 |
Основи теплового розрахунку теплообмінників
|
|
|
|
Метою теплового розрахунку ТА є визначення площі поверхні теплообміну, а в тому випадку коли площа поверхні теплообмінника відома, то метою розрахунку є знаходження кінцевих температур теплоносіїв.
В основі розрахунку ТА лежать рівняння теплового балансу і рівняння теплопередачі.
Рівняння теплопередачі записується у вигляді де – тепловий потік,; – середній коефіцієнт теплопередачі,; – площа поверхні теплообміну,;, – температури гарячого і холодного теплоносіїв.
Якщо знехтувати тепловими втратами і фазовими переходами то рівняння теплового балансу записується в вигляді, де, – масова витрата теплоносіїв,;, – середня масова ізобарна теплоємність теплоносіїв в інтервалі температур від до;, – температура теплоносіїв на вході в ТА;, – температура теплоносіїв на виході з ТА.
Величина називається умовним або водяним еквівалентом. З врахування цього позначення рівняння теплового балансу можна записати у вигляді або, де, – умовні еквіваленти гарячого і холодного теплоносіїв.
При русі теплоносіїв в ТА змінюються їх температура, а також різниця температур. Зміна температур теплоносіїв в теплообміннику обернено пропорційна їх умовним еквівалентам.
Величини і в рівнянні теплопередачі можна вважати сталими тільки для елемента поверхні. Тому рівняння теплопередачі для елемента справедливе лише в диференціальній формі.
Навести ще два варіанти графіків.....
Тепловий потік, який передається через всю поверхню
,
де – середньологарифмічний температурний напір. Для визначення середньологарифміного температурного напору користуються формулою, де, – більший і менший перепади температур між теплоносіями на кінцях теплообмінника.
|
|
|
В прямоточному ТА завжди дорівнює різниці температур теплоносіїв на вході, а – на виході. В протитічному теплообміннику теплоносії рухаються назустріч один одному і значення на кінцях визначаються за різницею температур на вході гарячого і на виході холодного теплоносія. Числове значення для ТА з протитоком при однакових умовах завжди більше для апаратів з прямотоком, тобто >.
Площа поверхні теплообміну визначається за формулою, де – тепловий потік, який визначають із рівняння теплового балансу.
Внаслідок того, що >, площа поверхні теплообмінника з протитоком при однакових умовах буде меншою за площу поверхні теплообмінника з прямотоком, тобто <.
Звідси випливає, що ТА з протитоком мають менші розміри, при їх виготовленні досягається економія металу. Проте в цих ТА виникають при їх роботі значні температурні напруги, тому в тих випадках коли потрібна висока надійність в роботі ТА використовують теплообмінники з прямотоком.
і над цим тілом виконана робота чи тіло виконало над навколишнім середовищем роботу то користуються ще поняттям питомої механічної енергії або питомої механічної роботи.
Одиниці вимірювання – будь-який вид енергії вимірюється в
- питома робота. Це та механічна енергія яка передана від або до 1 кг робочого тіла.
Тепло або теплота – це мікрофізична форма передачі енергії від тіла до тіла, яка супроводжується зміною внутрішньої молекулярної енергії тіл, що взаємодіють.
В технічній термодинаміці теплову енергію прийнято позначати Q, одиниці вимірювання 
, 
, 
і т.д. Аналогічно якщо теплота підводиться або відводиться від тіла масою 
і ми поділимо її на цю масу то отримаємо
- питома теплота.
2.2 Робоче тіло і термодинамічна система.
Речовина, за допомогою якої перетворюється теплова енергія в механічну або навпаки називається робочим тілом.
Частина всесвіту, яка виділена для дослідження називається термодинамічною системою.Все що є за межами термодинамічної системи – довкілляабо навколишнє середовище. Як правило термодинамічна система і довкілля розділені якоюсь поверхнею розділу при чому в технічній термодинаміці цій поверхні надають властивості розтягуватися чи звужуватися при чому на це розтягування чи звуження не вимагається ніякої енергії.
Класифікація термодинамічних систем:
а) за енергообміном:
– термічно ізольовані; або адіабатні (якщо система не може обмінюватися з довкіллям тепловою енергією)
– механічно ізольовані;(якщо система не може обмінюватися з довкіллям механічною енергією)
– повністю ізольовані.
б) за обміном робочим тілом:
– відкриті – обмінюються з навколишнім середовищем;
– закриті – не обмінюються з навколишнім середовищем.
