7.Энтропия и термодинамическая вероятность. Уравнение Больцмана. Расчёт изменения энтропии в изотермическом, изобарном и изотермическом процессах.

Энтропия (S)– мера неупорядоченности системы.

Уравнение Больцмана:

S=klnW, где W – ТД вероятность; k – постоянная Больцмана.

ТД вероятность(W)– величина, которая определяется числом микросостояний, которым может быть реализовано макросостояние.

Энтропия зависит от:

1. Агрегатного состояния - Sг>Sж>Sтв

2. От давления – чем выше давление, тем ниже энтропия

3. От объема – чем выше объем, тем выше энтропия

4. От температуры =>>

Расчёт изменения энтропии в изотермическом, изобарном и изохорных процессах:

7. Изотермический T=const

   1. Фазовый переход ∆S=∆Hфп/Тфп

   2. Расширение идеального газа ∆S= νRlnV2/V1

8. Изобарный P=const ∆S= νCplnT2/T1

9. Изохорный V=const ∆S= νCvlnT2/T1

8.Постулат Планка. Абсолютная энтропия. Зависимость энтропии от температуры. Расчёт энтропии при различных температурах.(задачи?)

Постулат Планка:

Энтропия идеального кристалла при Т=0К равна нулю.

Расчет абсолютной энтропии:

9. Термодинамические потенциалы. Фундаментальное уравнение термодинамики.

Смысл ТД потенциала:

Падающий груз летит вниз, а не вверх, в сторону уменьшения потенциальной энергии. Т.о. самопроизвольные процессы, где ∆S<0. Когда груз достигает земли (равновесие), то изменение силы равно 0, а максимальная работа груза при падении Amax=-∆E.

Фундаментальное уравнение термодинамики:

Связывает 1 и 2 законы ТД.

Для закрытых систем:

dU=TdS-∑Yidyi

Для открытых систем:

dU=TdS-∑Yidyi+∑μidni, где μ - химический потенциал, dni – изменение числа моль для этого в-ва, ∑μidni – обмен энергией, связанный с обменом в-ва.

10.Энергия Гиббса и Гельмгольца. Критерии равновесия и самопроизвольного протекания процессов. Энтальпийный и энтропийный фактор.

Энергия Гиббса G – это та часть всей энергии системы, которую можно использовать для совершения максимальной работы.

Энергия Гельмгольца A — это та часть внутренней энергии системы, также определяющая работоспособность и может быть применена для совершения максимальной работы.

Они не зависят друг от друга и их величины противоположны, и процесс идет в сторону той реакции, при которой изменение величины больше. Разность между этими величинами определяет свободную энергию реакции (при постоянных температуре и давлении). Ее изменение в реакции определяется разностью сумм энергий Гиббса конечных продуктов реакции и исходных веществ:

ΔG= G_кон – G_исх

При постоянных температуре и давлении изменение энергии Гиббса связано с энтальпией и энтропией следующим выражением:

ΔG = ΔH– TΔS

Здесь изменение энергии Гиббса учитывает одновременно изменение энергетического запаса системы и степень ее беспорядка (самопроизвольность протекания процесса).

Т.к. энергия Гиббса является мерой самопроизвольности протекания процесса, то между знаком ΔG для любой реакции и ее самопроизвольным протеканием (при постоянных температуре и давлении) существуют такие зависимости:

1. Если ΔG отрицательно (ΔG<0), то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении.

2. Если ΔG равно нулю (ΔG=0), то реакция находится в равновесном состоянии.

3. Если ΔG положительно (ΔG>0), то реакция протекать самопроизвольно в прямом направлении не может. Однако обратная реакция идет самопроизвольно.

ΔH	ΔS	ΔG	Протекание реакции
˂0	>0	Всегда ˂0	Реакция самопроизвольна при любых температурах, обратная реакция всегда несамопроизвольна
>0	˂0	Всегда >0	Реакция несамопроизвольна при любых температурах, обратная реакция самопроизвольна
˂0	˂0	При низких температурах ˂0, при высоких температурах >0	Реакция самопроизвольна при низких температурах, обратная реакция становится самопроизвольной при высоких температурах
>0	>0	При низких температурах >0, при высоких температурах ˂0	Реакция несамопроизвольна при низких температурах, но при высоких температурах становится самопроизвольной