Расчет изменения энтропии в изометрических процессах и при изменении температуры
Энтропия это экстенсивная величина. Т.е если разбивать процесс на стадии то энтропия будет равна сумме энтропий на каждой стадии.
-5…100°C
1) нагрев кристаллов воды -5-0°C
ΔS1 = n * Cp * ln T2/T1
T2 = -5+273
T1= 0+273
2)Фазовый переход (плавление льда)
ΔS2 = ΔHф.п / Т (273К)
3)Нагрев жидкой воды
0…100°C
ΔS3 = n * Cp * ln T2/T1
T2 = 373
T1= 273
4) Изменение агрегатного состояния
ΔS4 = ΔHф.п / Т
ΔS = ΔS1+ ΔS2+ ΔS3+ ΔS4
Статистический характер второго начала термодинамики. Вероятность состояния системы и изменение вероятности состояния при самопроизвольных процессах. Энтропия и ее связь с вероятностью состояния системы. Формула Больцмана.
Статистический характер энтропии описан Больцманом . Для изолированных систем.
S = K * lnω
где k = 1.38 10-23 Дж/К - постоянная Больцмана (k = R / NA), ω - так называемая термодинамическая вероятность, т.е. число микросостояний, которые соответствуют данному макросостоянию системы Формулу называют формулой Больцмана.
Статистический характер заключается в том что ур-е применимо только к макросистемам (большое число обьектов) от менее вероятного к более вероятному стремится система.
10)Термодинамические потенциалы. Энергия Гельмгольца (изохорно-изотермический потенциал) и ее связь с максимальной работой процесса. Стандартная энергия Гиббса и энергия Гельмгольца в самопроизвольных процессах. Критерии термодинамического равновесия.
Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал)
Энергия Гельм-Гольца (изохорно-изотермический потенциал)
В закрытых и открытых системах истинным критерием направленности является энергия Гиббса -G, и энергия Гельм-гольца – F. Исходя из 1 начала термодинамики δQ=dU+δA', если в системы кроме работы расширения совершается еще и полезная работа, то δA=δÁ'+PdV – общая полезная работа расширения
δQ = TdS отсюда следует
TdS = dU+ δÁ' + PdV
- δÁ' = dU + PdV - TdS
- δÁ' = d(U + PV – TS)
- δÁ' = d (H - TS)
- δÁ' = AG
ΔG = -A'max
Max полезная работа совершается за счет убыли энергии Гиббса при постоянной температуре и давлении. Основное ур-е термодинамики ур-е Гиббса ΔG =ΔH – TΔS T=298° Если процесс самопроизвольный то ΔG<0 при таком значении говорят о том что процесс самопроизвольный, протекает в прямом направлении в стандартных условиях.
ΔН<0 ΔS>0 отсюда следует ΔG<0
Если ΔН<0 ΔS<0 отсюда следует ΔG<0, если |ΔH|>|TΔS| при низких температурах
ΔН>0 ΔS>0 отсюда следует ΔG<0, если |ΔH|<|TΔS| при высоких температурах
ΔF=U – TS
ΔF=ΔU° – TΔS°
ΔFv,t = -A'max
ΔFp,t = 0 ΔGp,t = 0 это состояние химического равновесия
ΔFp,t > 0 ΔGp,t >0 то процесс не самопроизвольный он не идет в прямом направлении при данных условиях.
Характеристические функции. Уравнение Гиббса-Гельмгольца. Химический потенциал.
Характеристические функции называют термодинамические функции (ΔS, ΔH, ΔG и т.д) через их производные можно выразить свойства системы (V, T, P, S).
ур
–я Гиббса-Гельмгольца
Химический потенциал. Признак системы- ее состав качественный и количественный. Его изменение пропорционально изменению энергии Гиббса в ней.
Связь м.д энергией Гиббса и кол-ом в-ва в системе осуществляется ч.з химический потенциал – μ (мю). μ компонента = приращению G при добавлении 1 моль этого компонента к большому обьему системы при постоянном температуре и давлении.
т.о (∂G/∂ni)p,t,ni = μi μ = dG/dn
μ – экстенсивная величина (зависит от обьема системы, суммируется, зависит от массы) может быть рассчитана С
μi = μi° + RTlnCi
μ° - стандартный химический потенциал
Сi – концентрация в-ва
Если газы μi = μi° + RTlnP