Халуун усны энтальпийн томъёо. Энтальпи гэж юу вэ

Энтальпи(дулааны функц, дулааны агууламж) - бие даасан байдлаар сонгосон үед термодинамик тэнцвэрт байдалд байгаа системийн төлөв байдлыг тодорхойлдог термодинамик потенциал даралтын хувьсагчид, энтропи ба бөөмсийн тоо.

ЭнтальпиЭнэ нь бодисын молекулын бүтцэд хуримтлагдсан энергийн түвшинг илэрхийлдэг термодинамик шинж чанар юм. Энэ нь хэдийгээр бодис температур, даралтаас хамаарч энергийг эзэмшиж чаддаг ч бүгдийг нь дулаан болгон хувиргаж чадахгүй гэсэн үг юм. Дотоод энергийн нэг хэсэг нь үргэлж бодист үлдэж, молекулын бүтцийг хадгалж байдаг. Температур нь орчны температурт ойртох үед бодисын кинетик энергийн нэг хэсэг нь хүрэх боломжгүй юм. Эндээс үзвэл энтальпи гэдэг нь тодорхой температур, даралтанд дулаан болгон хувиргах энергийн хэмжээ юм. Энтальпийн нэгж - тодорхой эрчим хүчний хувьд J / кг.

Бүх химийн урвалууд нь ялгарах (экзотермик) эсвэл шингээх (эндотермик) дулаан дагалддаг. Урвалын дулааны хэмжүүр нь энтальпийн өөрчлөлт ΔН, энэ нь тогтмол даралттай дулааны солилцоонд тохирно. Экзотермик урвалын үед систем дулаанаа алддаг ба ΔН нь сөрөг утга юм. Эндотермик урвалын хувьд систем нь дулааныг шингээх ба ΔН нь эерэг утга юм.

Системийн төлөв байдлыг тодорхойлдог бие даасан хувьсагчаар p даралт ба температур T-ийг сонгосон тохиолдолд системийн энтальпийг ашиглах нь тохиромжтой.

Энтальпийг ихэвчлэн бодисын нийт энерги гэж тодорхойлдог, учир нь энэ нь тухайн төлөвт байгаа дотоод энергийн нийлбэртэй (болон) ажил гүйцэтгэх чадварын (pv) нийлбэртэй тэнцүү байдаг. Гэсэн хэдий ч бодит байдал дээр энтальпи нь абсолют тэгээс (-273 ° C) дээш өгөгдсөн температурт бодисын нийт энергийг харуулдаггүй. Эндээс үзэхэд энтальпийг бодисын нийт дулаан гэж тодорхойлохын оронд дулаан болгон хувиргах боломжтой бодисын нийт энергийн хэмжээ гэж тодорхойлох нь илүү зөв юм.

Энд V нь системийн эзэлхүүн юм.

Нийт энтальпийн дифференциал (систем дэх тоосонцрын тогтмол тоо болон системийн бусад макроскоп үзүүлэлтүүд) дараах хэлбэртэй байна.

Бүх тогтмол байдлын S ба p шалгуур үзүүлэлт дэх системийн тэнцвэрт байдал нь энтальпийн бага утгатай тохирч байна. Биеийн дулаан тусгаарлалтаар (p = const-ийн хувьд) энтальпи хадгалагддаг тул үүнийг заримдаа дулааны агууламж эсвэл дулааны функц гэж нэрлэдэг. Энтальпийг хадгалах нөхцөл нь хийг шингэрүүлэхэд үндсэн практик хэрэглээг олсон Жоуль-Томсон эффектийн онолын үндэс суурь юм. Нөхцөл " энтальпи“Х.Камерлинг-Оннес санал болгосон.

Энтальпи, мөн дулааны функцболон дулааны агууламж- даралт, энтропи, бөөмсийн тоог бие даасан хувьсагч болгон сонгохдоо термодинамикийн тэнцвэрт системийн төлөв байдлыг тодорхойлдог термодинамик потенциал.

Энтальпи гэдэг нь энгийнээр хэлбэл, тодорхой температур, даралтанд дулаан болгон хувиргах боломжтой энерги юм.

Хэрэв термомеханик системийг макро бие (хий) ба талбай бүхий бүлүүрээс бүрдэнэ гэж үзвэл Сжингээр дүүрсэн P = pSхийн даралтыг тэнцвэржүүлэх Рхөлөг онгоцны дотор, дараа нь ийм систем гэж нэрлэдэг өргөтгөсөн.

Өргөтгөсөн системийн энтальпи буюу энерги Эхийн дотоод энергийн нийлбэртэй тэнцүү байна Уачаалалтай поршений потенциал энерги Эхөлс = pSx = pV

Тиймээс энэ төлөв дэх энтальпи нь биеийн дотоод энерги ба бие эзэлхүүнтэй байхын тулд зарцуулах ёстой ажлын нийлбэр юм. Вдаралттай орчинд нэвтрүүлэх Рбөгөөд энэ нь биетэй тэнцвэрт байдалд байна. Системийн энтальпи Х- дотоод энерги болон бусад термодинамик потенциалтай төстэй - төлөв тус бүрийн хувьд сайн тодорхойлогдсон утгатай, өөрөөр хэлбэл энэ нь төлөв байдлын функц юм. Тиймээс төрийг өөрчлөх явцад

Жишээ нь

Харьцангуй термодинамик дахь инвариант энтальпи

Харьцангуй термодинамикийг бий болгохдоо (харьцангуйн тусгай онолыг харгалзан үзэх) ихэвчлэн хамгийн тохиромжтой арга бол тодорхой саванд байрлах системийн хувьд инвариант энтальпийг ашиглах явдал юм.

