59.Понятие об энтропии, энтропия биологических систем. Второе начало термодинамики.

Второй закон термодинамики связан непосредственно с необратимостью реальных тепловых процессов. Энергия теплового движения молекул качественно отличается от всех других видов энергии – механической, электрической, химической и т. д. Энергия любого вида, кроме энергии теплового движения молекул, может полностью превратиться в любой другой вид энергии, в том числе и в энергию теплового движения. Последняя - может испытать превращение в любой другой вид энергии лишь частично. Поэтому любой физический процесс, в котором происходит превращение какого-либо вида энергии в энергию теплового движения молекул, является необратимым процессом, то есть он не может быть осуществлен полностью в обратном направлении. Общим свойством всех необратимых процессов является то, что они протекают в термодинамически неравновесной системе и в результате этих процессов замкнутая система приближается к состоянию термодинамического равновесия.

Второе начало термодинамики устанавливает наличие в природе асимметричности, т.е. однородности всех происходящих в ней самопроизвольных процессов. Об этой асимметричности свидетельствует всё вокруг. Горячие тела со временем охлаждаются, но холодные сами по себе не становятся горячими. Прыгающий мяч останавливается, но покоящийся сам по себе не начинает подскакивать.

Полное кол-во энергии должно сохраняться в любом процессе, а вот распределение имеющейся энергии изменяется необратимым образом.

Второе начало термодинамики указывает естественное направление, в котором происходит перераспределение энергии. Для определения меры необратимого рассеивания энергии вводят величину – энтропию. Она указывает на возможность самопроизвольного достижения системой того или иного состояния. Определённая как сумма приведённых теплот, энтропия является функцией состояния и остаётся постоянной при обратимых процессах, тогда как в необратимых — её изменение всегда положительно.

Определяют энтропию так: если она выше в состоянии В, чем в состоянии А или С, то состояние В может возникать самопроизвольно.

60.Реальные газы, силы молекулярного взаимодействия. Уравнение Ван-дер-Вальса

Молекулярно-кинетическая теория позволяет понять не только, почему в-во может нах-ся в 3-х сост-ях, но и объяснить процесс перехода в-ва из одного сост-ия в др. В отк-ых сосудах кол-во любой жидкости (ж-ти) уменьшается вследствие испарения. При хаотическом движении молекулы ж-ти могут приобретать такую большую кинет. Е, что покидают ж-ть, преодолевая силу притяжения со стороны др. молекулы. Одновр-но проходит др. процесс – переход части молекул пара в ж-ть (конденсация). Если сосуд отк-ый, испарение может не компенсироваться конденсацией. Если сосуд плотно закрыть, то убывание ж-ти прекратиться, т.к. система жидкость-пар придёт в сост-иединамич-го равновесия между ж-тью и паром. Пар, нах-ся в сост-иидинамич-го равновесия со своей ж-тью – насыщенный. При сжатии пара равновесие начнёт нарушаться, плотность увеличится и из газа в ж-ть начнёт переходить большое кол-во молекул, чем из ж-ти в газ. Процесс продолжается, пока конц-ия молекул насыщ-го пара не примет прежнее значение. Т.о., конц-иянасыщ-го пара не зависит от V. Т.к. давление пропорц-но конц-ии газа и температуре, то и давление насыщ-го пара не зависит от занимаемого им объёма: p=n*K*T. Независимое от объёма давление насыщ-го пара, нах-ся в равновесии со своим паром, наз-ся давлением насыщ-го пара. Состояние насыщ-го пара ≈ описывается ур-нием идеального газа: p*V=m*R*T/M. Т.к. давление не зависит от V, то следует, что оно зависит только от Т. Для идеального газа зависимость р(Т) является прямопропорц-ой. Для насыщ-го пара с увеличением Т давление растёт быстрее, т.к. растёт не только вследствие увеличения Т, но и вследствие увеличения плотности пара. Когда вся ж-ть испарится, пар перестаёт быть насыщ-ым и его давление будет возрастать прямопропорц-но. Ур-ниюКлайперона-Менделеева абсолютно точно подчин-ся только идеальный газ. Реальные газы подчин-сяур-нию лишь при небольших p и достаточно высоких T. При высоких р и низких Т уже нельзя пренебрегать размерами молекул и считать их матер-ми точками. Нельзя, когда молекулы нах-ся на малых расстояниях, пренебрегать силами взаимодействия между ними. Для получения ур-ния, более точно описывающего поведение реальных газов, надо основываться на др.модели. Ванн-дер-Вальс в 1873 г. вывел ур-ние, основанное на следующей модели: молекулы газа предст-ют собой упругие тв. шары, между которыми действуют силы взаимного притяжения. На очень малых расстояниях проявляются силы отталкивания. В соответствии с этой новой моделью в уравнение Клайп.-Менд. было внесено 2 поправки. 1-ая – на недоступный объём. При сжатии газ уменьшается не на весь объём, а лишь разность между V газа и V его несжимаемой части, к-ая должна равняться сумме объёмов всех молекул; на самом же деле она равна учетверённому V молекул. Т.о. поправка, к-ая обозначается b – недоступность для сжатия объёма. 2-я – на давление. Дело в том, что реальные газы, по сравнению с идеальными, производят на стенку меньшее давление. Это обусловлено взаимным притяжением молекул. След-но, для того, чтобы было применено ур-ниеКлайперона-Менделеева к реальному газу, необходимо внести поправку. Вместо реального давления р газа подставить в ф-лу сумму давлений р+р,. Величина р, - молекулярное давление. Установлено, что р,=а/V2 (p+a/V2)*(V-b)=RT