Praktinė pamoka 1, 2. Užduočių sprendimas pagal pusiausvyros termodinamika(4 valandos)

Pamokos planas: Antrasis termodinamikos dėsnis. Antrojo termodinamikos dėsnio (dėsnio) formuluotės. Entropija ir jos savybės. Entropijos pokyčių skaičiavimas įvairiuose pusiausvyros procesuose. Entropija nepusiausvyriniuose procesuose. Problemų sprendimo pavyzdžiai.

Entropijos samprata

Entropiją, žymimą S raide, R. Klausius įvedė analizuodamas medžiagą ant šiluminių variklių, iš pradžių vadinamosios „sumažintos šilumos“ pavidalu.

čia Q yra šilumos kiekis, kurį sistema keičia su aplinka grįžtamojo proceso metu; T - temperatūra.

Iš (1) matyti, kad entropija matuojama džauliais vienam kelvinui (J/K). Entropija yra būsenos funkcija, t. y. jos pokytis nepriklauso nuo kelio, kuriuo vyksta šis pokytis, bet yra nulemtas tik entropijos verčių skirtumo galutinėje ir pradinėje būsenose. Be to, entropija. didelę sistemos savybę. Tai reiškia, kad visos sistemos entropiją (S) galima rasti susumavus visų sistemų entropijos reikšmes. komponentai sistemos () :

Klausius įrodė, kad nepaisant to, kad šiluma yra perėjimo funkcija ir priklauso nuo proceso kelio, šilumos santykio reikšmė absoliuti temperatūra nepriklauso nuo proceso kelio, t.y. tai yra būsenos funkcija. Ši būsenos funkcija yra entropija. Iš pozicijos, kad entropija yra būsenos funkcija, išplaukia, kad be galo mažas entropijos pokytis yra visiškas skirtumas, o baigtinis entropijos pokytis dėl tam tikro proceso gali būti nustatytas kaip

(3)

Parašykime išraišką (1) be galo mažiems dydžiams

https://pandia.ru/text/80/204/images/image008_28.jpg" width="168" height="63">(5)

Formulės (3 −5) − pagrindinės formulės entropijai apskaičiuoti. Atskleidus reikšmę, dQSΔ galima apskaičiuoti kiekvienu konkrečiu atveju.

Vadovaujantis Clausiaus samprotavimais, visada galima įvesti naują teigiama vertė, kuris yra skirtumas tarp TdS ir esant negrįžtamiems pokyčiams. Ši vertė nustatoma pagal ryšį:

(6) lygtį galima pertvarkyti

kur grįžtamiems pokyčiams ir 0=′Qd0>′Qd – negrįžtamiems.

Klausius tai pavadino nekompensuota šiluma. IN klasikinė termodinamika duota vertė buvo daugiau kokybinio pobūdžio. Paprastai buvo tiesiog nurodoma, kad Qd′0=′Qd grįžtamiems pokyčiams ir negrįžtamiems pokyčiams, o reikšmė 0>′QdQd′ nebuvo skaičiuojama.

Beje, terminas „nekompensuota šiluma“ nėra visiškai tinkamas. Šiluma yra energija, kuria sistema keičiasi su išoriniu pasauliu ir todėl eina per paviršių, ribojantį sistemą nuo išorinis pasaulis. O ta šiluma, kurią Clausius vadino nekompensuota, kyla dėl procesų, vykstančių pačioje sistemoje.

Reikėtų pažymėti, kad ant moderni scena plėtra fizikinė chemija galima kiekybinis įvertinimas entropijos padidėjimas negrįžtamų procesų metu.

Viena iš antrojo termodinamikos dėsnio formuluočių yra tokia: bet kuriai izoliuotai sistemai, kuri yra nepusiausvyros būsenoje, laikui bėgant entropija didėja, o jos augimas tęsiasi tol, kol sistema pasiekia pusiausvyros būseną.

Šis dėsnis dar vadinamas didėjančios entropijos dėsniu. Matematiškai tai galima parašyti formoje

kur nelygybės ženklas reiškia nepusiausvyros procesą, o lygybės ženklas reiškia pusiausvyrą.

Iš (8) išraiškos išplaukia, kad izoliuotos sistemos entropija gali tik didėti, bet niekada negali mažėti. Esant pusiausvyrai, entropija yra didžiausia.

Visi entropijos pokyčių skaičiavimai įvairūs procesai yra pagrįstos Clausius nelygybės naudojimu, kuri susieja entropijos pokytį dS su šilumos kiekiu, kurį sistema keičia su aplinka esant temperatūrai T

Negrįžtamų procesų šaltiniai gali būti: difuzija, sistemos išsiplėtimas, kai yra slėgio skirtumas tarp jos ir aplinkos, šilumos perdavimas, kai skirtingos temperatūros, spontaniškos cheminės reakcijos sistemos tūryje ir kiti išsisklaidymo procesai, susiję su negrįžtamu darbo pavertimu šiluma. Nelygybė (9) tenkinama neatsižvelgiant į negrįžtamo proceso priežastį, todėl sistemoje pastebimas išleidimas papildomas kiekisšiluma. Kaip minėta anksčiau, R. Klausius šią nepusiausvyrinių procesų sukeltą šilumą pavadino nekompensuota šiluma.

Yra žinoma, kad jei procesas vyksta pusiausvyrai ir grįžtamai, tada atliktas darbas yra maksimalus. Jei procesas yra negrįžtamas, tada darbas yra mažesnis nei in grįžtamasis procesas, dalis atrodo prarasta. Pagal pirmąjį termodinamikos dėsnį „prarastas“ darbas turi pasirodyti kitu pavidalu, pavyzdžiui, nekompensuotos šilumos pavidalu, kuri visada yra neneigiama: didesnis už nulį negrįžtamuose procesuose, grįžtamuose procesuose lygus nuliui.

At izoterminiai procesai nelygybę (10) galima užrašyti kaip lygybes

Kur yra entropijos pokytis, kurį sukelia pusiausvyros šilumos mainai su aplinka (indeksas „e“ iš lotynų kalbos išorinis. išorinis);

entropijos augimas dėl negrįžtamų procesų sistemoje (indeksas „i“ iš lotynų kalbos vidinis - vidinis).

Tam tikros sistemos entropijos vertės negalima išmatuoti tiesiogiai eksperimentiškai, tačiau ją galima apskaičiuoti naudojant formulę

Ši formulė leidžia rasti absoliuti vertė entropija, bet entropijos skirtumas dviejose sistemos būsenose, t.y. entropijos pokytis pereinant sistemai iš 1 būsenos į 2 būseną.

Lentelėje 1 lentelėje pateikti pagrindiniai ryšiai, apibūdinantys entropijos kitimą įvairiuose procesuose. Lentelės analizė 1 parodyta, kad bet kuriai sistemai (izoliuotai, uždarai arba atvirai) entropijos pokytis dėl vidinių priežasčių ne neigiamai, tai yra teisinga. 0≥ Sdi

Nepusiausvyros termodinamikos (nepusiausvyros procesų termodinamikos) tyrimai bendrus modelius sistemos, kuriose vyksta nepusiausvyros procesai: šilumos perdavimas, difuzija, cheminės reakcijos, perdavimas elektros srovė ir tt

Klasikinė termodinamika kaip mokslas apie abipusė transformacija darbas ir energija studijuoja pusiausvyros procesus. Trumpai apsistokime ties nepusiausvyros termodinamikos ypatumais.

Svarstant ir antrąjį atvirų sistemų termodinamikos dėsnį didelis dėmesys yra mokama entropijos pokyčiui. Entropijos pokytis atvira sistema gali atsirasti dėl vidinių negrįžtamų procesų pačioje sistemoje () arba dėl mainų tarp sistemos ir išorinės aplinkos procesų (). SdiSde

Chemijoje nagrinėjamose sistemose pokyčius gali sukelti, pavyzdžiui, srautas cheminė reakcija sistemos viduje ir dydį. tiekti arba pašalinti iš sistemos tiek šilumos, tiek reagentų ir produktų. SdiSde

Nepusiausvyros procesų termodinamikoje postuluojama, kad komponentai ir yra nepriklausomi, ir bendras pokytis Atviros sistemos entropija yra lygi jų sumai:

Jeigu sistemoje vyksta tik termiškai grįžtami pokyčiai, tai = 0. Jeigu yra negrįžtamų pakitimų > 0.

Izoliuotose sistemose nevyksta šilumos ir masės mainai su aplinka ir reikšmė = 0, tada (13) lygtis transformuojama į tokią formą:

y., prie klasikinės izoliuotų sistemų antrojo termodinamikos dėsnio formulavimo.

Bet koks nepusiausvyros procesas sistemoje: dujų maišymasis, savaiminis suspaustos spyruoklės ištiesinimas, cheminė reakcija - padidina netvarką molekulinė būsena sistemos. Tai kiekybiškai išreiškiama augimu termodinaminė tikimybė sistemos būklės ir didėjančios entropijos.

Svarbi nepusiausvyros procesų savybė yra ta, kad jie vyksta su terminalo greitis. Jų tyrimas iš esmės yra kinetikos sritis. Laikas nepusiausvyros termodinamikos yra parametras.