в) за кількістю фаз в термодинамічній системі:
– гомогенні; – гетерогенні.
2.3. Основні термодинамічні параметри стану.
Параметри стану – величини, які характеризують якийсь стан системи. Технічна термодинаміка виділяє три основні параметри стану. Розглянемо їх.
1. Абсолютна температура – міра нагрітості тіла або міра інтенсивності хаотичного руху молекул газу і визначається середньою кінетичною енергією руху молекул газу.
Позначається абсолютна температура Т.
Коли = 0 (швидкість руху молекул) то = 0. Тому завжди Т ≥ 0.
Найбільш універсальною є абсолютна термодинамічна шкала температур – шкала Кельвіна. Вона має єдину реперну (опорну) точку t = 0,01 оС– температура трійної точки води (стан рівноваги льоду, води і пари). Їй приписується значення = 273,16 К. Різниця між шкалами Цельсія і Кельвіна 273,15 К. Отже T = t + 273,15.
2. Абсолютний тиск.
Розглянемо якусь посудину в середині якої знаходиться газ. Візьмемо стінку посудини – в результату хаотичних рухів молекул відбувається силова взаємодія стінки з молекулами – молекули безперервно б’ються об стінку посудини. Якщо узагальнити і взяти рівнодійну сили що діє на стінку позначивши її буквою (це векторна величина), а площу поверхні стінки позначити буквою S і віднести силу що діє по нормалі до цієї площі то ми отримаємо поняття абсолютного тиску який позначається малою буквою. [Па]. Можна використовувати похідні кПа, МПа як правило вищими величинами тиску в термодинаміці не оперують.
Важливо розрізняти тиск який має термодинамічна система і довкілля. Маємо посудину (термодинамічна система) з тиском p до якої під’єднаний U-подібний манометр. Друга вітка манометра сполучена з довкіллям тиск якого. Тиск довкілля вимірюється приладом – барометр. Розглянемо два варіанти відношення між тисками системи і довкілля. Перепад позначимо.
Сума барометричного та надлишкового тиску буде абсолютним, тоді як надлишковий тиск. Тоді тиск надлишковий, а прилад для вимірювання надлишкового тиску – манометр. Тому часто замість н. пишуть букву м.
Отже для вимірювання абсолютного тиску системи необхідно мати два прилади – барометр і манометр.
А у випадку коли менший за. Тоді абсолютний тиск визначається як різниця барометричного тиску і тиску вакууму..
Використовуються і несистемні одиниці вимірювання тиску:
1 ат = 1 кгс/см2 = 9,81∙104 Па – технічна атмосфера; 1 атм = 10,133∙104 Па = 760 мм.рт.ст. - фізична атмосфера; 1 бар = 105 Па = 0,1 МПа; 1 мм.вод.ст. = 9,81 Па; 1 мм.рт.ст = 133,33 Па.
3. Об’єм (питомий об’єм) – третій параметр стану.
V, м3.. Густину теж дозволяється використовувати в якості третього параметру стану.
Отже в технічній термодинаміці використовуються три основні параметри стану: абсолютна температура, абсолютний тиск, об’єм (питомий об’єм, густина). Їх прийнято ділити на інтенсивні та екстенсивні.
Екстенсивні – ті що підлягають правилу аддитивності (правило складання). Наприклад об’єм, маса,. Наприклад ми взяли термодинамічну систему, розділили на багато частинок і визначили об’єм кожної з них, а потім додали ці об’єми то ми отримали загальний об’єм робочого тіла. Так само маса... Це є правило складальності (аддитивності).
Інтенсивні – температура і тиск. Тому що сума температури і тиску кожної частинки тіла не дасть загальної температури і тиску.
Інтенсивні величини можуть бути рушійними силами процесу, а екстенсивні – ніколи не будуть.
прийнято називати термічними параметрами стану.
2.4 Рівняння стану робочого тіла.
Що стосується рівняння стану робочого тіла то тут треба мати дві сторони його – математичну і термодинамічну.
Якщо розглянемо функцію від основних параметрів стану – з математичної точки зору це рівняння зв’язку між величинами параметрів стану.
З термодинамічної точки зору: рівняння стану це таке рівняння яке описує всі стани робочого тіла при різних значеннях параметрів стану.
Рівняння стану – це рівняння поверхні в трьохмірній системі координат.
Термодинамічна поверхня – геометричне місце безлічі окремих станів робочого тіла.
