signification générale, car il couvre l'ensemble des processus thermodynamiques de base.

Représentation graphique d'un polytrope dans p, v coordonnées en fonction de l'indice polytrope n.

PV 0= const ( n= 0) – isobare ;

PV= const ( n= 1) – isotherme ;

p 0 v= const, p 1/∞v= const, pv ∞= const – isochore ;

pvk= const ( n = k) – adiabatique.

n > 0 – courbes hyperboliques,

n < 0 – paraboles.

Basé sur des éléments de mes notes de cours sur la thermodynamique et du manuel « Fondamentaux de l'énergie ». Auteur G. F. Bystritsky. 2e éd., rév. et supplémentaire - M. : KNORUS, 2011. - 352 p.