Энэ аргын хувьд температурыг Лоренцын инвариант гэж тодорхойлдог. Энтропи нь мөн инвариант юм. Хана нь системд нөлөөлдөг тул хамгийн байгалийн бие даасан хувьсагч нь даралт тул энтальпийг термодинамик потенциал болгон авах нь тохиромжтой.

Ийм системийн хувьд системийн "ердийн" энтальпи ба импульс нь 4 векторыг бүрдүүлдэг бөгөөд энэ 4 векторын инвариант функцийг авч, бүх лавлах системд ижил байдаг инвариант энтальпийг тодорхойлно.

Релятивист термодинамикийн үндсэн тэгшитгэлийг инвариант энтальпийн дифференциалаар дараах байдлаар бичнэ.

Энэ тэгшитгэлийг ашигласнаар функц нь мэдэгдэж байгаа бол хөдөлж буй системийн термодинамикийн аливаа асуултыг шийдэж болно.

бас үзнэ үү

Эх сурвалжууд

1. Болгарский А.В., Мухачев Г.А., Щукин В.К., "Термодинамик ба дулаан дамжуулалт" Ed. 2-р, илч. болон нэмэх. М .: "Ахлах сургууль", 1975, 495 х.
2. Харин А.Н., Катаева Н.А., Харина Л.Т., ред. проф. Харина A. N. "Химийн курс", М .: "Дээд сургууль", 1975, 416 х.

Тэмдэглэл (засварлах)

Викимедиа сан. 2010 он.

Бусад толь бичгүүдэд "Enthalpy" гэж юу болохыг хараарай.

Энтальпи- (Грекийн энтальпо I дулаанаас), термодинамик системийн төлөв байдлын функц, тогтмол даралт нь системд нийлүүлсэн дулааны хэмжээтэй тэнцүү байдаг тул энтальпийг ихэвчлэн дулааны функц эсвэл дулааны агууламж гэж нэрлэдэг. ... ... ... Зурагтай нэвтэрхий толь бичиг

- (Грекийн enthalpo I халаадаг) энтропи S ба даралт p-ийн бие даасан параметр бүхий термодинамик системийн төлөв байдлын нэг утгатай H функц нь H = U + pV харьцаагаар дотоод энерги U-тай холбоотой байдаг. V нь системийн эзэлхүүн юм. Тогтмол p үед өөрчлөлт ...... Том нэвтэрхий толь бичиг

- (H тэмдэглэгээ), бодист агуулагдах термодинамик (дулааны) энергийн хэмжээ. Аливаа системд энтальпи нь дотоод энерги ба даралт ба эзэлхүүний үржвэрийн нийлбэртэй тэнцүү байна. Тооны өөрчлөлтөөр (ихэвчлэн өсдөг) хэмждэг ... ... Шинжлэх ухаан, техникийн нэвтэрхий толь бичиг

Дулааны агуулга Орос хэлний синонимын толь бичиг. entalpy n., синонимын тоо: 1 дулааны агуулга (1) ASIS синонимын толь бичиг ... Синоним толь бичиг

- (Грекийн enthalpo I дулаанаас) экосистем, түүний дулааны агууламжийг тодорхойлдог экосистемийн функциональ байдал. Энтальпи бол экосистемийн өргөн цар хүрээтэй шинж чанар юм. Экологийн нэвтэрхий толь бичиг. Кишинев: Молдавын Зөвлөлтийн үндсэн редакци ... ... Экологийн толь бичиг

энтальпи- Дотоод энергийн нийлбэр ба эзэлхүүн ба даралтын үржвэртэй тэнцүү термодинамик системийн төлөвийн функц. Тэмдэглэл Энтропи ба даралт нь бие даасан параметр бол энтальпи нь шинж чанар юм. [Цуглуулга ...... Техникийн орчуулагчийн гарын авлага

- (Грек хэлнээс. enthalpo I дулаан) (дулааны агууламж, дулааны Гиббс функц), термодинамик потенциал, макроскопийн төлөв байдлыг тодорхойлдог. термодинамик дахь системүүд. энтропи S ба ... ... үндсэн бие даасан хувьсагчаар сонгох үед тэнцвэрт байдал. Физик нэвтэрхий толь бичиг

- [ενυαλπω (энтальпо) халаалт] дотоод энерги U нийлбэр ба эзэлхүүн ба даралтын үржвэр Vp (H + U + Vp) -тэй тэнцүү H төлөвийн термодинамик функц. Тогтмол даралтын дор явагдаж буй процессуудад ... ... Геологийн нэвтэрхий толь бичиг

энтальпи- энтальпи; салбар. дулааны агууламж; дулааны Гиббсийн функц Системийн төлөвийн функц (Н), эзэлхүүн ба даралтын үржвэрээр нэмсэн дотоод энергийн (U) утгатай тэнцүү; H = U + pV ... Политехникийн нэр томъёоны тайлбар толь бичиг

энтальпи- системийн төлөв байдлын функц бөгөөд түүний өсөлт нь изобар процесст системийн хүлээн авсан дулаантай тэнцүү байна. Ерөнхий хими: сурах бичиг / A. V. Жолнин ... Химийн нэр томъёо

Химийн урвалын явцад дулааныг шингээж, хүрээлэн буй орчинд гаргадаг. Химийн урвалын хоорондох ийм дулаан солилцоо ба орчинэнтальпи буюу H гэж нэрлэдэг. Гэсэн хэдий ч энтальпийг шууд хэмжих боломжгүй тул орчны температурын өөрчлөлтийг (∆H-ээр тэмдэглэнэ) тооцоолох заншилтай байдаг. ∆H нь химийн урвалын явцад дулааныг хүрээлэн буй орчинд ялгаруулж (экзотермик урвал) эсвэл дулааныг шингээж авдагийг (эндотермик урвал) илэрхийлдэг. Энтальпийг дараах байдлаар тооцоолно. ∆H = m x s x ∆T, энд m нь урвалжуудын масс, s нь урвалын бүтээгдэхүүний дулааны багтаамж, ∆T нь урвалын үр дүнд үүссэн температурын өөрчлөлт юм.

Алхам

Энтальпийн асуудлыг шийдвэрлэх

Урвалж ба урвалын бүтээгдэхүүнийг тодорхойлох.Аливаа химийн урвал нь урвалж, урвалын бүтээгдэхүүнтэй байдаг. Урвалын бүтээгдэхүүн бий болсонурвалжуудын харилцан үйлчлэлийн үр дүнд. Өөрөөр хэлбэл, урвалжууд нь жорны найрлага, урвалын бүтээгдэхүүн нь бэлэн хоол юм. Урвалын ∆H-ийг олохын тулд урвалд орох бодис ба урвалын бүтээгдэхүүнийг мэдэх хэрэгтэй.

• Жишээлбэл, устөрөгч ба хүчилтөрөгчөөс ус үүсэх урвалын энтальпийг олох хэрэгтэй: 2H 2 (устөрөгч) + O 2 (хүчилтөрөгч) → 2H 2 O (ус). Энэ урвалд H 2болон О 2- урвалж, ба H 2 O- урвалын бүтээгдэхүүн.

1. Урвалжийн нийт жинг тодорхойлно.Дараа нь та урвалжуудын массыг тооцоолох хэрэгтэй. Хэрэв та жинлэж чадахгүй бол молекулын жинг тооцоолж, бодит жинг олоорой. Молекулын жин нь молекул, нэгдлүүдийн үелэх систем эсвэл бусад хүснэгтээс олж болох тогтмол хэмжээ юм. Урвалж бүрийн массыг моль тоогоор үржүүлнэ.

   • Бидний жишээнд устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн урвалд орох бодисууд нь 2 г ба 32 г молекул жинтэй байна. Бид 2 моль устөрөгч (устөрөгчийн H 2-ийн өмнөх химийн урвалын коэффициент) ба 1 моль хүчилтөрөгч (O 2-ийн өмнө коэффициент байхгүй бол 1 моль гэсэн үг) ашигладаг тул урвалд орох бодисын нийт массыг дараах байдлаар тооцоолно. :
     2 × (2г) + 1 × (32г) = 4г + 32г = 36 гр

2. Бүтээгдэхүүний дулааны багтаамжийг тодорхойлох.Дараа нь урвалын бүтээгдэхүүний дулааны багтаамжийг тодорхойлно. Молекул бүр тодорхой дулаан багтаамжтай бөгөөд энэ нь тогтмол байдаг. Энэ тогтмолыг химийн сурах бичгийн хүснэгтээс олоорой. Тодорхой дулааныг хэмжих хэд хэдэн нэгж байдаг; Бидний тооцоололд бид J / g ° C-ийг ашиглах болно.

   • Хэрэв хэд хэдэн урвалын бүтээгдэхүүн байгаа бол та тус бүрийн дулааны багтаамжийг тооцоолж, дараа нь бүх урвалын энтальпийг гаргахын тулд тэдгээрийг нэмэх хэрэгтэй болно гэдгийг анхаарна уу.
   • Бидний жишээн дээр урвалын бүтээгдэхүүн нь тодорхой дулаантай ус юм 4.2 Дж / г ° C.

3. Температурын өөрчлөлтийг ол.Одоо бид ∆T - урвалын өмнөх ба дараах температурын зөрүүг олох болно. Төгсгөлийн температурыг (T2) эхлэлийн температураас (T1) хасна. Ихэнх тохиолдолд Келвин (K) хэмжүүрийг химийн асуудалд ашигладаг (хэдийгээр Цельсийн (С) хэмжүүр ижил үр дүнг өгдөг).

   • Бидний жишээн дээр анхны урвалын температур 185 К байсан бол урвалын дараа 95 К болсон гэж үзье, энэ нь ∆T-ийг дараах байдлаар тооцоолно гэсэн үг юм.
     ∆T = T2 - T1 = 95 K - 185 K = -90 К

4. Энтальпийг ∆H = томьёогоор ол мх с x ∆T.Хэрэв m нь урвалд орох бодисын масс, s нь урвалын бүтээгдэхүүний дулаан багтаамж, ∆T нь температурын өөрчлөлт бол урвалын энтальпийг тооцоолж болно. ∆H = томъёонд утгуудыг оруулна уу мх с x ∆T ба энтальпийг авна. Үр дүнг Joules (J) -ээр тооцоолно.

   • Бидний жишээн дээр энтальпийг дараах байдлаар тооцоолно.
     ∆H = (36 гр) × (4.2 JK - 1 г - 1) × (-90 К) = -13608 Ж

5. Тухайн урвалын явцад энерги ялгарсан эсвэл шингээгдсэн эсэхийг тодорхойлно.Практикт ∆H-ийг тооцоолох хамгийн түгээмэл шалтгаануудын нэг бол урвал нь экзотермик (дулаан ялгарах, өөрийн энергийн бууралт) эсвэл эндотермик (байгаль орчноос дулаан шингээх, бие даасан дулааныг нэмэгдүүлэх) эсэхийг олж мэдэх явдал юм. эрчим хүч). Хэрэв ∆H утга эерэг байвал урвал эндотермик байна. Хэрэв сөрөг бол урвал нь экзотермик болно. ∆H-ийн үнэмлэхүй утга их байх тусам илүү их энерги ялгардаг буюу шингэдэг. Хэрэв та практик туршилт хийх гэж байгаа бол болгоомжтой байгаарай: энтальпийн өндөр утгатай урвалын үед их хэмжээний энерги ялгарч, хурдан явбал тэсрэлт үүсгэж болно.

   • Бидний жишээн дээр эцсийн үр дүн нь -13608 J. Энтальпийн утгын өмнө сөрөг тэмдэг байгаа нь урвал явагдана гэсэн үг юм. экзотермик... Халуун хий (уур хэлбэрээр) H 2 ба O 2 нь усны молекул үүсгэхийн тулд тодорхой хэмжээний дулаан ялгаруулах ёстой, өөрөөр хэлбэл H 2 O үүсэх урвал нь экзотермик юм.

   Энтальпийн тооцоо

   1. Энтальпийг тооцоолохын тулд бондын энергийг тооцоол.Бараг бүх химийн урвалзарим хэлхээ холбоо тасарч, бусад нь үүсэхэд хүргэдэг. Урвалын үр дүнд үүссэн энерги нь хаанаас ч үүсдэггүй бөгөөд сүйрдэггүй: энэ нь эдгээр холбоог таслах эсвэл үүсгэхэд шаардлагатай энерги юм. Иймээс бүх урвалын энтальпийн өөрчлөлтийг эдгээр бондын энергийн нийлбэрээр үнэн зөв тооцоолж болно.

      Энтальпийг тооцоолохдоо формацийн энтальпийг ашиглана.Формацийн энтальпи нь урвалж, бүтээгдэхүүн үүсэх урвалыг тооцоолох замаар ∆H-ийг тооцоолох боломжтой болгодог. Хэрэв та урвалын бүтээгдэхүүн ба урвалж үүсэх энтальпийг мэддэг бол дээр дурдсан энергийн жишээн дээр нэмэх замаар энтальпийг бүхэлд нь тооцоолж болно.

   2. Энтальпийн утгуудын өмнөх тэмдгүүдийн талаар бүү мартаарай.Үүсэх энтальпийг тооцоолохдоо та бүтээгдэхүүний урвалын энтальпийг тодорхойлох томъёог эргүүлж, энтальпийн тэмдэг өөрчлөгдөх ёстой. Өөрөөр хэлбэл, хэрэв та томьёог эргүүлбэл энтальпийн тэмдэг эсрэгээрээ өөрчлөгдөх ёстой.

      • Жишээн дээр C 2 H 5 OH бүтээгдэхүүн үүсэх урвалыг урвуу байдлаар бичсэн болохыг анхаарна уу. C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0.5O 2 өөрөөр хэлбэл C 2 H 5 OH задрахаас гадна нийлэгждэггүй. Тиймээс ийм урвалын энтальпийн урд талын тэмдэг нь эерэг, 228 кЖ / моль боловч C 2 H 5 OH үүсэх энтальпи нь -228 кЖ / моль юм.

   Туршилтын явцад энтальпийн ажиглалт

   1. Цэвэр сав аваад ус руу хийнэ.Энтальпийн зарчмуудыг хэрэгжүүлэхэд хэцүү биш - энгийн туршилт хийхэд хангалттай. Туршилтын үр дүнд гадны бохирдуулагч нөлөө үзүүлэхгүй байх шаардлагатай бөгөөд ингэснээр савыг угааж, ариутгах шаардлагатай. Эрдэмтэд энтальпийг хэмжихийн тулд калориметр гэж нэрлэгддэг тусгай хаалттай савыг ашигладаг боловч шилэн аяга эсвэл колбо нь танд тохиромжтой. Савыг цэвэр цоргоны усаар дүүргэ өрөөний температур... Туршилтыг сэрүүн өрөөнд хийхийг зөвлөж байна.

      • Туршилтын хувьд жижиг савыг ашиглах нь зүйтэй. Бид усны Алка-Сельцертэй урвалын энтальпийг авч үзэх болно, тиймээс бага ус хэрэглэх тусам температурын өөрчлөлт илүү тодорхой байх болно.

Энтальпи гэдэг нь тогтмол параметртэй (даралт ба энтропи) термодинамик тэнцвэрт байдалд байгаа тодорхой системд хамаарах энерги юм.

Энтропи нь термодинамик системийн эмх цэгцтэй байдлын шинж чанар юм.

ЭНТАЛПИ(Грекийн enthalpo - халаалтаас), энтропи S ба даралтын p-ийн бие даасан параметр бүхий термодинамик системийн төлөв байдлын нэг утгатай H функц нь H = U + pV харьцаагаар дотоод энерги U-тай холбоотой бөгөөд V. нь системийн эзэлхүүн юм. Тогтмол p үед энтальпийн өөрчлөлт нь системд өгсөн дулааны хэмжээтэй тэнцүү байдаг тул энтальпийг ихэвчлэн дулааны функц эсвэл дулааны агууламж гэж нэрлэдэг. Термодинамикийн тэнцвэрт байдалд (тогтмол p ба S үед) системийн энтальпи хамгийн бага байна.

Энтропи нь эмх замбараагүй байдлын хэмжүүр, нэгэн төрлийн байдлын хэмжүүр, холилтын хэмжүүр, тэгш хэмийн хэмжүүр юм.

Цөөхөн эрдэмтэд энэ ойлголтыг ойлгосон .......... Дүрмээр бол энэ нь системийн эмх замбараагүй байдлын хэмжүүр юм ... Өөрөөр хэлбэл, эмх замбараагүй байдлыг захиалж болно. Энэ нь буцах процессыг эргэлт буцалтгүй ......-аас ялгах боломжийг олгодог. Урвуу процесст энтропи хамгийн их ба тогтмол ... ... байх ба эргэлт буцалтгүй процессууд нэмэгддэг. Би танд нэг өгүүлэл өгөх болно ... Термодинамикийн гол цөм нь хоёр төрлийн үйл явцын ялгаа байдаг - буцах боломжтой ба эргэлт буцалтгүй. Урагшлах процесс гэдэг нь урагш болон эсрэг чиглэлд аль алинаар нь явж болох процесс бөгөөд систем анхны төлөвтөө буцаж ирсний дараа ямар ч өөрчлөлт гарахгүй. Бусад аливаа үйл явцыг эргэлт буцалтгүй гэж нэрлэдэг. Сонгодог механик судалгааны хөтөлбөрийн хуулиуд буцаах боломжтой. Термодинамик бий болсноор физикт үйл явцын эргэлт буцалтгүй байдлын тухай ойлголт орж ирсэн бөгөөд энэ нь үзэгдлийн динамик тайлбарыг хэрэглэх боломжийн хязгаарыг харуулж байна.

Энтропи (Грек. Ингэж, хувирах) - үндсэн нэг. Р.Клаузиусын шинжлэх ухаанд нэвтрүүлсэн сонгодог физикийн үзэл баримтлал. Макроскопоор t. Sp. E. энерги хувирах чадварыг илэрхийлдэг: илүү их E. систем нь түүнд агуулагдах энерги бага байх тусам хувирах чадвартай байдаг. E.-ийн үзэл баримтлалын тусламжтайгаар үндсэн нэгийг нь томъёолсон. физикийн хуулиуд - өсөлтийн хууль E., эсвэл термодинамикийн хоёр дахь хууль нь эрчим хүчний өөрчлөлтийн чиглэлийг тодорхойлдог: хаалттай системд E. буурч чадахгүй. Хамгийн их E.-д хүрэх нь тэнцвэрт байдлын эхлэлийг тодорхойлдог бөгөөд цаашид эрчим хүчний өөрчлөлт хийх боломжгүй болсон - бүх энерги дулаан болж хувирч, дулааны тэнцвэрт байдал бий болсон.

Богино тойм

Тэг хууль

Анхны хууль

Үүнийг мөн дараах байдлаар тодорхойлж болно:: тусгаарлагдсан системд нийлүүлсэн дулааны хэмжээг ажил гүйцэтгэх, дотоод энергийг өөрчлөхөд зарцуулдаг.

Хоёр дахь хууль

Гурав дахь хууль

Товчхондоо, энтропи нь "температураас хамааралтай" бөгөөд үнэмлэхүй тэг гэсэн санааг гаргахад хүргэдэг гэж үздэг.

Дөрөвдүгээр хууль (түр)

Аливаа тэнцвэрт бус систем нь термодинамикийн 2-р хуульд заасан чиглэлд тэнцвэргүй үйл явцын явцын онцлогийг тодорхойлдог кинетик гэж нэрлэгддэг шинж чанартай байдаг ба эдгээр тэнцвэргүй үйл явцыг хөдөлгөх термодинамик хүчнүүд үүнээс хамаардаггүй.

Термодинамикийн эхлэл

Термодинамикийн тэг зарчим

Термодинамикийн тэг зарчмыг шинжлэх ухааны үндэслэлтэй үзэл баримтлалын тоонд нэг ба хоёрдугаар зарчмуудыг оруулсны дараа томъёолсон учраас ингэж нэрлэдэг. Тусгаарлагдсан термодинамик систем нь цаг хугацааны явцад аяндаа термодинамикийн тэнцвэрт байдалд шилжиж, дур зоргоороо удаан хугацаанд оршин тогтнодог гэж үздэг. гадаад нөхцөлөөрчлөгдөөгүй хэвээр байна. Үүнийг мөн нийтлэг зарчим гэж нэрлэдэг.Термодинамикийн тэнцвэр нь системд механик, дулаан, химийн тэнцвэрт байдал, түүнчлэн фазын тэнцвэрт байдал байх ёстой. Сонгодог термодинамик нь зөвхөн термодинамикийн тэнцвэрийн төлөв байдгийг нотолсон боловч түүнд хүрсэн цаг хугацааны талаар юу ч хэлдэггүй.

Уран зохиолд тэг эхлэл нь ихэвчлэн дулааны тэнцвэрийн шинж чанарын талаархи заалтуудыг агуулдаг. Дулааны тэнцвэрт байдал нь тогтмол дулаан нэвчдэг хуваалтаар тусгаарлагдсан системүүдийн хооронд байж болно, өөрөөр хэлбэл системүүд дотоод энергийг солилцох боломжийг олгодог боловч бодисыг нэвтрүүлэхийг зөвшөөрдөггүй. Дулааны тэнцвэрийн шилжилтийн постулат нь хэрэв ийм (диатермик) хуваалтаар тусгаарлагдсан хоёр бие бие биентэйгээ дулааны тэнцвэрт байдалд байгаа бол эдгээр биетүүдийн аль нэгтэй нь дулааны тэнцвэрт байдалд байгаа аливаа гуравдагч бие нь дулааны тэнцвэрт байдалд байх болно. нөгөө бие.

Өөрөөр хэлбэл, хэрэв хоёр хаалттай систем Аболон Ббие биетэйгээ дулааны холбоо барьж, дараа нь бүхэл системээр термодинамик тэнцвэрт байдалд хүрсний дараа А+Бсистемүүд Аболон Ббие биетэйгээ дулааны тэнцвэрт байдалд байх болно. Түүнээс гадна систем бүр Аболон Бөөрөө бас термодинамикийн тэнцвэрт байдалд байна. Дараа нь хэрэв системүүд Бболон Cдулааны тэнцвэрт байдал, дараа нь системүүд Аболон Cмөн бие биетэйгээ дулааны тэнцвэрт байдалд байна.

Гадаадын болон орчуулсан уран зохиолд дулааны тэнцвэрийн шилжилтийн талаархи постулатыг ихэвчлэн тэг зарчим гэж нэрлэдэг бөгөөд термодинамик тэнцвэрт байдалд хүрэх байрлалыг "хасах эхний" зарчим гэж нэрлэж болно. Шилжилтийн постулатын ач холбогдол нь тухайн шинж чанар бүхий системийн төлөв байдлын тодорхой функцийг нэвтрүүлэх боломжийг олгодогт оршино. эмпириктемператур, өөрөөр хэлбэл температурыг хэмжих хэрэгслийг бий болгох. Ийм төхөөрөмж, термометрийн тусламжтайгаар хэмжсэн эмпирик температурын тэгш байдал нь системийн (эсвэл ижил системийн хэсгүүдийн) дулааны тэнцвэрт байдлын нөхцөл юм.

Термодинамикийн анхны хууль

Термодинамикийн 1-р хууль нь термодинамикийн асуудлуудад хэрэглэгдэх эрчим хүчний хэмнэлтийн бүх нийтийн хуулийг илэрхийлж, эхний төрлийн мөнхийн хөдөлгүүр, өөрөөр хэлбэл зохих энерги зарцуулалтгүйгээр ажил гүйцэтгэх чадвартай төхөөрөмжийг бий болгох боломжийг үгүйсгэдэг.

Дотоод энерги УТермодинамик системийг үүн дээр ажил хийх эсвэл хүрээлэн буй орчинтой дулаан солилцох замаар хоёр аргаар өөрчилж болно. Термодинамикийн 1-р хууль нь системээс хүлээн авсан дулаан нь системийн дотоод энергийг нэмэгдүүлж, энэ системийн ажлыг гүйцэтгэхэд чиглэгддэг болохыг баталдаг бөгөөд үүнийг дараах байдлаар бичиж болно. δQ = δA + dU... Энд dU- системийн дотоод энергийн бүрэн дифференциал; δQсистемд шилжсэн дулааны энгийн хэмжээ, ба δА- хязгааргүй жижиг буюу анхан шатнысистемийн хийсэн ажил. Ажил ба дулаан нь төлөвийн функц биш, харин систем нь нэг төлөвөөс нөгөөд шилжих шилжилтээс хамаардаг тул тэмдэг бүхий тэмдэглэгээ. δ гэдгийг онцлохын тулд δQболон δАнь ямар ч функцийн дифференциал гэж үзэх боломжгүй хязгааргүй жижиг хэмжигдэхүүнүүд юм.

Дараах тэмдэг δQболон δАДээрх харьцаагаар термодинамикийн орчин үеийн ихэнх бүтээлд хүлээн зөвшөөрөгдсөн шиг системийн гүйцэтгэсэн ажил ба системээс хүлээн авсан дулааныг эерэг гэж үздэг гэсэн тохиролцоог илэрхийлэв.

Хэрэв систем нь эзэлхүүний өөрчлөлтөөс болж зөвхөн механик ажил гүйцэтгэдэг бол үндсэн ажлыг дараах байдлаар бичнэ δA = P dV, хаана dV- эзлэхүүний өсөлт. Бараг статик процесст энэ ажил нь эсрэг тэмдгээр авсан систем дээрх гадны хүчний ажилтай тэнцүү байна. δА int = –ΔA гарч, гэхдээ бараг статик бус процессуудын хувьд энэ хамаарал биелдэггүй. Ерөнхий тохиолдолд анхан шатны ажлыг нийлбэрээр бичдэг δA = A 1 да 1 + А 2 да 2 + ... , хаана А 1 ,А 2 , ... - параметрийн функцууд а 1 ,а 2 , ... ба температур Тдуудсан ерөнхий хүч .

Систем дэх бодисын хэмжээг өөрчлөхтэй холбоотой ажил (химийн ажил) нь ажлын ерөнхий илэрхийллээс тусдаа нэр томъёо болгон тусгаарлаж болно.

Термодинамикийн хоёр дахь хууль

Термодинамикийн хоёр дахь хууль нь термодинамик системд тохиолдож болох үйл явцын чиглэлийн хязгаарыг тогтоож, хоёр дахь төрлийн мөнхийн хөдөлгүүрийг бий болгох боломжийг үгүйсгэдэг. Үнэн хэрэгтээ Сади Карно "Галын хөдөлгөгч хүч ба энэ хүчийг хөгжүүлэх чадвартай машинуудын тухай" эссе дээрээ ийм үр дүнд хүрсэн. Гэсэн хэдий ч Карно калорийн онолын үзэл баримтлалд тулгуурласан бөгөөд термодинамикийн хоёр дахь хуулийн тодорхой томъёолол өгөөгүй байна. Үүнийг 1850-1851 онд Клаузиусом, Келвин нар бие даан хийжээ. Энэ хуулийн хэд хэдэн өөр, гэхдээ нэгэн зэрэг ижил төстэй томъёолол байдаг.