І зовсім інша справа коли взяти залежність одного параметру від інших. Тоді не потрібна просторова система координат. Тоді візьмемо систему двовимірну на площині і спростимо геометричну інтерпретацію рівняння:
;;. Кожна точка в межах цієї діаграми (саме так називаються ці графіки) є окремим станом робочого тіла.
2.5. Поняття рівноважного термодинамічного процесу.
Берем якесь робоче тіло, беремо рівняння стану його стан визначає точка 1. Це означає що в будь-якій точці робочого тіла визначена температура буде одна і та ж. Абсолютний тиск буде один і той же. Тоді я маю право стверджувати що дане робоче тіло знаходиться в рівноважному стані.
Якщо змінюється будь-який параметр робочого тіла то відбувається термодинамічний процес. Стан робочого тіла є нерівноважним.
А от спробуємо перейти з одного рівноважного стану РТ т.1 до іншого т.2.
Сукупність нескінченно великого числа окремих рівноважних станів РТ дасть рівноважний термодинамічний процес.
Необхідно щоб, – це і є математична умова рівноважного термодинамічного процесу.
В реальних умовах цього немає – всі реальні процеси в тій чи інший мірі є нерівноважні.
1.6. Суміші ідеальних газів.
Ідеальним називається газ у якого:
– в якого відсутні сили міжмолекулярної взаємодії;
– об’єм молекули дорівнює нулю;
– маса молекули зосереджена в матеріальній точці.
- ось рівняння Клапейрона. В цьому рівнянні називаєтьсяпитома газова стала одиниця вимірювання. Кожен газ має своє значення цієї сталої - наприклад
= 189; = 4124 і т.д. В цьому рівнянні це питомий об’єм, а якщо помножити ліву і праву частини цього рівняння на то= V [м3] і рівняння набуде вигляду. Це те саме рівняння Клапейрона тільки тут перше для одного кілограма, а друге для кг газу.
А Менделєєв це рівняння записав для 1 кмоля або для відповідної кількості кмоль. Якщо взяти масу газу кг і поділити на - молекулярна маса газу то ми отримаємо - число кіломолів; якщо об’єм газу поділити на число кіломолів то ми отримаємо - молярний об’єм газу. Рівняння Менделєєва-Клапейрона записано для одного кіломоля газу. Тут - універсальна газова стала. Чому універсальна тому, що вона одинакова для всіх газів. А чому вона рівна. Нормальні умови: = 10,1325∙104 Па T0 = 273,15 К (0 оС). Можна взяти нормальні умови, а за законом Авогадро за нормальних умов кіломоль будь-якого газу займає сталий об’єм = 22,4 то підставивши ці дані в рівняння стану для одного кіломоля газу отримаємо, що універсальна газова стала = 8314 і ця величина одинакова для всіх газів. І це рівняння дає можливість легко знаходити питому газову сталу. Якщо помножити ліву і праву частини рівняння Менделєєва-Клапейрона на то рівняння набуде вигляду. Це теж рівняння М-К але для а кіломолів газу.
Суміші ідеальних газів. Ми розглянемо механічні суміші газів коли гази між собою хімічно не взаємодіють. Якщо взяти в посудину декілька газів то завдяки хаотичному руху молекул кожен газ буде рівномірно розосереджений по цій посудині і утвориться суміш. Більше приходиться мати справу з сумішами ніж з чистим газом. Приклад: повітря, при чому для нього всі закони ідеального газу справджуються, продукти згоряння палива, природній газ що транспортується по газопроводах хоча в ньому переважає метан але це суміш.
Основні положення розрахунків суміші ідеальних газів.
Маємо таку посудину де знаходиться (кг) різних газів. Гази які входять до складу суміші називаються компонентами цієї суміші. Параметри суміші, маса суміші складається з мас кожного газу в суміші, де - кількість компонентів. І тут введемо поняття парціального тиску і об’єму.
