II закон термодинаміки.

II закон термодинаміки встановлює напрямки і межі самовільного процесу. Вперше II закон сформулював у 1747 р. М.В.Ломоносов. Формулювання підтвердив Клаузіус, яке формулюється так: тепло завжди самовільно переходить від гарячого тіла до холодного до тих пір, доки у системі не настане рівновага.

У випадку тепла фактором інтенсивності є температура. У випадку дифузії – концентрація, у випадку газів – тиск, у випадку електрики - потенціали.

Всю внутрішню енергію системи розглядають як суму двох додатків цільної енергії і зв'язаної.

U= G+ g

Вільна енергія - це та енергія, за рахунок якої система здійснює роботу -G.

Зв'язана - це та енергія, яка розсіюється у навколишнє середовище - g.

Н = U + pV

H= G + pV+ g

Потенціал Гельмгольца - вільна енергія для конденсованих систем F.

Зв'язана енергія дорівнює g = Т ∙ S.

Ентропія – міра зв’язаної енергії необратимості S. Змінення енергії Гіббса позначається G.

Для самовільного процесу рухомою силою є ентальпія H, ентропія S, або енергія Гіббса G.

1) Якщо Н = 0 ( процес невиділення і непоглинання енергії ), то самовільно буде йти той процес, який буде супроводжувати збільшення ентропії.

2) Якщо S = 0, то самовільно буде йти той процес, який супроводжує зменшення внутрішньої енергії, а саме зменшення ентальпії.

3) Якщо ні S, ні Н = 0, то силою, яка керує процесом, буде G

а) якщо G  0, буде йти прямий процес;

б) якщо G  0, буде йти зворотний процес;

в) якщо G= 0, система буде у рівновазі.

Лекція № 5

Тема: Загальна характеристика розчинів, засоби вираження концентрації

Мета: Вивчити властивості розчинів, основні типи розчинів за агрегатним станом розчинника та розчиненої речовини, вміти користуватися формулами для визначення масової частки речовини, молярної та моляльної концентрації.

Фазові рівноваги. Загальні умови. Правило фаз.

Прикладом фазового переходу може бути перехід солі з осаду в розчин та з розчину в осад у насиченому розчині солі у воді. У такій системі 2 фази: тверда - сіль; рідка - розчин.

Будь-яка система складається з компонентів. Дана гетерогенна система складається з 2 компонентів.

Фазовий перехід та фазову рівновагу можливо побачити в такій системі як вода у закритому посуді. У такій системі можливо побачити перехід: води у пару та пари у воду.

Якщо у воді створити такі умови: Т = 0, 0098° С та тиск 4, 579 мм. рт. ст., вода при цих умовах може знаходитися одночасно у всіх трьох агрегатних станах. У такій системі можливо спостерігати 3 фази. І попередня система і ця система - однокомпонентні системи.

Фаза - це сукупність тіл системи однорідних за своїм складом та за своїми властивостями і відділених від інших частин системи межею розподілу.

Компонентом системи є така частина системи, яка може бути виділена системи, не змінюючи своїх властивостей. Кожна система завжди має якусь кількість параметрів для даних умов, які можливо змінювати у даних межах, не змінюючи кількість фаз у системі. Такі термодинамічні параметри називають ступені вільності.

Ступені вільності системи мають велике практичне значення, оскільки дають можливість створювати необхідні умови у виробництві для одержання потрібної фази, тобто дають можливість регулювати технологічні процеси так, як ці потрібно для народного господарства.

Кількість ступенів вільності визначають правилом фаз.

Правило фаз чи закон фаз був відкритий американським вченим Гіббсом:

С = К + 2 - Ф

де, С - кількість ступенів вільності

К - кількість компонентів

Ф - кількість фаз

З цього рівняння видно, що кількість ступенів вільності тим більше, чим більше компонентів та менше фаз. Кількість ступенів вільності знаходять спеціальних діаграмах стану.

Правило фаз було вивчено російським вченим Курнаковим. Особливе значення вчення Курнакова у вигляді фізико-хімічного аналізу фазового переходу знайшло застосування у металургії, виробництво солі та її сплавів.