Taigi, jei entropija atsiranda laike τ, tada reikia kalbėti apie jos atsiradimo greitį τdSdi. IN užsienio literatūrašis dydis vadinamas entropijos gamyba. Dydis τdSde vadinamas entropijos mainų tarp sistemos ir aplinkos greičiu. Įvedę šias sąvokas, iš (13) lygties gauname lygtį visos entropijos kitimo sistemoje τddS sistemoje:

Teigiama τdSde reikšmė atitinka entropijos padidėjimą dėl medžiagų ir (arba) energijos mainų su išorine aplinka. Neigiama τdSde reikšmė rodo entropijos nutekėjimą iš sistemos išorinę aplinką viršija entropijos antplūdį iš išorės. Tai rodo esminį atvirų ir izoliuotų sistemų termodinaminių savybių skirtumą: atviros sistemos bendra entropija gali padidėti arba mažėti, nes τdSde reikšmė gali būti teigiama arba neigiama.

Nelygybė τdSdi> 0 galioja visada, tačiau atsižvelgiant į bendrą entropijos padidėjimą, galimi šie atvejai:

IN pastarasis atvejisįdiegta sistemoje pastovi būsena, kurioje entropijos susidarymas sistemoje dėl negrįžtamo vidinius procesus yra kompensuojamas entropijos nutekėjimu į išorinę aplinką.

Entropijos pokyčio, keičiantis temperatūrai, skaičiavimas

Sistemos, kurios temperatūra, pavyzdžiui, esant pastoviam tūriui didėja nuo T1 iki T2, entropijos pokytis apskaičiuojamas integruojant dalinę entropijos išvestinę, atsižvelgiant į temperatūrą esant pastoviam tūriui.

Kur. izochorinė sistemos šiluminė galia, J/K. V.C.

Jei nurodytame temperatūrų diapazone sistemoje nevyksta fazinės transformacijos, integracija (15) suteikia tokią išraišką:

Entropijos pokytis ties pastovus slėgis galima rasti integruojant dalinę entropijos išvestinę temperatūros atžvilgiu esant pastoviam slėgiui

Kur. sistemos izobarinė šiluminė talpa, J/K.

Sprendžiant (16) ir (18) lygtis, galimi du atvejai. Panagrinėkime juos naudodami (18) lygtį kaip pavyzdį, ty su izobariniu temperatūros pokyčiu.

1 atvejis. Medžiagos šiluminė talpa temperatūrų intervale nuo iki nepriklauso nuo temperatūros. Tada po integracijos (18) turime

Pastovi šiluminė talpa dažniausiai būdinga idealios dujos, būtent šiuo atveju (jei uždavinio sąlygose nenurodyta kitaip) entropijos pokytis izobarinio kaitinimo metu gali būti apskaičiuojamas naudojant (19) formulę. Pagal klasikinė teorija idealių dujų šiluminės talpos, galima daryti prielaidą, kad molinės izochorinės šiluminės talpos vienaatominėms ir dviatominėms dujoms idealios dujos yra atitinkamai vienodi

https://pandia.ru/text/80/204/images/image030_6.jpg" width="421" height="35">

Tačiau reikia turėti omenyje, kad kartais net ir idealioms dujoms stebima šiluminės talpos priklausomybė nuo temperatūros (tai atsitinka esant aukštai temperatūrai).

2 atvejis. Šilumos talpa yra tam tikra temperatūros funkcija.

Molinės izobarinės šiluminės talpos priklausomybė nuo temperatūros paprastai išreiškiama formos galių eilėmis

kur empiriškai rasti koeficientai. Jų reikšmės pateiktos informacinėje literatūroje. Paprastai tokiuose dalykuose galios serija atsižvelgiama tik į tris terminus: arba c, c,b, a′c, b,ac, b,a′ – priklausomai nuo to, kuriai klasei medžiaga priklauso: klasė organinės medžiagos arba neorganinių medžiagų klasė. Tiksliai į kokį koeficientą arba cс′ reikia atsižvelgti (23) lygtyje, matyti iš pamatinių duomenų lentelės, kurioje išvardyti visi koeficientai. Akivaizdu, kad jei, pavyzdžiui, pateikti koeficientai, tai koeficientas c, b, aс′ bus lygus nuliui.

Pakeitus išraišką (23) į (18), po integravimo galima gauti tokią išraišką

Naudojant (24) formulę, apskaičiuojamas medžiagos entropijos pokytis, kai jos temperatūra keičiasi nuo T1 iki T2. Šis pakeitimas taikomas vienam apgamui; jei rasta visiškas pasikeitimas entropija, reikia naudoti formulę snSΔ=Δ, kur n yra molių skaičius.

Entropijos kitimo fazinio virsmo metu skaičiavimas

Vykstant įvairiems fazių virsmams: kristalizacijai, lydymuisi, garavimui, sublimacijai ir kt., keičiasi sistemos tvarkingumo laipsnis, t.y. fazių perėjimas lydimas entropijos pasikeitimo. Pavyzdžiui, išgarinant kompaktiška kondensuota fazė virsta dujomis, kurios užima daug didesnį tūrį. Tokiu atveju medžiagos entropija turėtų gerokai padidėti. Entropija didėja einant iš kristalinė būsenaį skystį ir iš skysčio į dujas.

Panagrinėkime tokią sistemą švarus vanduo ir aplinka, kai normali temperatūra fazinis perėjimas, t.y. esant temperatūrai, kai dvi fazės yra pusiausvyroje esant 1 atm. Ledo lydymosi procesui (pusiausvyra: kietas vanduo− skystas vanduo), ši temperatūra yra 273 K, o garinimo procese (pusiausvyra: skystas vanduo − garai) 373 K. Kadangi abi fazės kiekviename nagrinėjamame faziniame perėjime yra pusiausvyroje, tai bet kokie šilumos mainai tarp sistemos ir aplinka atsiranda grįžtamai. Esant pastoviam slėgiui, šilumos kiekis atitiks entalpiją, todėl fazinės transformacijos molinė entropija f. n.sΔ galima apskaičiuoti naudojant formulę

kur fazinės transformacijos molinė entalpija; f. p.hΔ

f. p.T – fazinės transformacijos temperatūra.

Kristalizacijos ar kondensacijos metu stebimos egzoterminės fazės transformacijos (< 0), характеризующиеся neigiama reikšmė entropija. Tokiu atveju sumažėja netvarka pereinant iš skysto į kietą (kristalizacijos procesas) arba iš garų į skystį (kondensacijos procesas). Entropijos pokytis endoterminio perėjimo metu (> 0) yra teigiamas, todėl sistema tampa labiau netvarkinga. Lydymasis ir garavimas yra endoterminiai procesai, kuriuos lydi sistemos entropijos padidėjimas. f. p.hΔ

Lentelėje 2 lentelėje parodytos kai kurių medžiagų fazių virsmų molinės entropijos vertės.

Kaip matyti iš lentelės. 3, kuri suteikia standartinę kai kurių skysčių garavimo molinę entropiją virimo temperatūroje, daugelis skysčių turi maždaug tokią pačią standartinę garavimo entropiją apie 85 J/(mol. K). Tokie empirinis modelis vadinama Trutono taisykle. Troutono taisyklę galima paaiškinti, jei darome prielaidą, kad išgaravus įvairiems skysčiams ir paverčiant juos dujomis, netvarkingumo laipsnis pasirodo praktiškai vienodas, nepriklausomai nuo medžiagos. Jei tai tiesa, tada dauguma skystų medžiagų turėtų turėti artimas standartinių molinių garavimo entropijų vertes.

Reikšmingi nukrypimai nuo Troutono taisyklės pastebimi skysčiuose, kuriuose vyksta dalinis molekulių susiejimas. Pavyzdžiui, vandenyje, kuriame yra vandeniliniai ryšiai ir skysčio struktūra, garavimo metu sistema tampa labiau netvarkinga nei tuo atveju, jei molekulės būtų atsitiktinai pasiskirsčiusios tūryje. skystoji fazė.

Sistemos entropijos pokyčio, keičiantis temperatūrai ir esant fazinei transformacijai, skaičiavimas

Kadangi entropija yra būsenos funkcija, perėjimo iš pradinės būsenos į galutinę būseną kelias gali būti bet koks. Galimas variantas- grįžtamasis izobarinės temperatūros pokytis iki fazinio virsmo temperatūros, tada pats fazinis perėjimas, o tada grįžtamasis izobarinės temperatūros pokytis iki galutinės temperatūros.

Bendras entropijos pokytis susideda iš trijų terminų. Pavyzdžiui, leiskite tam tikrai sąlyginei medžiagai A izobariškai pereiti iš kietos būsenos esant temperatūrai skysta būsena temperatūroje. Jau iš problemos sąlygų aišku, kad tam tikroje temperatūroje vyksta fazinė transformacija (fazinis perėjimas) – lydymasis. Šią temperatūrą randame žinyne – nurodome ją bendras vaizdas. Pirmasis indėlis į bendrą entropijos pokytį yra kietosios sistemos kaitinimas nuo temperatūros iki lydymosi taško

Lydymosi temperatūroje kietoji būsena virsta skysta būsena, entropija staigiai keičiasi, t.y. bendras entropijos pokytis apims indėlį entropijos pasikeitimo forma fazinės transformacijos metu

Ir galiausiai, paskutinį indėlį į bendrą entropijos pokytį padarys entropijos pasikeitimas toliau kaitinant jau susidariusį skystį

Akivaizdu,

Entropijos skaičiavimas vykstant cheminėms reakcijoms

Problemų sprendimo pavyzdžiai

1 pavyzdys. Apskaičiuokite 1 kg etilenglikolio entropijos pokytį, kai jis kaitinamas nuo 100 iki 300 °C temperatūros.

Naudodamiesi žinynu nustatome, kad etilenglikolio (skysčio) – etilenglikolio (dujų) fazių virsmo temperatūra yra 479,4 K. Probleminės sąlygos temperatūrą paverčiame į termodinaminė skalė− Kelvino skalę ir darome išvadą, kad temperatūros intervalas nuo probleminių sąlygų turi būti padalintas į du intervalus. Pirmasis nuo 373 K iki 479,4 K apibūdina etilenglikolio būseną skysčio pavidalu, o antrasis intervalas nuo 479,4 K iki 573 K atitiks dujinė būsena etilenglikolis.

Atsižvelgdami į tai, kas išdėstyta pirmiau, ir reikšmes, pateiktas žinyne, gauname

Fazinės transformacijos entropijos vertė, t.y. garavimo entropijos vertė

2 pavyzdys. Kokia molinė etilenglikolio entropija 350 K temperatūroje?

Naudokime pagrindinę skaičiavimo formulę

Be to, žemesniu atskaitos lygiu laikysime absoliučią entropijos vertę esant 298 K ir 1 atm (298) stks slėgiui (tai pamatinė vertė, lygi 167,32 J/(mol. K)). Yra žinoma, kad 298 K ir 350 K temperatūroje etilenglikolis yra skystos būsenos, jo molinė izobarinė šiluminė talpa yra pastovi ir lygi, o kaip žemesnį atskaitos lygį imame absoliučią entropijos vertę esant 298 K ir 1 atm slėgiui. (298) stks (tai pamatinė vertė, lygi 167 .32 J/(mol⋅K)). Yra žinoma, kad 298 K ir 350 K temperatūroje etilenglikolis yra skystos būsenos, jo molinė izobarinė šiluminė talpa yra pastovi ir lygi https://pandia.ru/text/80/204/images/image047_2.jpg" width= "474" aukštis=" 71">

3 pavyzdys. Yra idealios dujos - benzenas, jo masė yra 0,4 kg. Jis yra 1 būsenoje esant 600 K temperatūrai ir 2,5 atm slėgiui. Jis buvo perkeltas į 2 būseną, kurioje temperatūra yra 298 K, o slėgis yra 1 atm. Kokie yra molinės ir bendrosios sistemos entropijos pokyčiai šio perėjimo metu?

Iš žinyno nustatome molinės izobarinės šiluminės talpos priklausomybės nuo temperatūros koeficientus

Raskite idealių dujų molinės entropijos pokytį šioje temperatūroje

https://pandia.ru/text/80/204/images/image051_4.jpg" width="266" height="65">

Kadangi plėtimasis yra grįžtamasis, bendras Visatos entropijos pokytis yra 0, taigi entropijos pokytis aplinką lygus dujų entropijos pokyčiui su priešingu ženklu:

b) Entropija. būsenos funkcija, todėl sistemos entropijos pokytis nepriklauso nuo to, kaip vyko procesas. grįžtamasis arba negrįžtamas. Dujų entropijos pokytis negrįžtamo plėtimosi prieš išorinį slėgį metu bus toks pat kaip ir grįžtamojo plėtimosi metu. Tačiau aplinkos entropija bus kitokia. Jį galima rasti apskaičiuojant sistemai perduodamą šilumą pagal pirmąjį dėsnį:

Šiame darinyje panaudojome faktą, kad ΔU = 0 (temperatūra pastovi). Sistemos darbas prieš nuolatinį išorinį slėgį 38

lygi A = − p(V2−V1), o aplinkos priimta šiluma lygi sistemos atliktam darbui, su priešingu ženklu.

Bendras dujų ir aplinkos entropijos pokytis yra didesnis nei 0:

kaip tikėtasi negrįžtamo proceso atveju.

5 pavyzdys. Apskaičiuokite 1000 g vandens entropijos pokytį jam užšalus –5 °C temperatūroje. Ledo tirpimo entalpija 0°C temperatūroje yra 6008 J/mol. Ledo ir vandens šiluminės talpos šiame temperatūrų diapazone laikomos pastoviomis ir lygios atitinkamai 34,7 ir 75,3 J/(mol⋅K). Paaiškinkite, kodėl užšalimo metu mažėja entropija, nors procesas yra savaiminis.

O Negrįžtamas vandens užšalimo procesas esant –5 C temperatūrai gali būti pavaizduotas kaip grįžtamųjų procesų seka:

1) vandens šildymas nuo –5°C iki užšalimo temperatūros (0°C);

2) vandens užšalimas 0 °C temperatūroje;

3) ledo aušinimas nuo 0 iki –5 °C:

Sistemos entropijos pokytis pirmame ir trečiame procese (pasikeitus temperatūrai) apskaičiuojamas pagal (18) formulę:

https://pandia.ru/text/80/204/images/image058_2.jpg" width="364" height="59">

Kadangi entropija yra būsenos funkcija, bendras entropijos pokytis yra lygus šių trijų procesų sumai:

Užšalimo metu entropija mažėja, nors procesas vyksta savaime. Taip yra dėl to, kad į aplinką išsiskiria šiluma ir didėja aplinkos entropija, o padidėjimas yra didesnis nei 1181 J/K dėl to Visatos entropija didėja užšalus vandeniui, kaip ir tikimasi an negrįžtamas procesas.

6 pavyzdys. Viename 0,1 m3 talpos inde yra deguonies, kitame – 0,4 m3. azoto Abiejuose induose temperatūra yra 290 K, o slėgis - 1 013 105 Pa. Raskite entropijos pokytį abipusės dujų difuzijos metu iš vieno indo į kitą esant pastoviam slėgiui ir temperatūrai. Laikykite abi dujas idealiomis.

Entropijos pokytis nustatomas pagal (74) formulę. Kiekvienos dujų molių skaičius nustatomas naudojant Mendelejevo-Klapeirono lygtį:

https://pandia.ru/text/80/204/images/image062_1.jpg" width="432" height="54 src=">

7 pavyzdys. Chloroformo garavimo entalpija yra 29,4 kJ/mol in normalus taškas verdant (334,88 K). Apskaičiuokite garavimo molinę entropiją šioje temperatūroje.

Entropijos pokytį randame pagal (25) formulę:

4. Sistema pereina iš 1 būsenos į 2 būseną dviem būdais: grįžtamuoju (sugeria šilumą Qrev) ir negrįžtamu (sugeria šilumą Qrev). Koks yra Qrev ir Qrev santykis? Koks yra ryšys tarp ΔSrev ir ΔSrev?

5. Nustatykite natrio kristalo, sveriančio 2,3 g 0 K temperatūroje, mikrobūsenų skaičių ir entropiją, jei jo struktūroje yra trys kalio atomai, pakeičiantys natrio atomus.

6. Apskaičiuokite vieno molio medžiagos AB mikrobūsenų skaičių ir entropiją idealiam kristalui esant 0 K, taip pat kristalui, kuris turi vieną defektą: vienas D− jonas pakeitė vieną B− joną kristalų gardelėje. svetainę.

7. Kuriais iš šių atvejų: a) procese, kuriame ΔCp = 0; b) grįžtamojo izoterminio fazinio virsmo metu; c) adiabatiniame procese; d) procese esant pastoviam slėgiui?

8. Užrašykite išraišką entropijos pokyčiui fazinio virsmo metu apskaičiuoti. Suformuluokite Trutono taisyklę ir nurodykite jos taikymo sritį.

9. Kodėl praktiškai nevartojamas terminas „švietimo entropija“? Jeigu tokį terminą įvesime pagal analogiją su formavimosi entalpija, tai kokį ženklą turės formavimosi entropija: a) cukrus, b) molekulinis deguonis?

10. Įvertinkite entropijos pokytį reakcijos CO2(g) + 4H2(g) → CH4(g) + 2H2O(l) esant 298 K temperatūrai ir daliniam slėgiui dujinių medžiagų, lygus 2 atm, jei ΔrS o 298 = − 98 cal mol−1 K−1. Nurodykite naudotas prielaidas.

11. Raskite entropijos pokytį vieno molio van der Waals dujų izoterminiam plėtimuisi nuo tūrio V iki tūrio 2V.

12. Temperatūros intervale nuo 298 iki 1000 K medžiagos A šiluminė talpa apibūdinama tokia lygtimi: Cp = a + bT + cT 2, kur a, b ir c yra medžiagos A konstantos. Apskaičiuokite pokytį medžiagos entalpija ir entropija kaitinant nuo 300 iki 500 K.

13. Apskaičiuokite entropijos pokytį kaitinant 1,5 mol Ni nuo 25°C iki 1450°C. Ni molinės šiluminės talpos pateikiamos pagal lygtis: Cp(α-Ni) = 16,99 + 29,46 ⋅10−3T , J mol−1 K−1, Cp(β-Ni) = 25,19 + 7,53 ⋅ 10−3T , J mol− 1 · K−1. α-Ni polimorfinio perėjimo į β-Ni temperatūra yra 360°C, α→β perėjimo šiluma ΔHo = 0,38 kJ mol−1.

14. Temperatūros diapazone nuo 0 iki 12 K sidabro šiluminė talpa gerai apibūdinama Debye'o „kubų dėsniu“ CV = αT 3 ir yra žinoma eksperimentinė vertė sidabro šiluminė talpa esant 12 K Cp, 12. Kaip apskaičiuoti sidabro entalpijos ir entropijos pokytį kaitinant nuo 0 iki 12 K? Ar galima apskaičiuoti absoliučias sidabro H12 ir S12 vertes?

16. Užrašykite lygtį, skirtą dviejų idealių dujų susimaišymo entropijai apskaičiuoti pastovi temperatūra. Kodėl ši vertė visada teigiama?

17. Apskaičiuokite entropijos pokytį in izoliuota sistemaįpilant 100 g ledo, kurio temperatūra 0 °C, į 1000 g vandens, kurio temperatūra 20 °C. Skysto vandens šiluminė talpa 4,184 J g−1 K−1, ledo lydymosi šiluma 6,0 kJ mol−1.

18. Apskaičiuokite mišinio temperatūrą ir entropijos pokytį maišant 3 kg 353 K temperatūros vandens su 6 kg 290 K temperatūros vandens. Tarkime, kad vandens šiluminė talpa Cp lygi 75,3 J mol−1 K −1 ir nepriklauso nuo temperatūros.

19. Į 10 g vandens, kurio temperatūra 100 °C, dedamas 1 g sveriantis 0°C ledas. Kokia yra galutinė mišinio temperatūra ir koks entropijos pokytis šio proceso metu? Ledo tirpimo entalpija yra 80 cal g−1, vandens Cp yra 1 cal g−1 K−1.

20. Ledo tirpimo entalpija 273 K temperatūroje yra 1436 cal mol−1, ledo ir skysto vandens Cp yra atitinkamai 8,9 ir 18,0 cal mol−1 K−1. Apskaičiuokite entropijos pokytį nesubalansuotame vandens kietėjimo procese esant 263 K temperatūrai.

Apskaičiuokite entropijos pokytį tirpstant trims moliams peršalusio benzeno esant 270 K, jei 278,65 K temperatūroje jo lydymosi entalpija lygi 2379,5 cal mol−1, skysto ir kietojo benzeno šiluminės talpos lygios 30,4 ir 29,5 cal mol−1 K−1, o slėgio konstanta ir lygi 1 atm.

Literatūra

1. Šapovalovo sinergetika: Makroskopinis požiūris M.: Firma "Ispo-Service" 2000. 2-3 sk

2. Bazarovas M.: Aukštasis. mokykla 1991. 3 skyrius

3. Zelentsov “OOOFizikon” 2002 Media diskas

(paprasta, sudėtinga).

Entropija (S) - būsenos funkcija, kiekybiškai apibūdinanti sistemos sutrikimo laipsnį. Paprastai jis vadinamas medžiagos molu. Tai statistinė vertė, todėl ji siejama su termodinamine tikimybe.

S = R *LnW [J/mol*K] (Louiso Boltzmanno formulė)

R-dujų konstanta = 8,314 J/mol∙K,

W- termodinaminė tikimybė (tai yra mikrobūsenų, kuriomis galima realizuoti tam tikrą makrosistemos būseną, skaičius) arba: būdų, kuriais galima sukurti tam tikrą sistemą, skaičius.

6 dalelės (6 jonai):

eilės būsena: 1,2,3,4,5,6 W=1 S=0

sutrikimo būsena: W=6! -1 =719 S>>0

S realios sistemos visada yra didesnis nei 0; sutrikimo būsena yra daug labiau tikėtina.

Už tobulą krištolas ir S = 0. Δ S 0 reakcijos = ∑νn Δ S 0 produktų - ∑νn Δ S 0 originalus medžiagų

Procesams, kuriuose dalyvauja dujinis x in-TV ženklas S nustatomas pagal dujinių molių santykį reakcijoje.

Standartinė materijos entropija– absoliuti medžiagos entropijos vertė standartinėmis sąlygomis bet kurioje agregacijos būsenoje.

Apytikslis ženklo balas Δ S reakcijos: gali būti vertinamos pagal reakcijoje vykstančių dujinių medžiagų molių skaičiaus pokytį, nes jos daugiausia prisideda prie sistemos entropijos.

Entropijos pokyčio apskaičiavimas vykstant cheminei reakcijai

Ryšys tarp entropijos ir medžiagos sudėtis

1) Kuo sudėtingesnė medžiagos sudėtis ir struktūra (daugiau elektronų, atomų, masės), tuo didesnė entropija. S (UU 2) S(Li)

2) tuo stipresnis cheminiai ryšiai medžiagoje, kuo mažesnė entropija, tuo mažesnis dalelių judrumas. S (Sgrafitas)> S (Salmazas)

3) Didėjant T dalelių perėjimui iš kietos į skystą, o paskui į dujinę, entropija didėja.

4) Nernsto postulatas. Esant T = 0 bet kurio entropija gryna medžiaga= 0, nes nėra judėjimo => visos medžiagos įgauna idealaus kristalo būseną.

Δ S reakcija apibūdina sistemų polinkį į labiausiai tikėtiną būseną, t.y. į būseną su maksimalia entropija

Δ apskaičiavimas S

Δ S 0 reakcijos = ∑νn Δ S 0 produktų - ∑νn Δ S 0 originalus medžiagų

Išvados:

1) S dimensija apibūdina sistemos polinkį į labiausiai tikėtiną būseną su didžiausiu sutrikimu (su didžiausiu S)

2) S pokytis nėra vienareikšmis spontaniško proceso galimybės kriterijus.

Nesavaiminis Procesai yra tie, kuriems užbaigti reikalingas išorinis darbas.

Nesavaiminis procesas sumažina tvarką sistemoje ir jam būdingas S sumažėjimas.

S<0 – несамопроизвольный процесс

Spontaniškas Procesai – tai procesai, kurie gali vykti nereikalaujant išorinio darbo (keitimo, neutralizavimo).

Spontaniškas procesas padidina tvarką sistemoje ir jam būdingas S padidėjimas.

S>0 – savaiminis procesas

15. Chemijos krypties nustatymas pagal būsenos termodinamines funkcijas. Gibso energija, skaičiavimas.

Cheminės reakcijos krypties nustatymas naudojant termodinamines būsenos funkcijas .

Tikrosios reakcijos kryptis yra dviejų priešingų entropinių veiksnių Δ konkurencijos rezultatas S ir energija Δ N. Palankaus veiksnio vyravimas (Δ S>0 ir Δ N<0 ) ir nustato spontaniško proceso atsiradimo galimybę

Gibbso energija - termodinaminė sistemos būklės funkcija. Apibendrintas kriterijus, kuriame atsižvelgiama į entalpijos ir entropijos veiksnius p = const ir V = const, apibūdina spontaniškos reakcijos kryptį ir ribą.

Gibbso lygtis:  G= H-T S. G 0 reakcija, = Δ N 0 reakcija, 298 -T Δ S reakcijos, 298 . kur „-“ yra priešingi veiksniai

H – visa energija; TS yra energijos ryšys, kurio negalima paversti kitų rūšių energija.

G reakcija = G cont – G out.

G-Gibbs Energy yra cheminės reakcijos energetinio poveikio dalis, kurią galima paversti darbu.

G charakterizuoja kryptimi Ir spontaniška riba reakcija p sąlygomis ir V = const:

1) G< 0: самопроизвольно 1  2.

a) abu veiksniai yra palankūs

H<0,S>0 (G<0) 1-2,при любой t

b) palankus energijos faktorius (H<0)

jei(H)> TS, tada G<0 1-2

jei r-tioną lemia energijos faktorius, tai greičiausiai jis yra esant mažesniam t

c) palankus-tikėtinas faktorius (entropija)

S>0 (H>0 nepalanki)

 TS>H, tada G<0 1-2

Jei r-tioną lemia entropijos faktorius, tai greičiausiai jis įvyksta esant dideliam t.

2) G > 0: spontaniškai 2  1.

3) G = 0: pusiausvyra: 1  2. H = TS.  Medžiagos skilimo temperatūros įvertinimas pagamintas remiantis pusiausvyra (ΔG = ΔH-TΔS)

Praktikoje ribinė sąlyga: 40 KJ/mol. Kai G > 40, tada  neįmanoma jokiomis sąlygomis.

Gibbso energijos skaičiavimas

1 būdas (pageidautina esant standartinei temperatūrai) ν A A+ ν B B= ν C C+ ν D D

G 0 r-tion, 298 = ∑ν i G 0 arr -∑ν j G 0 arrj ( pradžios produktai medžiagos)

G 0 arr in-in =0 G 0 arr (H + tirpalas) = ​​0 stabilus standartinėmis sąlygomis.

G – Gibso energijos pokytis reaguojant į 1 molio medžiagos susidarymą iš paprastų medžiagų, paimtų standartinėmis sąlygomis stabiliausia forma.

2 būdas (apytikslis skaičiavimo metodas, bet kuriuo T)

G 0 r-tion, = Δ H 0 r-tion, 298 -TΔS r-tion, 298

Jis gali būti naudojamas, jei visų reakcijos komponentų agregacinės būsenos nekinta duotame intervale T. Šiuo atveju Δ H r-tions = const Δ S r-tions = const

Antrojo termodinamikos dėsnio matematinė išraiška parašyta:

Čia ženklas > reiškia negrįžtamus procesus, o = ženklas – grįžtamuosius. Kadangi entropija yra būsenos funkcija, jos kitimas tiek grįžtamojo, tiek negrįžtami procesai tas pats. Todėl skaičiuojant entropijos pokytį reikia naudoti grįžtamųjų procesų formules.

Entropija turi adityvumo savybių, todėl entropija keičiasi sudėtingas procesas lygi entropijos pokyčių atskirose jos stadijose sumai. Absoliuti vertė bet kurios medžiagos entropiją bet kurioje temperatūroje galima apskaičiuoti, jei žinoma absoliuti entropija tam tikroje temperatūroje, pavyzdžiui, esant 298 K ir temperatūros koeficientaišiluminė talpa:

Entropijos pokytis įvairiuose procesuose apskaičiuojamas naudojant šias lygtis:

Kaitinamas, n yra medžiagos molis nuo T 1 iki T 2, kai P = const:

Integracija suteikia:

Fazės transformacijos metu:

kur λ – fazinio virsmo (lydymosi, garavimo, sublimacijos, modifikacijos transformacijos) molinė šiluma; T – fazinio virsmo temperatūra.

Perėjimo metu n – idealių dujų molis iš 1 būsenos į būseną 2, kai T=const:

Maišant idealias dujas (T, P = const):

Kur n 1 ir n 2 yra pirmųjų ir antrųjų dujų molių skaičiai: V 1 ir V 2 yra jų pradiniai tūriai:

V= V 1 + V 2 – galutinis tūris.

Nustatykite entropijos pokytį, kai 2 g ledo, paimto esant 253 K temperatūrai ir slėgiui 1,013 * 10 5 n/m 2, virsta garais 423 K temperatūroje, jei ledo lydymosi šiluma 273 K temperatūroje yra 0,335 kJ/g, specifinė šiluma ledas lygus 2,02 J/g * K vandens – 4,2 J/g. K, latentinė vandens garavimo šiluma yra 2,255 kJ/g, garo molinė šiluminė talpa esant pastoviam slėgiui:

C p = 30,13 + 11,3 * 10 -3 T, J/mol. KAM

Šis procesas susideda iš penkių etapų:

1) ledo kaitinimas nuo 253 iki 273 K – ∆ S 1 ;

2) ledo tirpimas 273 K – ∆ S 2 ;

3) kaitinant skystą vandenį nuo 273 iki 373 K – ∆ S 3 ;

4) skysto vandens perėjimas į garą esant 373K – ∆ S 4 ;

5) kaitinant vandens garus nuo 373 iki 473 K – ∆ S 5 .

Viename iš 0,1 m3 talpos indų yra deguonis, kitame, kurio talpa 0,4 m3, yra azoto. Abiejuose induose temperatūra yra 290 K, o slėgis - 1,013 · 10 5 N/m 2. Raskite entropijos pokytį susimaišius dujoms, laikant jas idealiomis.

Dujų molių skaičių randame naudodami Mendelejevo – Klapeirono lygtį:

Apskaičiuokite reakcijos standartinį entropijos pokytį: Cd+2AgCl = 2Ag+CdCl 2, jei

2.2. Izobarinių ir izochorinių pokyčių skaičiavimas
potencialas įvairiuose procesuose

Izobariniame izoterminiame procese ( R, T= const) proceso krypties ir pusiausvyros kriterijus yra izobarinis-izoterminis potencialas arba Gibso laisvoji energija: ∆ G≤ 0. Esant pusiausvyrai G minimalus. Izochoriniame-izoterminiame procese ( V, T= const) proceso krypties ir pusiausvyros kriterijus yra izochorinis-izoterminis potencialas arba laisvoji Helmholco energija: ∆ F≤ 0. Esant pusiausvyrai F minimalus.

Keičiasi ∆ G ir ∆ F esant pastoviai temperatūrai apskaičiuojami pagal formules: ∆ G = ∆H – T∆S ir ∆ F = ∆U – T∆S.

Iš šių lygčių aišku, kad laisva energija G arba F yra dalis pilnos atsargos sistemos energija N arba U mažiau surištos energijos T S. Nemokama energija galima išimti iš sistemos ir paversti darbu: -∆ G = A r maks. ir -∆ F = = A V max, kur A r max – maksimalus darbas visu etatu; A V max – maksimalus naudingas darbas.

Kai idealios dujos plečiasi arba susitraukia esant pastoviai temperatūrai

Priklausomybė ∆ G ir ∆ F temperatūra išreiškiama Gibbso – Helmholtzo lygtimi. Dėl ∆ G V vientisa forma parašyta taip:

arba diapazone nuo 298 iki T:

čia ∆ N = f(T).

Dėl cheminės reakcijos

∆G = ∆F + ∆nRT,

11 PASKAITA

Fazių diagramos

Fazė yra materijos būsena, kuriai būdinga tai, kad ji užima tam tikrą erdvės sritį, o šioje srityje medžiagos parametrai ir savybės arba išlieka pastovūs, arba nuolat kinta. Šis erdvinis regionas yra atskirtas nuo kitų erdvės dalių riba. Vienoje fazėje esančios medžiagos masė laikui bėgant gali keistis. Šiuo atveju jie kalba apie fazių perėjimas. Fazinis perėjimas vyksta per fazės sąsają. Išskiriami šie dažniausiai pasitaikantys fazių perėjimai:

virimas (medžiagos perėjimas iš skysčio į garus);

kondensacija (medžiagos perėjimas iš garų į skystį);

kristalizacija, kietėjimas (medžiagos perėjimas iš skystos į kietą būseną);

lydymas (medžiagos perėjimas iš kietos į skystą).

Fazes patogu vaizduoti fazių diagramose. Fazių diagrama yra plokštuma su Dekarto sistema koordinatės, išilgai kurių ašių brėžiamos pagrindinių termodinaminių parametrų poros reikšmės. Ši plokštuma yra padalinta į keletą regionų, kurių kiekvienas reiškia tam tikrą fazę. Fazių diagramoje taip pat parodytos pagrindinės izoliacijos (pagrindinių termodinaminių parametrų pastovumo linijos: izochorai, izobarai, izotermos, izotropai, izoetalpos ir pastovaus sausumo linijos).

Dažniausios fazių diagramos yra T-S, P-V, H-S, H-lgP. Pasvarstykime fazė T-S diagrama. Fig. 31 paveiksle parodytos pagrindinės fazės ir fazių ribos:

F - skystis

F + T - skystis + kūnas

NC – superkritinė sritis

G – dujų regionasVP – šlapias garas

bkc – prisotinimo kreivė. Apibūdina medžiagos prisotintą būseną.

bk – linija prisotintas skystis. Sotus skystis- tai skysta medžiagos būsena, kuriai būdinga tai, kad tiekiant savavališkai mažą šilumos kiekį intensyviai susidaro garai.

ks – sausa linija sočiųjų garų . Tai dujinė medžiagos būsena, kuriai būdinga tai, kad bet koks nedidelis aušinimas sukelia kondensacijos proceso pradžią.

abc – trigubų taškų linija. Trigubas taškas- yra materijos būsena, kuriai būdingas pusiausvyros sambūvis trys fazės: kieta, skysta ir dujinė. Fazių pusiausvyra pasižymi tuo, kad tarp fazių nėra fazinio perėjimo. Nuolat išorinės sąlygos fazių pusiausvyra gali egzistuoti tol, kol to norima. Norint, kad dvi fazės būtų pusiausvyros būsenoje, būtina atlikti trys sąlygos: 1) fazės turi turėti vienodą slėgį; 2) fazių temperatūra turi būti vienoda; 3) fazės turi turėti cheminį potencialą.

be – stingimo proceso pradžios arba lydymosi proceso pabaigos linija.

ad - kietėjimo proceso pabaigos arba lydymosi proceso pradžios eilutė.

dek yra kritinės temperatūros izoterma.

P=P cr – kritinė izobara.

k – kritinis taškas . Jis pasižymi tuo, kad esant aukštesnei nei kritinei temperatūrai, neįmanoma gauti skysčio naudojant izoterminį suspaudimą. Kritinis slėgis ir temperatūra yra slėgis ir temperatūra žemiau kritinio taško.

G regionas – dujų regionas. Šioje srityje slėgis yra žemesnis nei kritinis ir temperatūra viršija kritinę. Dujų regionui būdinga tai, kad dujų būsena šiame regione apibūdinama idealių dujų būsenos lygtimi.

PP sritis - perkaitintų garų regionas. Įsikūręs žemesnėje nei kritinėje temperatūroje ir į dešinę nuo kc linijos. Šiai sričiai būdinga tai, kad medžiagos elgesys joje apibūdinamas van der Waals lygtimi arba modifikuota idealiųjų dujų lygtimi.

čia z yra suspaudžiamumo koeficientas (pataisos koeficientas, kuris atsižvelgia į realių medžiagų elgsenos nuokrypį nuo idealių dujų).

Sritis F+P – drėgnų garų zona. Apribota soties kreivės ir trigubo taško linija. Tai dviejų fazių sritis, kuriai būdinga sočiųjų garų ir prisotinto skysčio pusiausvyra. Tai vieta, kurioje vyksta kondensacijos ir virimo procesai.

J regionas – peršaldyto skysčio sritis. Iš viršaus jį riboja kritinė izoterma, dešinėje - prisotinto skysčio linija, kairėje - kristalizacijos pradžios linija.

T+L sritis yra dvifazė skystosios ir kietosios fazės pusiausvyros sambūvio sritis. Tai sritis, kurioje vyksta kietėjimo (kristalizavimo) ir lydymosi procesai.

T+P sritis yra dvifazė sočiųjų garų pusiausvyros sambūvio sritis ir kietas. Iš viršaus šią sritį riboja trigubų taškų linija. Trigubas taškas vadinama trijų agregacijos būsenų pusiausvyros būsena. Tai sritis, kurioje vyksta sublimacijos ir desublimacijos procesai. Sublimacija vadinamas kietosios fazės perėjimo į dujinę fazę procesas. Desublimacija vadinamas sočiųjų garų perėjimo į kietąją fazę procesas.

NC sritis yra medžiagos superkritinės būsenos sritis. Įsikūręs esant aukštesnei nei kritinei slėgiui ir temperatūrai. Jai būdinga tai, kad tokios būsenos medžiaga turi ir skysčio, ir dujų savybių.

Fig. 32 paveiksle parodytos pagrindinės proceso linijos.

Izobarai, atitinkantys slėgį Р 1, Р 2, Р 3 = Р кр ir Р 4, pavaizduoti ištisinėmis linijomis. Šiuo atveju tarp šių slėgių tenkinami santykiai P 1<Р 2 <Р 3 <Р 4 . Следует отметить, что процессы, что процессы, протекающие в двухфазных областях, изображаются горизонтальными линиями, т.е. эти изобарные процессы одновременно являются изотермическими. Изобара с давлением Р 4 лежит выше критической точки не проходит через область влажного пара, а сразу из области надкритического состояния попадает в область переохлаждённой жидкости. Изобара с давлением Р 1 лежит ниже линии тройных точек, также не проходит через область влажного пара, а из области перегретого пара попадает в область твёрдого состояния вещества посредством процесса десублимации. Изобара с давлением Р 3 касается критической точки. Изобара с давлением Р 2 , проходя через область влажного пара, реализует процесс кипения или конденсации.

Izochorai v 1 ir v 2 (v 1 > v 2), pavaizduoti punktyrinėmis linijomis, yra T-S diagrama statesnis nei izobarai. Pažymėtina, kad dvifazėse srityse izochorai nesutampa su izotermomis, t.y. ne horizontaliai.

Izoentalpos h 1 , h 2 ir h 3 (h 1 >h 2 >h 3) pavaizduotos punktyrinėmis linijomis. Galite atkreipti dėmesį į tai, kad mažėjant temperatūrai didėja izentalpės pasvirimo kampas į S ašį.

Šlapias garas

Drėgni garai yra medžiagos būsena, kurioje sotieji garai ir sočiųjų skysčių yra pusiausvyroje. Pusiausvyra susidaro dėl to, kad jų temperatūra ir slėgis yra vienodos. Drėgnų garų sritis labiausiai pritaikoma šiluminės galios ir žemos temperatūros įrenginiuose, nes šioje srityje lengviausia įgyvendinti procesus, kurie yra svarbūs techninėse srityse (izoterminiai).

Drėgnų garų sritis, pavaizduota TS diagramoje, parodyta Fig. 33.

Taškas „a“ apibūdina šlapio garo būseną, kai sočiųjų skysčių ir sočiųjų garų tam tikromis masės dalimis yra pusiausvyra.

Sotieji garai yra būsenos, o sočiųjų skysčio būsena apibūdinama tašku. Tegul drėgni garai a taško a būsenoje užima tam tikrą tūrį, kur m yra šlapio garo masė; v a – specifinis šlapio garo tūris. Tas pats tūris gali būti laikomas sočiųjų skysčio ir sočiųjų garų tūrių suma

kur yra prisotinto skysčio tūris;

Sočiųjų garų tūris;

Prisotinto skysčio masė;

Sočiųjų garų masė;

Specifinis prisotinto skysčio tūris taškinėje būsenoje;

Konkretus sočiųjų garų tūris taškinėje būsenoje.

Šiuo atveju ryšys yra akivaizdus

Paskutinėje išraiškoje padalijus abi lygties puses iš m, gauname lygtį, išreiškiančią specifinį drėgno garo tūrį per specifinius sočiųjų skysčio ir sočiųjų garų tūrius.

Šioje išraiškoje šlapių garų sausumo laipsnis, kuris parodo masės dalis prisotintas garas šlapiuose garuose. Jei x = 1, tada šlapias garas susideda tik iš sočiųjų garų. Jei x = 0, tada šlapius garus sudaro tik prisotintas skystis. Sausumo laipsnis gali būti bet kokia reikšmė nuo 0 iki 1. Visų drėgnų garų srities taškų rinkinys T-S diagramoje, turintis vienodą sausumo laipsnio reikšmę, vadinamas pastovaus sausumo linijomis (žr. 33 pav.).

Naudojant lygiai tuos pačius samprotavimus, naudojant entalpijos ir entropijos adityvumo savybę, galima gauti išraiškas

kur yra taškinės būsenos sočiojo skysčio savitoji entalpija;

Savitoji sočiųjų garų entalpija taške;

Savitoji prisotinto skysčio entropija taškinėje būsenoje;

Specifinė sočiųjų garų entropija taškinėje būsenoje.

Išreikškime x iš paskutinės lygties

Iš šios formulės išplaukia, kad norint padidinti sausumo laipsnį, reikia didinti entropiją, t.y. įpilkite šilumos į šlapius garus. Tokiu atveju sočiųjų skysčių dalis sumažės, o sočiųjų garų dalis padidės. Prisotinto skysčio ir sočiųjų garų parametrai nepasikeis. Šis procesas vadinamas virimu. Jei iš drėgnų garų bus pašalinta šiluma, tada entropija sumažės, vadinasi, sumažės sausumo laipsnis, t.y. medžiaga pereis iš sočiųjų garų būsenos į sočiųjų skystą būseną. Šis procesas vadinamas kondensacija.

Norint visiškai paversti 1 kg sočiojo skysčio į sausų sočiųjų garų būseną, reikia tiekti tam tikrą šilumos kiekį, kuris vadinamas specifinė šiluma garinimas r, .

Izobariniame procese, pavyzdžiui, virinant ar kondensuojant, pridedama arba pašalinta šiluma yra lygi entalpijos pokyčiui. Todėl santykis galioja

12 PASKAITA

Termodinaminis ciklas

Termodinaminis ciklas vadinamas uždaru termodinaminiu procesu, t.y. procesas, kurio metu sistema grįžta į pradinę būseną. Kitas apibrėžimas gali būti pateiktas termodinaminiam ciklui kaip termodinaminių procesų sekai, kurią įgyvendinus sistema patenka į pradinę būseną. Parašykime pirmąjį termodinamikos dėsnį uždara sistema formoje

Kadangi sistema grįžta į pradinę būseną, tada . Rezultatas yra apibendrinta termodinaminio ciklo lygtis

čia Q 1 yra visa sistemai ciklo metu tiekiama šiluma;

Q 2 yra visa cikle iš sistemos pašalinta šiluma.

Pakeitę (140) į (139), gauname

Šioje išraiškoje pašalinta šiluma laikoma teigiama, nes į pašalintos šilumos ženklą atsižvelgiama į formulę su minusu prieš Q 2 .

(141) lygtis leidžia suskirstyti termodinaminius ciklus į du tipus:

1. jei , tai ciklas vadinamas tiesioginiu;

2. jei , tai ciklas vadinamas atvirkštiniu.

Tiesioginis ciklas

Tiesioginis ciklas dar vadinama šilumine galia. Tai ciklas, kurio pasekoje sistema gamina, t.y. atlieka darbus dėl tiekiamos į sistemą šilumos.

Scheminė diagrama prietaisas, įgyvendinantis tiesioginį arba šiluminės energijos ciklą, parodytas fig. 34.

Šiame paveikslėlyje:

TDS(M) – termodinaminė sistema(mašina), kuri daro ciklą;

GI – karštoji versmė su temperatūra T GI. Ji suprantama kaip visuma aplinkos kūnų, perduodančių šilumą Q 1 termodinaminei sistemai.

CI yra šalčio šaltinis arba šaldytuvas, kurio temperatūra yra T CI. Tai aplinkos kūnų rinkinys, kuriam sistema, užbaigdama ciklą, išskiria šilumą Q 2. Kad diagrama parodyta pav. 34 gali būti įgyvendinta, šalčio šaltinio temperatūra T CI turi būti žemesnė už karšto šaltinio temperatūrą T CI (T CI<Т ГИ). Кроме того, температура холодного источника должна быть меньше минимальной температуры системы в цикле, а температура горячего источника должна быть больше максимальной температуры системы.

Ryžiai. 35. pav. 36.

Fig. 35 paveiksle parodytas šiluminės galios ciklas T-S diagramoje. 1a2 procesą lydi šilumos tiekimas Q 1, nes entropija didėja. Šiuo atveju tiekiama šiluma yra lygi plotui po linija 1a2. Procese 2b1 pašalinama šiluma Q 2, nes entropija mažėja, o ši šiluma lygi plotui po 2b1 linija. Iš paveikslo matyti, kad figūros plotas yra m1a2n daugiau ploto m1b2n, taigi Q 1 >Q 2, ir šis ciklas yra tiesioginis. Dėl to skirtumas tarp tiekiamos ir pašalintos šilumos yra lygus ciklo darbui ir yra lygus ciklo plotui.

Fig. 36 parodytas šiluminės galios ciklas P-V diagrama. 1a2 procesą lydi darbo L 1 a 2 atlikimas, nes šio proceso apimtis didėja. Šiuo atveju atliktas darbas lygus plotui po 1a2 eilute. Procese 2b1 darbas L 2 b 1 yra švaistomas, nes tūris mažėja, o šis darbas lygus plotui po eilute 2b1. Iš paveikslo matyti, kad figūros m1a2n plotas yra didesnis už m1b2n plotą, todėl L 1 a 2 > L 2 b 1, ir šis ciklas yra tiesus. Dėl to skirtumas tarp atlikto ir sugaišto darbo yra lygus ciklo darbui ir lygus ciklo apribotam plotui.

Bet kuris ciklas, tiek tiesioginis, tiek atvirkštinis, pasižymi efektyvumo koeficientu, kuris įvertina energijos konversijos proceso efektyvumą

Kadangi dėl tiesioginio ciklo apibrėžimo efektyvumas visada yra mažesnis už vieną. Šilumos energijos pavertimo naudingu darbu cikle procesas yra efektyvesnis, tuo labiau artimesnę vertę Ciklo efektyvumasį vieną.

Atvirkštiniai ciklai

Atvirkštinis ciklas yra ciklas, kai tiekiama šiluma yra mažesnė už pašalintą šilumą. Dėl to atvirkštinio ciklo darbas yra neigiamas, t.y. jai įgyvendinti reikia darbo.

Įrenginio, kuris įgyvendina atvirkštinį ciklą, schema parodyta Fig. 37.

Ryžiai. 38. pav. 39.

Fig. 38 parodyta atvirkštinis ciklas T-S diagramoje. 1a2 procesą lydi šilumos tiekimas Q 1, nes entropija didėja. Šiuo atveju tiekiama šiluma yra lygi plotui po linija 1a2. Procese 2b1 pašalinama šiluma Q 2, nes entropija mažėja, o ši šiluma lygi plotui po 2b1 linija. Iš paveikslo matyti, kad figūros plotas yra m1a2n mažiau ploto m1b2n, taigi Q 1

Fig. 39 paveiksle parodytas atvirkštinis ciklas P-V diagramoje. 1a2 procesą lydi darbo L 1 a 2 atlikimas, nes šio proceso apimtis didėja. Šiuo atveju atliktas darbas lygus plotui po 1a2 eilute. Procese 2b1 darbas L 2 b 1 yra švaistomas, nes tūris mažėja, o šis darbas lygus plotui po eilute 2b1. Iš paveikslo matyti, kad figūros m1a2n plotas yra mažesnis už plotą m1b2n, todėl L 1 a 2

Atvirkštiniai termodinaminiai ciklai skirstomi į tris tipus:

1. šaldymo ciklai;

2. šilumos siurblio ciklai;

3. kombinuoti ciklai.

Šaldymo ciklas parodytas fig. 40 romėnišku skaitmeniu I. Tai atvirkštinis ciklas, kurio metu dirbama siekiant pašalinti šilumą Q 1 iš aušinto objekto, kurio temperatūra T OO žemesnė už aplinkos temperatūrą T OC.

Šaldymo ciklai įgyvendinami žemos temperatūros įrenginiuose, ypač buitiniuose šaldytuvuose. Šiuo atveju darbinei medžiagai (freonui) tiekiama šiluma Q 1 yra šaldiklyje esančių produktų pašalinta šiluma.

II šilumos siurblio ciklas yra atvirkštinis ciklas, kurio metu dirbama siekiant tiekti šilumą Q 2 į šildomą objektą, kurio temperatūra THO aukštesnė už aplinkos temperatūrą TOC. Šį ciklą įgyvendina buitiniai oro kondicionieriai, veikiantys kambario šildymo režimu. Šildomas objektas šiuo atveju yra kambario oras. Šildomo objekto temperatūra yra kambario temperatūra. Aplinka yra žemos temperatūros lauko oras. Šiuo atveju patalpai šildyti naudojama šiluma Q 2, nustatyta išraiška (144), yra didesnė už šilumą, kuri būtų tiekiama šildant patalpą elektriniu šildytuvu, kuriame elektros energija L paverčiama šilumine energija.

Kombinuotas ciklas III yra atvirkštinis ciklas, kurio metu dirbama siekiant pašalinti šilumą Q 1 iš vėsinamo objekto, kurio temperatūra TOO žemesnė už aplinkos temperatūrą, ir tuo pačiu metu tiekti šilumą Q 2 šildomam objektui, kurio temperatūra TOO aukštesnė už aplinkos temperatūra. Kombinuotąjį ciklą įgyvendinantis prietaisas – buitinis šaldytuvas, esantis gyvenamajame rajone. Savo ruožtu iš šio kambario išorės yra žemos temperatūros oras. Šiuo atveju šildymo objektas, kuriam tiekiama šiluma Q 2 (pašalinama iš ciklo), yra kambario temperatūros oras patalpoje. Aušinimo objektas – šaldiklyje esantys produktai, iš kurių pašalinama šiluma Q 1 ir kuri tiekiama į šaldytuve cirkuliuojantį freoną.

Šaldymo ciklo naudingumo koeficientas vadinamas našumo koeficientu ε. Naudingoji energija šiuo atveju yra šiluma Q 1, pašalinta iš aušinto objekto ir tiekiama į darbo ciklą užbaigiančią medžiagą. Išeikvota energija yra patiektas darbas L. Todėl

Iš šios išraiškos aišku, kad šildymo koeficientas visada didesnis už vienetą, o šilumos siurblio ciklas yra efektyvesnis, tuo didesnė reikšmė μ perima vienetą.

Kombinuoto ciklo efektyvumo koeficientas neturi specialaus pavadinimo ir žymimas k. Naudinga energija šiuo atveju yra šiluma Q 1, pašalinta iš vėsinamo objekto, o kartu ir šiluma Q 2, tiekiama į šildomą objektą. Išeikvota energija yra patiektas darbas L. Todėl

Iš šios išraiškos aišku, kad kombinuoto ciklo efektyvumo koeficientas tikrai yra didesnis už vienetą,

13 PASKAITA

Grįžtamasis Carnot ciklas

Visi ciklai, tiek tiesioginiai, tiek atvirkštiniai, skirstomi į 2 tipus: grįžtamąjį ir negrįžtamąjį. Grįžtamasis ciklas vadinamas ciklu, susidedančiu tik iš grįžtamųjų procesų. Negrįžtamas ciklas yra ciklas, kuriame vyksta bent vienas negrįžtamas procesas. Kad procesas būtų grįžtamasis, jis turi būti pusiausvyroje, t.y. turi tekėti be galo lėtu greičiu. Tai įmanoma tik tuo atveju, jei potencialų skirtumas, sąveikaujantis su sistema ir aplinka, yra be galo mažas. Termodinaminei sistemai tai reiškia, kad esant grįžtamiesiems šilumos mainams su aplinka, temperatūros skirtumas tarp sistemos ir aplinkos turėtų būti be galo mažas, t.y. Tarp sistemos ir aplinkos neturi būti šiluminės varžos. Esant be galo mažam slėgio skirtumui tarp sistemos ir aplinkos, galimas grįžtamasis plėtimasis ir susitraukimas. Tai įmanoma tik tada, kai sistemoje nėra trinties. Iš to išplaukia, kad termomechaninėje sistemoje yra du negrįžtamumo šaltiniai:

1. šiluminė varža tarp skirtingų sistemos dalių, dėl kurios šilumos mainų metu susidaro baigtinis temperatūrų skirtumas;

2. sistemoje (arba tarp sistemos ir aplinkos) yra trinties, dėl kurios susidaro baigtinis slėgio skirtumas.

Iš visų termodinaminių ciklų grįžtamasis Karno ciklas (tiesioginis) išskiriamas tuo, kad esant tam tikram temperatūros skirtumui tarp karštų ir šaltų šaltinių, grįžtamasis Karno ciklas turi didžiausią įmanomą efektyvumą.

Grįžtamasis Carnot ciklas, parodytas Fig. 41 ir pav. 42, susideda iš dviejų adiabatų ir dviejų izotermų.

Ryžiai. 41. pav. 42

1-2 – adiabatinio plėtimosi procesas. Šiame procese atliekamas darbas L 12.

2-3 – izoterminio suspaudimo procesas. Šiame procese išeikvojamas darbas L 23 ir pašalinama šiluma Q 23.

3-4 – adiabatinio suspaudimo procesas. Šis procesas reikalauja darbo L 34.

4-1 – izoterminio plėtimosi procesas. Šiame procese atliekamas darbas L 41 ir tiekiama šiluma Q 41.

Pagrindiniai ciklo procesai yra 4-1 ir 1-2 procesai. Jie atlieka ciklo darbą. Likę procesai yra pagalbiniai ir jų tikslas yra grąžinti sistemą į pradinę būseną naudojant mažiausią energijos kiekį.

Nustatykime grįžtamojo Carnot ciklo η bcc efektyvumą:

Pagal efektyvumo apibrėžimą (143)

Pakeitę šias išraiškas į (148) ir sumažinę entropijos skirtumu, gauname

Remdamiesi tais pačiais samprotavimais, gauname

Ši formulė tai parodo Grįžtamojo Carnot ciklo efektyvumas nepriklauso nuo darbinio skysčio, atliekančio Carnot ciklą, savybių ir yra nulemtas tik karšto ir šalto šaltinių temperatūros. . Ši išvada yra formuluotė Pirmoji Carnot teorema.

9.9. Entropija. Fizinė entropijos reikšmė. Entropija ir tikimybė.

Atsižvelgiant į šiluminio variklio, veikiančio pagal Carnot ciklą, efektyvumą, galima pastebėti, kad šaldytuvo temperatūros ir šildytuvo temperatūros santykis yra lygus darbinio skysčio atiduodamos šilumos kiekio santykiui. šaldytuvas ir iš šildytuvo gaunamos šilumos kiekis. Tai reiškia, kad idealiam šiluminiam varikliui, veikiančiam pagal Carnot ciklą, galioja toks ryšys:
. Požiūris Lorencas paskambino sumažinta šiluma . Elementariam procesui sumažinta šiluma bus lygi . Tai reiškia, kad įgyvendinus Carnot ciklą (ir tai yra grįžtamasis ciklinis procesas), sumažinta šiluma lieka nepakitusi ir elgiasi kaip būsenos funkcija, tada, kaip žinoma, šilumos kiekis yra proceso funkcija.

Naudojant pirmąjį termodinamikos dėsnį grįžtamiems procesams,
ir padalijus abi šios lygybės puses iš temperatūros, gauname:

(9-41)

Išreikškime iš Mendelejevo-Clapeyrono lygties
, pakeiskite lygtį (9-41) ir gaukite:

(9-42)

Atsižvelgkime į tai
, A
, pakeiskite juos į lygtį (9-42) ir gaukite:

(9-43)

Dešinė šios lygybės pusė yra pilnas diferencialas Todėl grįžtamuose procesuose sumažinta šiluma yra ir suminis skirtumas, kuris yra būsenos funkcijos požymis.

Valstybės funkcija, kurios diferencialas yra , paskambino entropija ir yra paskirtas S . Taigi entropija yra būsenos funkcija. Įvedus entropiją, formulė (9-43) atrodys taip:

, (9-44)

Kur dS– entropijos prieaugis. Lygybė (9-44) galioja tik grįžtamiems procesams ir yra patogi skaičiuojant entropijos pokytį baigtinių procesų metu:

(9-45)

Jei sistemoje vyksta žiedinis procesas (ciklas) grįžtamu būdu, tada
, ir todėl S=0, tada S = konst.

Išreiškę šilumos kiekį per elementaraus proceso entropijos prieaugį ir pakeitę jį pirmojo termodinamikos dėsnio lygtimi, gauname naują šios lygties užrašymo formą, kuri paprastai vadinama pagrindinė termodinaminė tapatybė:

(9-46)

Taigi, norint apskaičiuoti entropijos pokytį grįžtamųjų procesų metu, patogu naudoti sumažintą šilumą.

Esant negrįžtamiems nepusiausvyros procesams
, o negrįžtamiems žiediniams procesams jis galioja Klausijaus nelygybė :

(9-47)

Panagrinėkime, kas atsitinka su entropija izoliuotoje termodinaminėje sistemoje.

Izoliuotoje termodinaminėje sistemoje, esant bet kokiam grįžtamam būsenos pokyčiui, jos entropija nepasikeis. Matematiškai tai galima parašyti taip: S = const.

Panagrinėkime, kas atsitinka su termodinaminės sistemos entropija negrįžtamo proceso metu. Tarkime, kad perėjimas iš būsenos 1 į būseną 2 keliu L 1 yra grįžtamas, o iš būsenos 2 į būseną 1 keliu L 2 yra negrįžtamas (9.13 pav.).

Tada galioja Klausijaus nelygybė (9-47). Parašykime šios nelygybės dešinės pusės išraišką, atitinkančią mūsų pavyzdį:

.

Pirmąjį šios formulės terminą galima pakeisti entropijos pasikeitimu, nes šis procesas yra grįžtamas. Tada Clausius nelygybę galima parašyti taip:

.

Iš čia
. Nes
, tada pagaliau galime parašyti:

(9-48)

Jei sistema izoliuota, tada
, o nelygybė (9-48) atrodys taip:

, (9-49)

T Tai yra, izoliuotos sistemos entropija didėja negrįžtamo proceso metu. Entropijos augimas tęsiasi ne be galo, o iki tam tikros maksimalios vertės, būdingos tam tikrai sistemos būsenai. Ši maksimali entropijos reikšmė atitinka termodinaminės pusiausvyros būseną. Entropijos padidėjimas negrįžtamų procesų metu izoliuotoje sistemoje reiškia, kad sistemos turima energija tampa mažiau prieinama paversti mechaniniu darbu. Pusiausvyros būsenoje, kai entropija pasiekia didžiausią vertę, sistemos energija negali būti paversta mechaniniu darbu.

Jei sistema nėra izoliuota, entropija gali mažėti arba didėti priklausomai nuo šilumos perdavimo krypties.

Entropija kaip sistemos būsenos funkcija gali tarnauti kaip tas pats būsenos parametras kaip temperatūra, slėgis, tūris. Diagramoje pavaizdavus tam tikrą procesą (T,S), galima matematinį šilumos kiekį interpretuoti kaip figūros plotą po kreive, vaizduojančia procesą. 9.14 paveiksle parodyta izoterminio proceso entropijoje diagrama – temperatūros koordinatės.

Entropija gali būti išreikšta per dujų būsenos parametrus – temperatūrą, slėgį, tūrį. Norėdami tai padaryti, iš pagrindinės termodinaminės tapatybės (9-46) išreiškiame entropijos prieaugį:

.

Integruokime šią išraišką ir gaukime:

(9-50)

Entropijos pokytis gali būti išreikštas ir kita būsenos parametrų pora – slėgiu ir tūriu. Norėdami tai padaryti, turite išreikšti pradinės ir galutinės būsenos temperatūrą iš idealių dujų būsenos lygties per slėgį ir tūrį ir pakeisti jas į (9-50):

(9-51)

Izoterminio dujų plėtimosi metu į tuštumą T 1 = T 2, o tai reiškia, kad pirmasis (9-47) formulės narys bus lygus nuliui, o entropijos pokytį lems tik antrasis narys:

(9-52)

Nepaisant to, kad daugeliu atvejų entropijos pokyčiui apskaičiuoti patogu naudoti sumažintą šilumą, akivaizdu, kad sumažinta šiluma ir entropija yra skirtingos, o ne tapačios sąvokos.

Išsiaiškinkime fizinė entropijos reikšmė . Tam naudojame formulę (9-52) izoterminiam procesui, kurio metu vidinė energija nekinta, o visi galimi charakteristikų pokyčiai atsiranda tik dėl tūrio pokyčių. Panagrinėkime santykį tarp pusiausvyros būsenos dujų tūrio ir dujų dalelių erdvinių mikrobūsenų skaičiaus. Dujų dalelių mikrobūsenų, kurių pagalba realizuojama duotoji dujų, kaip termodinaminės sistemos, makrobūsena, skaičius gali būti apskaičiuojamas taip. Visą tūrį padalinkime į elementarias kubines ląsteles, kurių kraštinė yra d~10 –10 m (molekulės efektyvaus skersmens dydžio). Tokios ląstelės tūris bus lygus d 3. Pirmoje būsenoje dujos užima V 1 tūrį, todėl elementariųjų ląstelių skaičius, tai yra vietų skaičius N 1, kurias šioje būsenoje gali užimti molekulės, bus lygus
. Panašiai gauname antrąją būseną, kurios tūris yra V 2
. Pažymėtina, kad molekulių padėčių pasikeitimas atitinka naują mikrobūseną. Ne kiekvienas mikrobūsenos pasikeitimas sukels makrobūsenos pokyčius. Tarkime, kad molekulės gali užimti N 1 vietas, tada sukeitus bet kurių molekulių vietas šiose N 1 ląstelėse nauja makrobūsena neatsiras. Tačiau molekulių perėjimas į kitas ląsteles pakeis sistemos makrobūseną. Dujų mikrobūsenų, atitinkančių tam tikrą makrobūseną, skaičių galima apskaičiuoti nustačius, kiek būdų šių dujų dalelės patalpintos į elementariąsias ląsteles. Norėdami supaprastinti skaičiavimus, apsvarstykite 1 molį idealių dujų. 1 moliui idealių dujų formulė (9-52) atrodys taip:

(9-53)

Sistemos mikrobūsenų, užimančių V 1 tūrį, skaičius bus pažymėtas Г 1 ir nustatomas skaičiuojant molekulių, esančių 1 molyje dujų, N 1 ląstelėse (vietose) skaičių N A (Avogadro skaičius):
. Panašiai apskaičiuojame sistemos mikrobūsenų G 2 skaičių, užimantį V 2 tūrį:
.

Mikrobūsenų skaičius Г i, kurių pagalba galima realizuoti i-ąją makrobūseną, vadinamas termodinaminė tikimybė šios makrobūsenos. Termodinaminė tikimybė Г ≥ 1.

Raskime santykį Г 2 /Г 1:

.

Idealioms dujoms laisvų vietų skaičius yra daug didesnis nei molekulių skaičius, tai yra N 1 >>N A ir N 2 >> N A. . Tada, atsižvelgdami į skaičių N 1 ir N 2 išraišką per atitinkamus tūrius, gauname:

Iš čia galime išreikšti tūrių santykį per atitinkamų būsenų termodinaminių tikimybių santykį:

(9-54)

Pakeiskite (9-54) į (9-53) ir gaukite:
. Atsižvelgiant į tai, kad molinės dujų konstantos ir Avogadro skaičiaus santykis, yra Boltzmanno konstanta k, o taip pat kad dviejų dydžių santykio logaritmas lygus skirtumuišių dydžių logaritmus, gauname:. Iš to galime daryti išvadą, kad tos būsenos S i entropiją lemia mikrobūsenų, per kurias realizuojama tam tikra makrobūsena, skaičiaus logaritmas:

(9-55)

Formulė (9-55) vadinama Boltzmanno formulė kuris pirmasis jį gavo ir suprato statistinė entropijos reikšmė , Kaip sutrikusios funkcijos . Boltzmanno formulė turi bendresnę reikšmę nei formulė (9-53), tai yra, ji gali būti naudojama ne tik idealioms dujoms, bet leidžia atskleisti fizikinę entropijos reikšmę. Kuo tvarkingesnė sistema, tuo mažesnis skaičius mikrobūsenos, per kurias realizuojama tam tikra makrobūsena, tuo mažesnė sistemos entropija. Entropijos padidėjimas izoliuotoje sistemoje, kur vyksta negrįžtami procesai, reiškia sistemos judėjimą labiausiai tikėtinos būsenos, kuri yra pusiausvyros būsena, kryptimi. Galima sakyti, kad entropija yra sutrikimo matas sistemos; kuo daugiau netvarkos, tuo didesnė entropija. Tai yra fizinė entropijos reikšmė .