Тиск який створює кожен газ занаходячись в суміші називається його парціальним тиском. Як реально зафіксувати парціальний тиск. Ось в ящику є газів. Ми залишаємо в ньому якийсь один, решту видаляємо. І отримуємо цей перший газ при T, V: об’ємі і температурі суміші. І тоді абсолютний тиск який буде мати газ в посудині знаходячись один і буде його парціальним тиском. В 1801 році англійський вчений Дальтон сформулював закон для газової суміші, який носить його ім’я – закон Дальтона. Математично цей закон записується так: сума парціальних тисків всіх газів що входять до суміші дорівнює абсолютному тиску суміші. Ми говоримо про суміш ідеальних газів тому цей закон справджується 100-відсотково для суміші ідеальних газів, а наприклад більшість реальних газів при фізичних тисках ведуть себе як ідеальні і тільки при збільшенні тисків є відхилення від закону. Парціальних тиск можна розрахувати з рівняння стану, береться якийсь і-й газ, цей газ займає об’єм суміші і має абсолютну температуру суміші і в рівняння підставляють його масу і його питому газову сталу. І з рівняння можна знайти парціальний тиск цього газу.
Поряд з поняттям парціального тиску існує поняття парціального об’єму. Якщо парціальний тиск це реальна річ тому що кожний газ рівномірно розподіляється по посудині і створює якийсь тиск на стінки. А парціальний об’єм річ уявна. Так само взяли один газ дали йому тиск суміші і температуру суміші, але якщо він один в посудині то він займе природно весь об’єм посудини то він буде мати парціальний тиск, а парціальний тиск менший від абсолютного тиску суміші. А щоб збільшити тиск до тиску суміші треба цей газ стиснути. І от той об’єм який він буде займати і називається парціальним. Є такий закон Амага, який аналогічний закону Дальтона, що сума парціальних об’ємів газів в газовій суміші дорівнює об’єму газової суміші. Так само цей закон для суміші ідеальних газів, а для реальних він може не справджуватися. В ідеального газу об’єм молекули дорівнює нулю, його можна стиснути до безкінечності, а в реального молекули мають певний об’єм і стиснути його менше певної величини не можливо. Так само, де - парціальний об’єм.
Одне з важливих положень для газової суміші, як задати склад газової суміші, як показати якого газу скільки є в суміші. Це треба зробити так щоб ці показники не були залежні від параметрів стану – щоб вони не змінювалися коли змінюються ці параметри. Склад газової суміші можна задати масовими частками, об’ємними частками та мольними (молярними) частками. Є маса суміші, є маси компонентів коли додати ці масові частки томи отримаємо. Аналогічно - об’ємна частка. Можна взяти і помножити праву і ліву частини рівняння на 100 і отримаємо у відсотках. Від маси кожного газу можна перейти до кількості газу в кіломолях і просумувавши ці величини отримати кількість суміші в кіломолях тоді - мольна частка. Коли ми такими методами подаємо склад суміші то ці показники не залежать від параметрів стану суміші. Можна довести, що.
Треба вміти розрахувати середню або уявну молярну масу газової суміші. До газової суміші входять газів, а ми беремо ці газів і замінюємо одним якимось газом з так званою середньою або уявною молекулярною масою. Вона розраховується за формулою через масові частки, або через об’ємні чи молярні частки. Середня молекулярна маса дає можливість використовувати для розрахунків параметрів суміші рівняння Клапейрона, в якому треба знати питому газову сталу суміші і маючи середню молекулярну масу суміші можна розрахувати середню питому газову сталу суміші. або і дальше можна розрахувати будь-який параметр газової суміші, як для одного газу незалежно скільки газів є реально в суміші. Є формула яка зв’язує між собою масові і молекулярні або об’ємні частки. Ця формула дозволяє маючи масовий склад суміші знайти його об’ємний або молярний склад.
2. Перший закон термодинаміки.
2.1. Внутрішня енергія робочого тіла.
Енергія якою володіє будь яке тіло може бути подана у вигляді суми
енергія зовнішня як відомо з фізики складається з енергій зовнішньої кінетичної та потенціальної. Чим визначається запас зовнішньої кінетичної енергії? Маса на швидкість видимого руху в квадраті /2. А зовнішня потенціальна енергія це маса тіла і взяти якусь порівняльну поверхню відносно якої розташований центр ваги тіла і на прискорення вільного падіння.
Внутрішня енергія – це є сума внутрішньої кінетичної та внутрішньої потенціальної енергій тіла. Позначається величина [Дж]. Внутрішня кінетична визначається швидкістю руху молекул (всіх видів руху молекул – поступального, обертального, коливального). Зрозуміло що вн.кін.ен. є тому що абсолютна температура є мірою хаотичного руху молекул. Внутрішня потенціальна енергія залежить від сил взаємозв’язку між молекулами. Для ідеального газу ми знаємо що в ньому відсутні сили міжмолекулярної взаємодії, отже вн.пот.ен. відсутня. Щодо реального газу то тут є сили міжмолекулярної взаємодії які залежать від середньої відстані між молекулами і як щільно вони упаковані. Таким чином внутрішня енергія є функцією параметрів стану і вона називається функцією стану. Внутрішня енергія відноситься до калоричних параметрів стану.Широко використовується поняття [Дж/кг] – питома внутрішня енергія.
