$\mathrm{6.1.}$

 Uzasadnienie: 

Równanie gazu doskonałego mówi, że:

$\frac{p_{}V}{T}=\text{const.}$

gdzie:

$p$ - ciśnienie gazu,

$V$ - objętość gazu,

$T$ - temperatura gazu.

Ciśnienie gazu w punkcie A jest mniejsze od ciśnienia w punkcie B oraz objętość w punkcie A jest mniejsza od objętości gazu w punkcie B. Aby spełnione było równanie gazu doskonałego, kiedy iloczyn ciśnienia i objętości gazu się zwiększa, wówczas również temperatura musi się zwiększać:

$T_A<T_B$

gdzie:

$T_A$  - temperatura gazu w punkcie A,

$T_B$ - temperatura gazu w punkcie B.

Przemiana B→C jest przemianą izochoryczną, więc zgodnie z prawem Charles'a prawdziwa jest równość:

$\frac{p}{T}=\text{const.}$

Ciśnienie gazu w punkcie B jest większe niż w punkcie C, co oznacza, że również temperatura w tym punkcie musi być większa:

$T_B>T_C$

gdzie:

$T_C$ - temperatura gazu w punkcie C.

Przemiana C→A jest przemianą izobaryczną, więc zgodnie z prawem Gay - Lussaca prawdziwa jest równość:

$\frac{V}{T}=\text{const.}$

Objętość gazu w punkcie C jest większa niż w punkcie A, co oznacza, że również temperatura w tym punkcie musi być większa:

$T_C>T_A$

 Odpowiedź: 

Relacja między temperaturami wygląda następująco: $T_A<T_C<T_B$.

 

$\mathrm{6.2.}$

Naszym zadaniem jest wykazanie, że gaz w przemianie A→B pobrał ciepło z otoczenia.

• Rozumowanie I na podstawie pierwszej zasady termodynamiki

Pierwsza zasada termodynamiki mówi nam, że zmiana energii wewnętrznej układu termodynamicznego jest równa sumie pracy wykonanej nad układem przez siły zewnętrzne i ciepła wymienionego z otoczeniem:

$\Delta U=W+Q$

gdzie:

$\Delta U$ - zmiana energii wewnętrznej układu,

$W$ - praca wykonana nad układem przez siły zewnętrzne,

$Q$ - ciepło dostarczone do ciała (pobrane z otoczenia przez układ).

Skorzystamy z faktu, że cykl A→B→C jest cyklem zamkniętym. Oznacza to, że całkowita zmiana energii wewnętrznej jest zerowa: