Термодинамиканың екінші заңының статистикалық сипаты

Пән: Химия
Жұмыс түрі: Реферат
Тегін: Антиплагиат
Көлемі: 7 бет
Таңдаулыға:

ҚАЗАҚСТАН РЕСПУБЛИКАСЫНЫҢ БІЛІМ және ҒЫЛЫМ МИНИСТРЛІГІ

СЕМЕЙ қаласының ШӘКӘРІМ атындағы МЕМЛЕКЕТТІК УНИВЕРСИТЕТІ

Оқу пәні : «Физикалық және коллоидтық химия»

Тақырыбы : «Термодинамиканың екінші заңының статистикалық сипаты. »

Шифр, мамандық : 5В072100 «Органикалық заттарының химиялық технологиясы»

Орындаған : ХО-303 тобы Наурызбаева Б.

Тексерген :Баяхметова Б. Б.

Семей 2015

Жоспары:

1) Термодинамиканың екінші заңының статистикалық сипаты. Энтропия және термодинамикалық ықтималдылық.

2) Гиббстің негізгі теңдеуі және қосымша термодинамикалық функциялар.

3) Изохоралық-изотермиялық және изобаралық-изотермиялық потенциалдар.

Термодинамиканың екінші заңының статистикалық сипаты. Энтропия және термодинамикалық ықтималдылық.

Термодинамиканың екінші заңы абсолюттік заң емес, статистикалық заң болып саналады, яғни молекулалар саны өте көп болғанда және қарастырылған жүйенің шамасы үлкен болғанда ғана қолданылады. Егер жүйенің шамасы өте аз болса, бұл заңның қолдану ықтималдылығы да азая түседі.

Статистикалық физикада термодинамикалық ықтималдылықты жүйе жағдайының ықтималдылығы ретінде қарастырады. Жүйенің жағдайы оның көптеген микро жағдайымен сипатталады. Осы микро-жағдайлардың санын термодинамикалық ықтималдылық деп атайды. Берілген микрожағдайдың термодинамикалық ықтималдылығын табу үшін молекулалардың әр түрлі ұяларда топтасып таралу санын есептеу керек. Егер N молекулалар n ұяларда біріншісінде N ₁ , екіншісінде N ₂ т. с. с. болып таралатын болса, онда термодинамикалық ықтималдылық (W) мынаған тең:

W=N! / N ₁ ! / N ₂ ! / N ₃ !

Факториал белгісі «/!/» мынаны көрсетеді:

N! =1*2*3…* N (0! =1)

Л. Больцман өздігінен жүретін процестер олардың соңғы жағдайының ықтималдылығы бастапқы жағдайына қарағанда көп болса, яғни соңғы жағдай микрожағдайлардың өте көп санымен жүзеге асатын болса ғана жүреді деген болжам айтты.

Гиббстің негізгі теңдеуі және қосымша термодинамикалық функциялар.

Термодинамикадағы көптеген математикалық түрлендірулер осы термодинамиканың қайтымды процестер үшін бірінші және екінші заңдарының біріккен теңдеуінің негізінде жасалады. Ол теңдеуді:

dU=T*dS-PdV-ɸ*dq-σds-P _k dn _k

Дж. Гиббс термодинамиканың негізгі теңдеуі деп аталады.

Ішкі энергияның өзгеруі (dU), температура (Т), қысым (Р), электрлік потенциал (ɸ), беттік керілу (σ) т. б. әр түрлі жалпыланған күштерді (P _k ), энтропия (S), көлем (V), заряд (q), беттік аудан (s) және басқа да әртүрлі жалпыланған координаттардың өзгеруіне көбейткендегі шамалардың өосындыларымен анықталып отыр. Бұл жағдайда қайтымды процестер үшін барлық шамалар қарастырылатын жүйе сипатталады.

Ішкі энергия. Жүйенің массасы мен құрамы тұрақты және жүйенің жасайтын жұмысы тек газ ұлғаюының жұмысы δA=PdV деп қарастырайық. Егер ішкі энергияны көлем мен энтропияның функциясы, яғни U=f (V, S ) деп қарастырсақ, онда басқа параметрлер ( Т және Р) энтропия және көлеммен мынадай байланыста болады:

dU≤TdS- δA ; dU ≤TdS-PdV

Энтальпия. Егер тәуелсіз айнымалылар ретінде қысым мен энтропияны алсақ, онда функция ретінде энтальпияны қарастыруға болады, яғни

H=ƒ( PS) . Күй жағдайдың басқа параметрлермен (T, V) осы шамалардың байланысын теңдеудегі - pdV өрнегін теңсіздіктің сол жағына шығарып және осы теңдеудің екі жағына да VdP өрнегін жазып көрсетуге болады:

dU+ PdV+VdP≤TdS+VdP

d(U+PV) ≤ TdS+VdP

dH≤TdS+VdP

Егер қысым мен энтропияны жүйеде тұрақты етіп ұстасақ, онда: dH≤0. Бұдан изобарлық-изоэнтроптық жағдайда жүйеде өздігінен жүретін процестер энтальпияны азайтатынын, ал тепе-теңдік жағдайында энтальпия мәнінің ең аз шама болатынын көреміз.

Изохоралық-изотермиялық және изобаралық-изотермиялық потенциалдар.

Жабық және ашық жүйелерде процесс барысында әрі энтропия, әрі энергия өзгереді. Сол себептен осы жүйелерді сипаттау үшін процестің қозғаушы күші болып есептелетін энтропиялық және энергетикалық жағдайды бірдей ескеретін басқа функциялар пайдаланылады. Ондай жаңа функциялар Гиббс және Гельмгольцтің еңбектерінің арқасында термодинамикада кең қолданыла бастады, сол себетпен оларды Гиббс және Гельмгольц энергиялары деп атайды. Егер өздігінен жүретін процестерде энтропия өсетін болса, бұл функциялар азаяды. Гиббс және Гельмгольц функцияларын термодинамикалық потенциалдар деп атайды, өйткені олардың өлшем бірлігі энергияның өлшем бірлігіндей және олардың жүйенің бастапқы жағдайынан соңғы жағдайына көшкендегі өзгерісі сол жүйенің өздігінен осы жағдайға көшкендегі істеген жұмысына тең.

а) изохоралық-изотермиялық потенциал. Пайдалы жұмыс жасалмайтын (δA=0) жабық жүйеге көлем мен температура бойынша функция алу үшін теңдкуді былай жазайық:

dU- TdS=- PdV.

Бұл теңдеуде көлем мен энтропияның функцианалы бар. T мен S-тің көбейтіндісінің толық дифференциалы болу үшін Т-ның дифференциалы болу керек, ендеше теңдіктің екі жағына да SdТ жазайық сонда:

dU- TdS- SdТ=- PdV- SdТ

d(U-TS) =- PdV- SdТ

(U-TS) өрнегін Ғ әрпімен белгілесек:

Ғ= U-TS

dҒ=-рdV- SdТ

Мұндағы Ғ-іздеп отырған Т мен V-ның функциясы, оны изохоралық-изотермиялық потенциал немесе Гельмгольц энергиясы деп атайды. Процестің жүруін және тепе-теңдікті сипаттайтын оның қасиеті изохорлық-изотермиялық потенциал тек қана кемиді екен. Егер Т мен V тұрақты болып, процесс қайтымды болса, онда Ғ потенциалы теңдеу бойынша өзінің тұрақты мәнін сақтайды.

ә) изобаралық-изотермиялық потенциал. Әдетте бұл потенциал G әрпімен белгіленеді. Оны мынадый теңдікпен көрсетуге болады:

G=Н- TS

немесе:G= U-TS+PV

Мұндағы G= ƒ( Т, Р) . Бұл функцияны былай аламыз

dU- TdS- SdТ+ PdV+VdP=- SdТ+VdP

G изобаралық-изотермиялық потенциал немесе Гиббс энергиясы деп аталады. Ол изобаралық-изотермиялық жағдайдағы әртүрлі химиялық және фазалық тепе-теңдіктерді зерттеу үшін жиі қолданылады. Өйткені мұндай жағдайды өте оңай ұстауға болады.

Кейбір термодинамикалық функциялардың әртүрлі жағдайларда жазылуы

... жалғасы

Сіз бұл жұмысты біздің қосымшамыз арқылы толығымен тегін көре аласыз.