Які основні властивості внутрішньої енергії як функції стану:
1. Диференціал функції стану це завжди повний диференціал функції.
2. Зміна функції стану не залежить від характеру термодинамічного процесу. (не залежить від шляху переводу робочого тіла з 1 точки в 2). або. Завжди зміну функції стану прийнято позначати точками процесу.(від початкової до кінцевої).
3. - криволінійний інтеграл по замкнутому контуру дорівнює 0. – це 3-тя властивість.
2.2. Ентальпія.
Це теж функція стану. Ентальпія позначається буквою або (не грає ролі).
Ентальпія дослівно перекладається тепловміст, але цей переклад не відповідає фізичному змісту даної величини.
На основі формули - ентальпія робочого тіла – сума його внутрішньої енергії та добутку абсолютного тиску на об’єм. Розмірність ентальпії Дж. Також використовується поняття, Дж/кг – питома ентальпія.
2.3. Робота зміни об’єму.
Якщо змінюється об’єм робочого тіла то при цьому обов’язково виконується робота – має місце макрофізична форма енергообміну. Розглянемо якесь робоче тіло масою. Воно поміщено в пружну оболонку, при розширенні чи стискуванні РТ на зміну форми оболонки енергія не витрачається. РТ знаходить з тиском а навколишнє середовище має тиск. Виділяємо на цій поверхні елементарну площадку площею. Нехай абсолютний тиск збільшиться на нескінченно малу величину. Штриховою лінією об’єм після розширення. Площадка переміститься на величину. Розмір площадки залишиться незмінним (зростанням нехтуємо). Збоку газу на площадку діє сила -. Елементарна робота по переміщенню в просторі площадки рівна. Підставляємо замість - -. може мати знак „+” коли об’єм збільшиться і навпаки... Тоді як абсолютний тиск завжди додатній. Тоді зміна роботи залежить від зміни об’єму. Розмірність. Можна використовувати величину Дж/кг – питома робота. Але це повинен бути елементарний – нескінченно малий рівноважний процес. А якщо ми маємо якийсь кінцевий приріст об’єму, як знайти роботу. Ми інтегруємо ліву і праву частини рівняння і отримуємо (визначений інтеграл по об’єму від до.
Виявляється якщо взяти діаграму стану в координатах то робота зміни об’єму в таких координатах має графічну інтерпретацію. (визначений інтеграл це площа під кривою інтегрування) отже довільний термодинамічний процес 1-2 то площа дорівнює роботі яка має місце в цьому процесі. Тому така діаграма називається робочою тому що в ній наглядно зображається робота зміни об’єму.
Робота величина алгебраїчна – може бути і додатною і від’ємною. В процесі стискування площа виходить зі знаком „-„ і навпаки.
2.4. Перший закон термодинаміки.
Перший закон термодинаміки є не що інше як закон збереження і перетворення енергії. Згідно закону енергія не може бути ні створена, ні знищена, а може тільки перетворюватися з одного виду в інший в різних фізичних і хімічних процесах.
Енергія ізольованої термодинамічної системи залишається незмінною незалежно від того які термодинамічні процеси в цій системі протікають.
Проілюструємо цей закон. Отже циліндр, поршень під яким знаходиться кг газу. Поршень навантажимо силою незмінного значення. Уявімо, що через стінку циліндра до даного газу підвести теплоту. Що відбудеться з газом? Він буде розширюватись що видно по переміщенню поршня. Буде змінюватися об’єм, а отже буде виконана робота. А якщо заміряти температуру газу то виявляється що вона виростає. Значить збільшується і внутрішня енергія цього газу. Отже складемо рівняння балансу енергії. - рівняння балансу. Тому часто перший закон термодинаміки формулюють в технічній термодинаміці: Теплота підведена до робочого тіла витрачається на зміну внутрішньої енергії робочого тіла та на виконання роботи зміни об’єму цього тіла.
Зміна вн.ен. буде; а якщо прийняти що процес рівноважний то роботу зміни об’єму можна записати у вигляді інтегралу:. Всі величини в рівняння подані для певної кількості газу. - це інтегральна форма запису закону. Якщо використати питомі величини то ця сама інтегральна форма запису виглядатиме так.; - диференціальна форма. Так як ентальпія є, а диференціал ентальпії є звідки: тоді - диференціальна форма запису для 1 кг газу через ентальпію.
- інтегральна форма запису закону для 1 кг через ентальпію.
Правило знаків для теплоти узгоджене з правилом знаків для роботи. Теплота яка підводиться до робочого тіла завжди береться зі знаком „+”, а відводиться „–„.
2.5. Істина і середня теплоємність газів.
Визначення: Відношення елементарної кількості теплоти в нескінченно малому термодинамічному процесі до викликаної цим теплообміном зміни температури газу називається істинною теплоємністю газу в даному термодинамічному процесі.
Позначається істинна теплоємність С.
-. Відношення елементарної кількості теплоти яка відведена чи підведена до газу до якоїсь нескінченно малої зміни температури в даному термодинамічному процесі.Індекспризваний розкрити особливість термодинамічного процесу, якщо якийсь основний параметр стану в процесі залишається незмінним то тоді пишуть наприклад то, абсолютний тиск буде незмінним тоді.
В реальних процесах може бути досить широкою зміна температури: від якогось початкового до кінцевого. Тоді аналогічно з істинною теплоємністю вводять поняття середньої теплоємності. Її позначають і вона є відношенням відповідної кількості теплоти, отриманої або відданої робочим тілом, поділити на різницю температур. Тут теж процес, який відбувається грає роль тому вводиться індекс.
Середня теплоємність.
Для газів може змінюватись в діапазоні від до в залежності від того який процес має місце.
На практиці частіше використовують так звані питомі теплоємності: коли теплоємність віднести до одиниці кількості речовини то вона буде питомою теплоємністю. В залежності від кількості речовини розрізняють питомі теплоємності: питому масову теплоємність –, одиниці вимірювання як для істинної так і для середньої. Можна записувати як так і оскільки різниця - від цього чисельне значення теплоємності не зміниться. Якщо віднесемо теплоємність до об’єму за нормальних умов ми отримаємо питому об’ємну питому теплоємність,. І якщо ми теплоємність поділимо на кількість кіломолів то ми отримаємо питому мольну теплоємність,.
Питомі теплоємності між собою пов’язані: якщо; якщо ми.
Теплоємність величина екстенсивна.
Використовуючи питомі теплоємності отримуємо зручні формули для розрахунку кількості теплоти.
- формула для нескінченно малої кількості теплоти. Використовується масова теплоємність. Надалі частіше всього буде використовуватися якраз масова теплоємність...
Якщо цю формулу проінтегрувати то ми отримаємо формулу для визначення кількості теплоти при зміні температур від Т1 до Т2 тобто через середню теплоємність. Часто для середньої теплоємності не вказують інтервал для якого справедлива ця теплоємність. - формула зв’язку між істинною та середньою теплоємностями. Якщо температура газу змінюється незначно то без значної похибки використовується значення істинної теплоємності. А якщо зміна температури в процесі значна то користуються середньою теплоємністю.
Теплоємність є функцією термодинамічного процесу. При переході від процесу до процесу той самий газ в одній і тій самій кількості підведеної теплоти має абсолютно різні значення теплоємності.
Теплоємності і пов’язані між собою наступним рівнянням – для реального газу. Якщо ми візьмемо рівняння стану ідеального газу Клапейрона для 1 кг і з цього рівняння отримаємо частинні похідні і. Підставивши ці рівняння в залежність отримаємо - рівняння Майєра для ідеального газу.
На практиці важливе значення має показник адіабати або коефіцієнт Пуассона. Як уже вияснили що для ідеального газу завжди то. Відомо що молекулярно-кінетична теорія встановлює значення теплоємності ідеального газу тільки в залежності від його атомності (ступенів свободи). В основі цієї теорії лежить закон про рівномірний розподіл внутрішньої енергії по ступеням свободи поступального та обертального руху молекул. Отримані на основі молекулярно-кінетичної теорії значення теплоємностей можна рекомендувати тільки для приблизних розрахунків. Ці значення наведені в таблиці.
Для визначення масових ізобарної та ізохорної теплоємностей на основі молекулярно кінетичної теорії приймаються наступні рівняння і.