Келвиний постулат: "Дугуй хэлбэртэй үйл явц нь боломжгүй бөгөөд түүний цорын ганц үр дүн нь дулааны нөөцийг хөргөх замаар ажил үйлдвэрлэх явдал юм." Энэхүү дугуй хэлбэртэй процессыг Томсон-Планкийн процесс гэж нэрлэдэг бөгөөд ийм процесс боломжгүй гэж үздэг.

Клаусиусын постулат: "Дулаан нь бага халсан биеэс илүү халсан бие рүү аяндаа шилжиж чадахгүй." Хүйтэн биеэс халуунд шилжихээс өөр ямар ч өөрчлөлт гарахгүй үйл явцыг Клаузиусын процесс гэнэ. Ийм үйл явц боломжгүй гэж постулат заасан байдаг. Дулаан нь зөвхөн нэг чиглэлд, илүү халсан биеэс бага халсан бие рүү аяндаа дамжих боломжтой бөгөөд энэ үйл явц нь эргэлт буцалтгүй юм.

Томсон-Планкийн үйл явцын боломжгүйг постулат болгон авч үзвэл Клаусиусын үйл явц боломжгүй гэдгийг нотлох ба эсрэгээр Клаусиусын үйл явц боломжгүй гэдгээс Томсон-Планкийн үйл явц бас боломжгүй гэсэн дүгнэлт гарч ирнэ.

Дээрх томъёололд дурдсан термодинамикийн хоёр дахь хуулийн үр дагавар нь термодинамик системд термодинамик төлөвийн өөр нэг функцийг нэвтрүүлэх боломжийг олгодог. С, энтропи гэж нэрлэгддэг тул бараг статик процессуудын нийт дифференциал гэж бичнэ dS = δQ / T... Температур ба дотоод энергитэй хамт энтропи нь термодинамикийн үйл явцын математик дүрслэлд шаардлагатай хэмжигдэхүүний цогцыг бүрдүүлдэг. Физикт хэрэглэгддэг хувьсагчдын жагсаалтад термодинамик нэмдэг гурван хэмжигдэхүүний хоёр нь л бие даасан байдаг.

Термодинамикийн гурав дахь хууль

Термодинамикийн гуравдахь хууль буюу Нернстийн теорем нь аливаа тэнцвэрийн системийн энтропи нь температур үнэмлэхүй тэг рүү ойртох тусам аливаа төлөвийн параметрээс хамаарахаа больж, тодорхой хязгаарт хүрэх хандлагатай байдаг. Үнэн хэрэгтээ Нернстийн теоремын агуулгад хоёр заалт орсон байдаг. Тэдгээрийн эхнийх нь энтропийн хязгаар байдаг тул энэ нь үнэмлэхүй тэг рүү чиглэдэг. Энэ хязгаарын тоон утгыг ихэвчлэн тэг гэж үздэг тул уран зохиолд заримдаа системийн энтропи нь температур 0 K-д хүрэх хандлагатай байдаг тул тэг рүү чиглэдэг гэж хэлдэг. Нөгөө нь энтропи өөрчлөгдөхгүйгээр явагддаг.

Температур ба энтропийн тэг утгыг үнэмлэхүй тэг үед термодинамик хэмжигдэхүүнүүдийн хуваарь байгуулахад тодорхой бус байдлыг арилгахад тохиромжтой конвенц гэж үздэг. Температурын тэг утга нь термодинамик температурын хуваарийг бий болгох лавлах цэг болдог. Үнэмлэхүй тэг температурт алга болох энтропи гэж нэрлэдэг үнэмлэхүй энтропи... Термодинамик хэмжигдэхүүний лавлах номонд үнэмлэхүй энтропийн утгыг ихэвчлэн 298.15 К температурт өгдөг бөгөөд энэ нь бодисыг 0 К-ээс 298.15 К хүртэл халаах үед энтропийн өсөлттэй тохирч байна.

Энтальпи, мөн дулааны функц ба дулааны агууламж нь даралт, энтропи, бөөмсийн тоог бие даасан хувьсагчаар сонгох үед термодинамик тэнцвэрт байдалд байгаа системийн төлөв байдлыг тодорхойлдог термодинамик потенциал юм.

Энтальпи гэдэг нь энгийнээр хэлбэл, тодорхой температур, даралтанд дулаан болгон хувиргах боломжтой энерги юм.

Энэ хэмжигдэхүүний тодорхойлолт нь ижил төстэй байдал юм: H = U + PV

Энтальпийн хэмжээс нь J / моль юм.

Химийн хувьд хамгийн түгээмэл гэж үздэг изобар процессууд (П= const), энэ тохиолдолд дулааны эффектийг системийн энтальпийн өөрчлөлт эсвэл гэж нэрлэдэг үйл явцын энтальпи :

Термодинамикийн системд химийн процессын ялгарах дулааныг сөрөг (экзотермик процесс, Δ) гэж үзэхээр тохиролцсон. Х < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔХ > 0.

