1) C=q/U=240*10^-9/60=4 нФ
2) U=q/C=285/19=15 B
3) C=2*W/U²=2*700/25=56 мкФ
4) U=√(2*W/C)=√(2*360/80)=3 B
5) W=q²/(2*C)=400/(2*30)=6.7 мкФ
6) 190-15-75=100 нФ
7) 8=40*С/(40+С) С=10 нФ
8) С=εo*ε*S/d=8,85*10^-12*2*0.06/0.01=106 пФ
9) ? (не хватает данных для решения)
10) r=√(k*q1*q2/(F*ε))=√(9*10^9*0.5*0.75/(34*10^3*2))=222 м
11) F=9*10^9*2*1.5/(3*2.25*10^6)=4000 H
12) ε=F2/F1=8100/1800=4.5
13) F=q*E=-2.5*25=-62.5 H
14) q=E*ε*r²/k=4000*2.5*4*10^4/9*10^9=0.044 Кл
15) 170-20=150 вверх
16) φ=k*q/(ε*r) q=φ*ε*r/k=2000*5.5*2400/9*10^9=3 мКл
17) A=q*(φ1-φ2)=0.06*(270-90)=10.8 Дж
18) U=E*d=55*2=110 B
19) q=15-(3+2+4)=6 мкКл
20) v=vo-a*t > v=0 t=vo/a=48/3=16 c
21) Б
Объяснение:
Второй закон термодинамики устанавливает критерии необратимости термодинамических процессов. Известно много формулировок второго закона, которые эквивалентны друг другу. Мы приведем здесь только одну формулировку, связанную с энтропией.
Существует функция состояния - энтропия S, которая обладает следующим свойством: , (4.1) где знак равенства относится к обратимым процессам, а знак больше - к необратимым.
Для изолированных систем второй закон утверждает: dS і 0, (4.2) т.е. энтропия изолированных систем в необратимых процессах может только возрастать, а в состоянии термодинамического равновесия она достигает максимума (dS = 0,
d 2S < 0).
Неравенство (4.1) называют неравенством Клаузиуса. Поскольку энтропия - функция состояния, ее изменение в любом циклическом процессе равно 0, поэтому для циклических процессов неравенство Клаузиуса имеет вид:
, (4.3)
где знак равенства ставится, если весь цикл полностью обратим.
Энтропию можно определить с двух эквивалентных подходов - статистического и термодинамического. Статистическое определение основано на идее о том, что необратимые процессы в термодинамике вызваны переходом в более вероятное состояние, поэтому энтропию можно связать с вероятностью:
, (4.4)
где k = 1.38 10-23 Дж/К - постоянная Больцмана (k = R / NA), W - так называемая термодинамическая вероятность, т.е. число микросостояний, которые соответствуют данному макросостоянию системы (см. гл. 10). Формулу (4.4) называют формулой Больцмана.
С точки зрения строгой статистической термодинамики энтропию вводят следующим образом:
, (4.5)
где G (E) - фазовый объем, занятый микроканоническим ансамблем с энергией E.
Термодинамическое определение энтропии основано на рассмотрении обратимых процессов:
. (4.6)
Это определение позволяет представить элементарную теплоту в такой же форме, как и различные виды работы:
Qобр = TdS, (4.7)
где температура играет роль обобщенной силы, а энтропия - обобщенной (тепловой) координаты.
Расчет изменения энтропии для различных процессов
Термодинамические расчеты изменения энтропии основаны на определении (4.6) и на свойствах частных производных энтропии по термодинамическим параметрам:
(4.8)
Последние два тождества представляют собой соотношения Максвелла (вывод см. в гл. 5).
1) Нагревание или охлаждение при постоянном давлении.
Количество теплоты, необходимое для изменения температуры системы, выражают с теплоемкости: Qобр = Cp dT.
(4.9)
Пример 4-3. Найдите изменение энтропии газа и окружающей среды, если n молей идеального газа расширяются изотермически от объема V1 до объема V2: а) обратимо; б) против внешнего давления p.