📘 ❞ وظيفة أخصائي تبريد وتكييف - أساسيات التبريد والتكييف ❝ كتاب اصدار 2015

عن كتاب وظيفة أخصائي تبريد وتكييف - أساسيات التبريد والتكييف:
وظيفة أخصائي تبريد وتكييف أساسيات التبريد والتكييف من موارد بشرية HR
المملكة العربية السعودية المؤسسة العامة للتعليم الفنى والتدريب المهنى


الهدف العام للوحدة :

تعرض هذه الوحدة المفاهيم العامة للحرارة والضغط كما تعرض تطور صناعة التبريد
والتطبيقات المختلفة لهذه الصناعة

مقدمة الوحدة :

لمعرفة أساسيات التبريد والتكييف لا بد من فهم المفاهيم الأساسية للحرارة وطرق إنتقالها

الأهداف السلوكية : علي المتدرب أن يعرف المفاهيم التالية :

الطرق المختلفة لانتقال الحرارة (التوصيل _الحمل _الإشعاع )
قياس درجة الحرارة وأنظمة القياس المختلفة

قياس كمية الحرارة

الحرارة المحسوسة والحرارة الكامنة

حالات المادة

الضغط وطرق قياسه

قوانين الديناميكا الحرارية

تطوير صناعة التبريد

التطبيقات المختلفة لصناعة التبريد



القانون الصفري للديناميكا الحرارية
" إذا كان نظام A مع نظام ثاني B في حالة توازن حراري ، وتواجد B في توازن حراري مع نظام ثالث C ، فيتواجد A و C أيضا في حالة توازن حراري ".

{displaystyle Asim Bwedge Bsim CRightarrow Asim C} {displaystyle Asim Bwedge Bsim CRightarrow Asim C}
القانون الأول للديناميكا الحرارية
" الطاقة في نظام مغلق تبقى ثابتة. "

ويعبر عن تلك الصيغة بالمعادلة :

U = Q - W
وهي تعني أن الزيادة في الطاقة الداخلية U لنظام = كمية الحرارة Q الداخلة إلى النظام - الشغل W المؤدى من النظام.

ويتضمن هذا القانون ثلاثة مبادئ :

قانون انحفاظ الطاقة : الطاقة لا تفنى ولا تنشأ من عدم ، وانما تتغير من صورة إلى أخرى.
تنتقل الحرارة من الجسم الساخن إلى الجسم البارد ، وليس بالعكس.
الشغل هو صورة من صور الطاقة.
وعلي سبيل المثال ، عندما ترفع رافعة جسما إلى أعلى تنتقل جزء من الطاقة من الرافعة إلى الجسم ، ويكتسب الجسم تلك الطاقة في صورة طاقة الوضع.
وعندما يسقط الجسم من عال ، تتحول طاقة الوضع (المخزونة فيه) إلى طاقة حركة فيسقط على الأرض.
تكوّن تلك الثلاثة مبادئ القانون الأول للحرارة.

القانون الثاني للديناميكا الحرارية
يؤكد القانون الثاني للديناميكا الحرارية على وجود كمية تسمى إنتروبيا لنظام ، ويقول أنه في حالة وجود نظامين منفصلين وكل منهما في حالة توازن ترموديناميكي بذاته ، وسمح لهما بالتلامس بحيث يمكنهما تبادل مادة وطاقة ، فإنهما يصلان إلى حالة توازن متبادلة. ويكون مجموع إنتروبيا النظامين المفصولان أكبر من أو مساوية لإتروبيتهما بعد اختلاطهما وحدوث التوازن الترموديناميكي بينهما.

أي عند الوصول إلى حالة توازن ترموديناميكي جديدة تزداد " الإنتروبيا" الكلية أو على الأقل لا تتغير.

ويتبع ذلك أن " أنتروبية نظام معزول لا يمكن أن تنخفض". ويقول القانون الثاني أن العمليات الطبيعية التلقائية تزيد من إنتروبية النظام.

طبقا للقانون الثاني للديناميكا الحرارية بالنسبة إلى عملية عكوسية (العملية العكوسية هي عملية تتم ببطء شديد ولا يحدث خلالها أحتكاك) تكون كمية الحرارة δQ الداخلة النظام مساوية لحاصل ضرب درجة الحرارة T في تغير الانتروبيا dS:


{displaystyle delta Q=T,dS,.} {displaystyle delta Q=T,dS,.}
نشأ للقانون الثاني للديناميكا الحرارية عدة مقولات شهيرة :

لا يمكن بناء آلة تعمل بحركة أبدية.
أي تعمل أبديا من دون تزويدها بطاقة من الخارج.