Энтропи

гэхдээ аяндаа

Температураас энтропийн өөрчлөлтийн хамаарлыг Кирхгофын хуулиар илэрхийлнэ.

Тусгаарлагдсан системийн хувьд энтропийн өөрчлөлт нь аяндаа явагдах үйл явцын боломжийн шалгуур болдог. Хэрэв, дараа нь процесс боломжтой; хэрэв урагшлах чиглэлд үйл явц боломжгүй болно; Хэрэв систем тэнцвэрт байдалд байна.

Термодинамик потенциалууд. Гиббс, Хельмгольц нарын чөлөөт энерги.

Хаалттай системд тохиолддог үйл явцыг тодорхойлохын тулд бид шинэ термодинамикийн төлөв байдлын функцуудыг нэвтрүүлж байна: изобар-изотермаль потенциал (Гиббс чөлөөт энерги G) ба изохорик-изотермаль потенциал (Гельмгольцын чөлөөт энерги F).

Тогтмол температур, эзэлхүүнтэй тэнцвэрт процесс явагддаг хаалттай системийн хувьд энэ процессын ажлыг илэрхийлье. Үүнийг бид A max гэж тэмдэглэдэг (тэнцвэрт явагдсан процессын ажил хамгийн их байдаг тул):

A max = T∆S-∆U

Изохорик-изотерм нөхцөлд хаалттай систем дэх үйл явцын аяндаа үргэлжлэх чиглэл, хязгаарыг тодорхойлдог F = U-TS-изохор-изотерм потенциал функцийг танилцуулж, дараахь зүйлийг олж авъя.

Helmholtz энергийн өөрчлөлт нь зөвхөн системийн эхний болон эцсийн төлөвөөр тодорхойлогддог бөгөөд үйл явцын шинж чанараас хамаардаггүй, учир нь энэ нь U ба S гэсэн хоёр төлөвийн функцээр тодорхойлогддог. Хүлээн авсан ажлын хэмжээ эсвэл зарцуулсан хэмжээ нь системийн анхны төлөвөөс эцсийн төлөв рүү шилжих явцад үйл явц хэрхэн явагдахаас шалтгаална.гэхдээ функцийг өөрчлөхгүй.

Изобарик-изотермийн нөхцөлд хаалттай систем нь изобар-изотермийн потенциал G-ээр тодорхойлогддог:

Тогтмол тооны бөөмс бүхий системийн Гиббсийн дифференциал энерги нь хувийн хувьсагчид - даралт p ба температур T-ээр илэрхийлэгдэнэ.

Хувьсах тоосонцортой системийн хувьд энэ дифференциалыг дараах байдлаар бичнэ.

Системд өөр бөөмс нэмэхийн тулд зарцуулах ёстой энерги гэж тодорхойлж болох химийн потенциал энд байна.

∆G = ∆H-T∆S тэгшитгэлийн шинжилгээ нь Гиббсын энергийг бүрдүүлэгч хүчин зүйлсийн аль нь химийн урвалын чиглэл, энтальпи (∆H) эсвэл энтропи (∆S · T) -ийг хариуцдаг болохыг тогтоох боломжтой болгодог.

Хэрэв ΔH< 0 и ΔS >0, дараа нь үргэлж ΔG< 0 и реакция возможна при любой температуре.

Хэрэв ΔH> 0 ба ΔS байвал< 0, то всегда ΔG >0 бөгөөд дулаан шингээх, энтропи буурах урвал ямар ч нөхцөлд боломжгүй юм.

Бусад тохиолдолд (ΔH< 0, ΔS < 0 и ΔH >0, ΔS> 0), ΔG тэмдэг нь ΔH ба TΔS хоорондын харьцаанаас хамаарна. Хэрэв изобарын потенциал буурч байвал хариу үйлдэл үзүүлэх боломжтой; тасалгааны температурт T-ийн утга бага байх үед TΔS-ийн утга мөн бага байх ба ихэвчлэн энтальпийн өөрчлөлт TΔS-ээс их байдаг. Тиймээс өрөөний температурт ихэнх урвалууд экзотермик байдаг. Температур өндөр байх тусам TΔS өндөр байх ба эндотермик урвалууд ч хэрэгжих боломжтой болдог.

Стандарт төлөвт байгаа 1 моль бодис үүсэх урвал дахь Гиббсийн энергийн өөрчлөлтийг ΔG ° гэж стандарт Гиббсийн энерги гэж ойлгодог. Энэхүү тодорхойлолт нь стандарт нөхцөлд тогтвортой энгийн бодис үүсэх стандарт Гиббс энерги нь тэг байна гэж үздэг.

Гиббсын энергийн өөрчлөлт нь үйл явцын замаас хамаардаггүй тул нэг талаас энергийн нийлбэр болох тэгшитгэлээс Гиббсийн үүсэх энергийн өөр өөр үл мэдэгдэх утгыг олж авах боломжтой. урвалын бүтээгдэхүүн, нөгөө талд нь анхны бодисуудын энергийн нийлбэрийг бичнэ.

Гиббсийн стандарт энергийн утгыг ашиглахдаа стандарт бус нөхцөлд үйл явцын үндсэн боломжийн шалгуур нь ΔG ° нөхцөл юм.< 0, а критерием принципиальной невозможности - условие ΔG° >0. Үүний зэрэгцээ хэрэв Гиббсийн стандарт энерги тэг байвал энэ нь бодит нөхцөлд (стандартаас бусад) систем тэнцвэрт байдалд байна гэсэн үг биш юм.

Хаалттай систем дэх процессын аяндаа үүсэх нөхцөл: