| EvGaDeAd | Дата: Воскресенье, 2011-06-05, 11:41 PM | Сообщение # 1 |
|
СОЗДАЁТ ГРУППУ
Группа: КРУТЫЕ АДМИНЫ
Сообщений: 407
Статус: Offline
| Второе начало термодинамики физический принцип, накладывающий ограничение на направление процессов передачи тепла между телами.
Второе начало термодинамики гласит, что невозможен самопроизвольный переход тепла от тела, менее нагретого, к телу, более нагретому.
Второе начало термодинамики запрещает так называемые вечные двигатели второго рода, показывая что коэффициент полезного действия не может равняться единице, поскольку для кругового процесса температура холодильника не должна равняться 0.
второй закон термодинамики:
В изолированной системе самопроизвольные процессы протикают в сторону увеличения энтропии.
1.случай если в результате процесса изменение энтропии >0 то процесс термодинамически возможен ,
2. если процесс протикает <0 то его самопроизвольное протекание в изолированной системе термодинамически невозможно.
3. в обратимом процессе изменение энтропии не происходит =0
Энтропи́я — мера беспорядка системы, состоящей из многих элементов.
Определённая как сумма приведённых теплот, она является функцией состояния и остаётся постоянной при обратимых процессах, тогда как в необратимых — её изменение всегда положительно.
dS = dQ/T
где dS — приращение энтропии; δQ — минимальная теплота подведенная к системе; T — абсолютная температура процесса;
Энергия гиббса.
Для изобарно –изотермических процессов р=кост и Т=конс. – это свободная энергия Гиббса.
∆G=∆H-T∆S
Энергия Гиббса является мерой устойчивости системы в изобарно –изотермическом процессе и может служить критерием самопроизвольности процессов.
1. ∆G<0 энергия Гиббса уменьшаеться т.е. химическая реакция возможна в прямом направлении.
2. ∆G>0 химическая реакция не может протикать самопроизвольно т.к. идет увеличивание энергии Гиббса – увеличиываеться , но возможно самопроизвольное протикание реакции в другом направлении.
3. ∆G=0 реакция может протикать как в прямом так и в обратном направлении .
Хими́ческий потенциа́л μ — один из термодинамических параметров системы, а именно энергия добавления одной частицы в систему без совершения работы. Определение химического потенциала можно записать в виде:
∆Е=Т∆ S-р∆V+μ∆N
где Е — энергия системы, S — её энтропия, N — количество частиц в системе.
Эта формула определяет, кроме химического потенциала μ, также давление P и температуру T.
Стандартные энтропия и энергия Гиббса.
Изменение энергии Гиббса система при образоваия 1 моль вещества из простых веществ при Т=298К – энергия Гиббса образования вещества.
Энергия гиббса образования простых веществ = 0
Если вещества находяться в стандартных условиях то энергия гиббса – стандартная энергия Гиббса данного вещества . ∆G0
Значение энергии Гиббса химических реакций как функция состояния независит от пути перехода системы а зависит лишь от начального и конечного состояния системы.
(формула)
Связь между стандартной и ∆G выражается уравнением – изотермой Ванг- Гуфа.
(формула)
При изохорном V=конст система может быть описана характерной функцией Гельмгольца ∆F- свободная энергия Гельмгольца.
|
| |
|
|
