5.Второй закон термодинамики. Обратимые и необратимые процессы. Энтропия. Способы расчета энтропии.

Формулировки:

Р. Клаузиус: Невозможен процесс, единственным результатом которого является переход теплоты от более холодного тела к более горячему

У. Томсон: Теплота наиболее холодного из участвующих процессе тел не может служить источником работы

Существует функция состояния системы (энтропия), определяющая направление самопроизвольного процесса: в изолированной системе самопроизвольно могут протекать только те процессы, при которых происходит увеличение энтропии

Энтропия (S)

S =Q\ T [ Дж/K ] или энтропийные единицы э.е.

Физический смысл энтропии: мера беспорядка в системе Формула Больцмана:

S= k* lnW

k=R/NA = 1.38*10-23 Дж/К – постоянная Больцмана.W - число микросостояний, которыми реализуется данное макросостояние.

Обратимый процесс- это процесс при котором в любой фазе все части системы находятся в равновесии друг с другом и окружающей средой.

Необратимым называется процесс, который нельзя провести в противоположном направлении через все те же самые промежуточные состояния.

6.Тепловая теорема Нернста. Третий закон термодинамики. Постулат Планка. Абсолютная энтропия.

Теорема: При абсолютном нуле и вблизи него ряд свойств индивидуальных твердых тел перестает зависеть от температуры. Вблизи нуля все процессы протекают без изменений энтропии.

Третий закон термодинамики (Планк) энтропия чистых веществ при абсолютном нуле равна нулю S=0.

Планк выдвинул постулат: энтропия идеального кристаллического тела при абсолютном нуле равна нулю.

Изменение энтропии некоторой системы при нагревании её от абсолютного нуля до температуры T при постоянном давлении. Из первого и второго начал термодинамики имеем:

Отсюда:

Учитывая, что ST=0 = 0, получим:

7.Свободная энергия Гиббса. Свободная энергия Гельмгольца. Критерии направленности процессов и равновесия в термодинамических системах.

Свободная энергия Гиббса G часть внутренней энергии которую можно превратить в химическую работу при постоянном Р и T.

ГИББСА - ГЕЛЬМГОЛЬЦА УРАВНЕНИЯ - термо-динамич. соотношения, устанавливающие связь между внутренней энергией U и Гелъмголъца энергией (свободной энергией) F или между энтальпией H и Гиббса энергией (свободной энтальпией) G:

8.Парциальные мольные величины. Химический потенциал. Фугитивность

Парциальная мольная величина компонента (п.м.в.к.) – частная производная от любой экстенсивной переменной (Z) по количеству данного компонента (в молях) при постоянных давлении, температуре и числах молей каждого из остальных компонентов многокомпонентной термодинамической системы.

Хими́ческий потенциа́л \mu — термодинамическая функция, применяемая при описании состояния систем с переменным числом частиц. Определяет изменение термодинамических потенциалов (энергии Гиббса, внутренней энергии, энтальпии и т. д.) при изменении числа частиц в системе. Представляет собой энергию добавления одной частицы в систему без совершения работы. Определение химического потенциала можно записать в виде:

де Е — энергия системы, S — её энтропия, N — количество частиц в системе.

Фугитивность (летучесть)— термодинамическая функция, используемая для расчетов свойств реальных газов с использованием термодинамического соотношения для идеальных газов при повышенных давлениях. Фугитивность обозначаемая f, аналогична понятию активности для растворов и является функцией давления Р, температуры T и концентрации каждого компонента смеси. Отношение f/P, называется коэффициентом фугитивности, для идеального газа он равен единице.