أو

لا يوجد تغير للحالة تلقائي يستطيع نقل حرارة من جسم بارد إلى جسم ساخن.
أو

لا يمكن بناء آلة تعمل عند درجة حرارة معينة تفوق كفاءتها الكفاءة الحرارية لدورة كارنو عند نفس درجة الحرارة.
{displaystyle eta _{c}=1-{frac {T_{mathrm {cold} }}{T_{mathrm {hot} }}}} {displaystyle eta _{c}=1-{frac {T_{mathrm {cold} }}{T_{mathrm {hot} }}}}
أو

أي عملية تتم من تلقاء نفسها تكون غير عكوسية.
أي عملية يحدث خلاها احتكاك تكون غير عكوسية.
جميع عمليات الخلط تكون غير عكوسية.
أمثلة
مثال 1:

ينتشر غاز فيما يتاح له من حجم توزيعا متساويا.ولماذا ذلك؟ فلنبدأ بالحالة العكسية، ونتخيل صندوقا به جزيئ واحد يتحرك.فيكون احتمال أن نجد الجزيئ في أحد نصفي الصندوق مساويا 1/2. وإذا افترضنا وجود جزيئين اثنين في الصندوق فيكون احتمال وجود الجزيئان في النصف الأيسر من الصندوق مساويا 1/2 · 1/2 = 1/4.وعند تواجد عدد N من الجزيئات في الصندوق يكون احتمال وجودهم في النصف الايسر فيه 0,5N.

عدد الذرات في غاز يكون كبير جدا جدا. فيوجد في حجم 1 متر مكعب عند الضغط العادي ما يقرب من 3·1025 من الجسيمات. ويكون احتمال أن تجتمع كل جسيمات الغاز في نصف الصندوق صغيرا جدا جدا بحيث ربما لا يحدث مثل هذا الحدث على الإطلاق.

ومن هنا يأتي تفسير الإنتروبيا: فالإنتروبيا هي مقياس لعدم النظام في نظام (مقياس للهرجلة للأو العشوائية).

لا ينطبق القانون الثاني بنسبة 100% مع ما نراه في الكون وخصوصا بشأن الكائنات الحية فهي أنظمة تتميز بانتظام كبير - وهذا بسبب وجود تآثر بين الجسيمات ، ويفترض القانون الثاني عدم تواجد تآثر بين الجسيمات - أي أن الإنتروبيا يمكن أن تقل في نواحي قليلة جدا من الكون على حساب زيادتها في أماكن أخرى. هذا على المستوى الكوني الكبير ، وعلى المستوى الصغري فيمكن حدوث تقلبات إحصائية في حالة توازن نظام معزول ، مما يجعل الإنتروبيا تتقلب بالقرب من نهايتها العظمى."

مثال 2:

هذا المثال سوف يوضح معنى "الحالة" في نظام ترموديناميكي ، ويوضح معنى خاصية مكثفة وخاصية شمولية :

نتصور أسطوانة ذات مكبس ويوجد فيها عدد {displaystyle N_{0}} {displaystyle N_{0}} مولات من غاز مثالي. ونفترض وجو الأسطوانة في حمام حراري عند درجة حرارة {displaystyle T_{0}} {displaystyle T_{0}}.

يوجد النظام أولا في الحالة 1 ، ممثلة في {displaystyle (T_{0},V_{1},N_{0})} {displaystyle (T_{0},V_{1},N_{0})}; حيث {displaystyle V_{1}} {displaystyle V_{1}} حجم الغاز. ونفترض عملية تحول النظام إلى الحالة 2 الممثلة ب {displaystyle (T_{0},V_{2},N_{0})} {displaystyle (T_{0},V_{2},N_{0})} حيث {displaystyle V_{2}>V_{1}} {displaystyle V_{2}>V_{1}} ، أي تبقى درجة الحرارة وكمية المادة ثابتين.


والآن ندرس عمليتين تتمان عند درجة حرارة ثابتة:

عملية انتشار سريع للغاز (عن طريق فتح صمام مثلا لتصريف غاز مضغوط) ، وهي تعادل تأثير جول-تومسون ،
تمدد بطيئ جدا للغاز.
بالنسبة إلى العملية 1 : سنحرك المكبس بسرعة كبيرة جدا إلى الخارج (ويمكن تمثيلها بصندوق حجمه {displaystyle V_{2}} {displaystyle V_{2}} مقسوم بحائل ويوجد الغاز أولا في الجزء {displaystyle V_{1}} {displaystyle V_{1}} من الصندوق. ونفترض ألجزء الآخر من الصنوق مفرغ من الهواء ، ونبدأ