Хичээлийн сэдэв, агуулга, зорилго “Биеийн болон коллоид хими" Хүнсний процессын технологид физик ба коллоид ач холбогдол.

Сэдэв ба агуулга: Физик хими нь квант механик, статистик физик ба термодинамик, шугаман бус динамик, талбайн онол гэх мэт физикийн чухал салбаруудын онолын аргуудыг ашигладаг орчин үеийн химийн онолын үндсэн суурь юм. Үүнд материйн бүтцийг судлах, үүнд: молекулын бүтэц, химийн термодинамик, химийн кинетик ба катализ. Тусдаа хэсгүүдэд физик химимөн электрохими, фотохими, физик хими зэргийг ялгадаг гадаргуугийн үзэгдэл(адсорбцийг оруулаад), цацрагийн хими, металлын зэврэлтийг судлах, өндөр молекулын нэгдлүүдийн физик хими гэх мэт.

Даалгаварууд:

Урвал аяндаа үргэлжилж чадах уу?

Хэрэв урвал явагдах юм бол энэ нь хэр гүн үргэлжлэх вэ (урвалын бүтээгдэхүүний тэнцвэрт концентраци хэд вэ?)

Хэрэв урвал явагдаж байна, тэгээд ямар хурдтай вэ?

Хүнсний процессын технологид физик ба коллоид ач холбогдол.

Хүнсний процессын технологи - эдгээр нь химийн, физик-химийн шинжлэх ухаан юм физик арга замуудхүнсний түүхий эдийг эцсийн бүтээгдэхүүн (арилжааны бүтээгдэхүүн) болгон боловсруулах. Хүнсний технологийн хувьд физик болон коллоид хими маш чухал. -д ашигласан хүнсний үйлдвэрнийтийн хоол, түүхий эд, бүтээгдэхүүн нь ихэнх тохиолдолд коллоид эсвэл өндөр молекулын систем юм. Ийм үйл явц хүнсний үйлдвэрлэлбуцалгах, ялгах, нэрэх, олборлох, талсжих, уусгах, усжуулах зэрэг нь зөвхөн физик химийн хуулиар зөвтгөгдөж болно. Хүнсний үйлдвэрлэлийн үндсэн бүх биохимийн процессууд нь физик химийн хуулиудад захирагддаг.

Хүнсний бүтээгдэхүүний чанарын хяналт нь мөн физик химийн аргууд дээр суурилдаг - хүчиллэг байдал, элсэн чихэр, өөх тос, ус, витамин, уургийн агууламжийг тодорхойлох.

Ийнхүү түүхий эд боловсруулах технологийн процессыг оновчтой барихад болон объектив үнэлгээҮүссэн бүтээгдэхүүний чанарыг баталгаажуулахын тулд хүнсний үйлдвэрлэлийн мэргэжилтэн физик, коллоид химийн хуулийг мэдэж, практикт хэрэглэх чадвартай байх шаардлагатай.

Бодисын бүтцийг судлах элементүүд: туйлшрал, хугарал, молекул хоорондын харилцан үйлчлэл.

Туйлшрал - электрон ба атомуудын нүүлгэн шилжүүлэлт, түүнчлэн гадны нөлөөн дор молекулуудын чиглэл цахилгаан орон. Туйлшрал нь дараахь байж болно.

Баримтлал - цахилгаан орон дахь молекулуудын чиглэлийг илэрхийлдэг.

Деформаци - туйлт ба туйл биш молекулын шинж чанар. Гэхдээ энэ нь температураас хамаарна.

Молекулын туйлшрал ба бодисын туйлшралыг ялгах шаардлагатай. Сүүлийнх нь зөвхөн диэлектрикийн хувьд ердийн зүйл юм.

Хугарал- энэ нь гэрлийн хугарал, өөрөөр хэлбэл эдгээр туяа дамжин өнгөрөх орчны хугарлын индекс өөрчлөгдөхөд гэрлийн долгионы чиглэл өөрчлөгдөхтэй адил юм.

Молекул хоорондын харилцан үйлчлэл нь молекулуудын хоорондын харьцангуй сул холбоо бөгөөд энэ нь эвдрэл, шинэ молекул үүсэхэд хүргэдэггүй. химийн холбоо. (Ван дер Вальцийн хүч). Эдгээр нь электрон ба цөм, нэг молекул нөгөөгийн цөм, электронтой харилцан үйлчлэхэд суурилдаг. Молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн нийт энерги нь дараахь бүрэлдэхүүн хэсгүүдээс бүрдэнэ. E=E эл +Э шал +Э disp . , цахилгаан статик, туйлшрал, дисперсийн харилцан үйлчлэлийн энерги байдаг.

Электростатик - туйлын молекулуудын диполуудын хоорондох Кулоны таталцлын хүчийг тодорхойлдог ба талст, хий, шингэнд байдаг.

Туйлшрал гэдэг нь нөгөө молекулын цахилгаан талбайн нөлөөн дор нэг молекулын электрон бүрхүүлийн хэв гажилтын улмаас үүссэн дипольыг өөр индукцлагдсан дипольтой холбож, молекулуудыг татахад хүргэдэг.

Тархалт - туйл ба туйлшгүй аль ч молекулд боломжтой.

Химийн термодинамик ба түүний онцлог, термодинамик системүүдба түүний параметрүүд, термодинамик процессууд.

Химийн термодинамик - термодинамик аргыг ашиглан бодисын харилцан үйлчлэлийн процессыг судалдаг физик химийн салбар.

Химийн термодинамикийн үндсэн чиглэлүүд нь:

Сонгодог химийн термодинамик, термодинамикийн тэнцвэрийг ерөнхийд нь судлах.

Термохими, судалж байна дулааны нөлөөдагалдах химийн урвалууд.

гэсэн ойлголт дээр үндэслэн бодисын термодинамик шинж чанарыг загварчлах уусмалын онол молекулын бүтэцболон молекул хоорондын харилцан үйлчлэлийн талаарх мэдээлэл.

Химийн термодинамик нь дараахь химийн салбаруудтай нягт холбоотой байдаг.

аналитик хими;

цахилгаан химийн;

коллоид хими;

шингээлт ба хроматографи.

Систем - энэ бол хүрээлэн буй ертөнцийн нэг хэсэг, бусад бүх зүйл бол хүрээлэн буй орчин (Жишээ нь: колбоны агуулга нь систем, колбо нь өөрөө хүрээлэн буй орчин юм.)

Системийг хоёр шалгуурын дагуу ангилдаг.

-тай солилцох шинж чанараараа орчинэнерги ба бодис:

тусгаарлагдсан - тэд бодис, энерги солилцож чадахгүй (жишээ нь: термос).

Хаалттай - энерги солилцох боломжтой боловч бодис биш (ампулыг бодисоор дүүргэсэн).

Нээлттэй - бодис, энерги хоёуланг нь солилцож чаддаг. (хоолны сав).

Үе шатуудын тооноос хамааран системийг дараахь байдлаар хуваана.

Нэг төрлийн

Гетероген - интерфэйсээр бие биенээсээ тусгаарлагдсан хэд хэдэн үе шатыг агуулдаг (мөстэй ундаа).

Үе шат Энэ нь бусад хэсгүүдээс интерфейсээр тусгаарлагдсан ижил найрлага, термодинамик шинж чанартай системүүдийн багц юм.

Дугаараар бүрэлдэхүүн хэсгүүд - хувь хүн химийн бодис, системийг бүрдүүлдэг бөгөөд системээс салж, бие даан оршин тогтнох боломжтой:

Нэг бүрэлдэхүүн хэсэг

Хоёр бүрэлдэхүүн хэсэг

Олон бүрэлдэхүүн хэсэг - тэдгээрийн систем нь нэг төрлийн эсвэл гетероген байж болно. (цай, вазелин).

Термодинамик процесс - термодинамик системийн нэг төлөвөөс нөгөөд шилжих шилжилт нь системийн тэнцвэрт байдлыг зөрчсөнтэй үргэлж холбоотой байдаг. Ерөнхийдөө процессын явцад нэг төлөвийн параметр тогтмол хэвээр байна:

Изотерм - үед тогтмол температур(T=const).

Изобарик - цагт тогтмол даралт(P=const).

Isochoric – тогтмол эзэлхүүнтэй (V=const).

Адиабат – дулааны солилцоо байхгүй үед (Q=const).

Тусгаарлагчгүй систем дэх процессын явцад дулааныг шингээх, ялгаруулах хоёулаа тохиолдож болно.

Экзотермик (дулаан ялгаруулах)

Эндотермик (дулаан ялгаруулах)

Өөрөө бие даан явагддаг үйл явцын тусдаа төрөл байдаг бөгөөд тэдгээрийг хэрэгжүүлэхэд гаднаас эрчим хүч шаарддаггүй - аяндаа үүсэх үйл явц (хий нь савны бүх эзэлхүүнийг дүүргэдэг). Аяндаа бус үйл явц - хүрээлэн буй орчноос эрчим хүчийг татахыг шаарддаг.

4. Тэнцвэрийн төлөв – тэг термодинамикийн эхлэл.

Термодинамик тэнцвэр - хүрээлэн буй орчноос тусгаарлагдсан нөхцөлд энэ системийн макроскоп хэмжигдэхүүнүүд (температур, даралт, эзэлхүүн, энтропи) цаг хугацааны явцад өөрчлөгдөөгүй байх системийн төлөв байдал. Ерөнхийдөө эдгээр утгууд нь тогтмол биш, зөвхөн дундаж утгуудын эргэн тойронд хэлбэлздэг (хэлбэлздэг).

Мэдэгдэж буй дөрвөн эхлэл байдаг: 1. тэг; 2.эхний; 3. секунд; 4.гурав дахь.

Тэг - системийн тэнцвэрт байдлын нөхцөлийг тодорхойлдог (ихэвчлэн термодинамикийн тэг хууль тогтмол байдаггүй, гэхдээ зөвхөн тэнцвэрт байдалд байгаа системийн байрлалын нөхцөлийг харгалзан үздэг). Энэ нь постулат дээр үндэслэсэн бөгөөд практикт үгүйсгэгддэггүй.

Тогтмол үед гадаад нөхцөлтэнцвэрт байдалд байгаа систем цаг хугацааны явцад өөрчлөгддөггүй;

Хэрэв систем тэнцвэрт байдалд байгаа бол энэ системийн бүх хэсгүүд тэнцвэрт байдалд байна.

Тэнцвэрт байгаа системийн бүх хэсгүүдийн температурын тэгш байдлыг нэрлэдэг тэг эхлэлтермодинамик.

Термодинамикийн тэг хууль: хэрэв хоёр систем тус бүр нь нөгөө болон бусад системүүдтэй дулааны тэнцвэрт байдалд байгаа бол эдгээр хоёр буюу түүнээс дээш систем нь дулааны тэнцвэрт байдалд байна.

Хэрэв систем дэх температур ижил байвал систем тэнцвэрт байдалд байна. -аас тэг эхлэлӨөр нэг дүгнэлт дараах байдалтай байна - нэмэлт чанар- системийн шинж чанарыг бүхэлд нь тодорхойлдог аливаа хэмжигдэхүүн нь эдгээр хэмжигдэхүүнүүдийн нийлбэртэй тэнцүү байна бие даасан хэсгүүдсистем хэрхэн хуваагдаж байгаагаас үл хамааран систем.

Төрийн функц, термодинамикийн нэгдүгээр хууль, дулаан багтаамж.

Термодинамик дахь төлөвийн функц - термодинамикийн системийн тэнцвэрт байдлыг тодорхойлдог бие даасан параметрүүдийн функц; систем нь авч үзэж буй тэнцвэрт байдалд хүрсэн замаас (үйл явцын мөн чанар) хамаарахгүй (өөрөөр хэлбэл, энэ нь системийн түүхийн өмнөх үеэс хамаарахгүй); Төрийн функцууд нь ялангуяа системийн онцлог шинж чанаруудыг агуулдаг.

дотоод энерги;

энтропи;

энтальпи гэх мэт.

Термодинамикийн ажил ба дулааны хэмжээ нь төлөв байдлын функц биш, учир нь тэдгээрийн үнэ цэнэ нь системийн төлөв байдлыг өөрчилсөн процессын төрлөөр тодорхойлогддог.

Термодинамикийн анхны хууль - термодинамикийн гурван үндсэн хуулийн нэг нь термодинамик системийн энерги хадгалагдах хууль юм.

Термодинамикийн анхны хуулийг томъёолсон 19-р сарын дунд үезуунд Германы эрдэмтэн Ж.Р.Майер, Английн физикч Ж.П.Жоуль, Германы физикч Г.Гельмгольц нарын ажлын үр дүнд бий болсон. Термодинамикийн 1-р хуулийн дагуу термодинамик систем нь зөвхөн дотоод энерги эсвэл өөр ямар нэгэн зүйлээр л ажил хийж чадна. гадаад эх сурвалжэрчим хүч. Термодинамикийн 1-р хуулийг ихэвчлэн ямар ч эх үүсвэрээс эрчим хүч авахгүйгээр ажилладаг анхны төрлийн мөнхийн хөдөлгөөнт машин оршин тогтнох боломжгүй гэж томъёолдог.

Томъёо:

Системд хүлээн авсан дулааны хэмжээ нь дотоод энергийг өөрчилж, гадны хүчний эсрэг ажил гүйцэтгэхэд ордог.

ДУЛААНЫ ХҮЧИН - температурыг 1 ° C-аар өөрчлөхөд зарцуулсан дулааны хэмжээ. Илүү хатуу тодорхойлолтоор дулааны багтаамж нь термодинамик юм. утгыг илэрхийллээр тодорхойлно:

Энд DQ нь системд дамжуулж, түүний температурыг DT болгон өөрчлөхөд хүргэдэг дулааны хэмжээ юм. Хязгаарлагдмал ялгааны DQ/DT харьцааг нэрлэнэ. дундаж дулаан багтаамж, хязгааргүй бага утгын харьцаа dQ/dT-жинхэнэ дулаан багтаамж. dQ нь төлөвийн функцийн бүрэн дифференциал биш тул дулааны багтаамж нь системийн хоёр төлөв хоорондын шилжилтийн замаас мөн хамаарна. Системийн дулааны багтаамж (J/K), хувийн дулааны багтаамж [J/(g K)], молийн дулааны багтаамж [J/(моль К)] байна. Дараах бүх томъёонд молийн дулаан багтаамжийн утгыг ашигладаг.

Химийн урвалын дулааны нөлөөлөл, дулааны нөлөөллийн тодорхойлолт.

Мэдэгдэж байгаагаар аливаа бодисын физик-химийн өөрчлөлт нь энергийн хувирал дагалддаг. Термодинамик дахь янз бүрийн урвалын үед энергийн өөрчлөлтийг харьцуулахын тулд энэ ойлголтыг ашигладаг дулааны нөлөө , өөрөөр хэлбэл, эхний болон эцсийн температур тэнцүү байх тохиолдолд химийн процесст ялгарах буюу шингээх дулааны хэмжээ. Дулааны эффектийг ихэвчлэн урвалжийн моль гэж нэрлэдэг ба жоульоор илэрхийлдэг.

Хэрэв процессууд хаалттай саванд (тогтмол эзэлхүүнтэй V=const) эсвэл задгай саванд (тогтмол даралт P=const) явагддаг бол дулааны нөлөөлөл өөр хоорондоо ялгаатай байна.

Тогтмол эзэлхүүн дэх дулааны нөлөө нь дотоод энергийн алдагдалтай тэнцүү байна. QВ.Т= –∆ УТ, тогтмол даралттай үед - энтальпийн бууралт:

QРТ= –∆НТ .

Дулааны нөлөөлөл нь завсрын үе шатуудаас хамаардаггүй бөгөөд зөвхөн системийн эхний болон эцсийн төлөвөөр тодорхойлогддог бөгөөд системийн хийсэн цорын ганц ажил нь гадны даралтын эсрэг ажиллах бөгөөд даралт буюу эзэлхүүн нь процессын туршид тогтмол хэвээр байх ёстой. (Гессийн хууль). Гессийн хуулийг ашиглан янз бүрийн термохимийн тооцооллыг хийдэг.

Термодинамикийн хоёр дахь хууль, энтропи.

Термодинамикийн хоёр дахь хууль -- физик зарчим, энэ нь биетүүдийн хоорондох дулаан дамжуулах үйл явцын чиглэлд хязгаарлалт тавьдаг.

Термодинамикийн хоёр дахь хууль гэж нэрлэгддэг зүйлийг хориглодог байнгын хөдөлгөөнт машинуудбиеийн бүх дотоод энергийг ашигтай ажилд хувиргах боломжгүйг харуулсан хоёр дахь төрлийн.

Термодинамикийн хоёр дахь хууль нь термодинамикийн хүрээнд нотлогдох боломжгүй постулат юм. Энэ нь туршилтын баримтуудыг нэгтгэн дүгнэсний үндсэн дээр бүтээгдсэн бөгөөд олон тооны туршилтын баталгааг хүлээн авсан.

Термодинамикийн хоёр дахь хуулийн хэд хэдэн ижил төстэй томъёолол байдаг.

Клаузиусын постулат : "Үйл явц боломжгүй бөгөөд үүний цорын ганц үр дүн нь дулааныг илүү хүйтэн биеээс халуун руу шилжүүлэх явдал юм" (энэ процессыг Клаузиусын процесс гэж нэрлэдэг).

Томсоны постулат: "Дугуй хэлбэртэй үйл явц нь боломжгүй бөгөөд түүний цорын ганц үр дүн нь дулааны нөөцийг хөргөх замаар ажил үйлдвэрлэх явдал юм" (энэ процессыг Томсон процесс гэж нэрлэдэг).

Термодинамик энтропи(S) , ихэвчлэн энтропи гэж нэрлэдэг, хими, термодинамикийн хувьд термодинамикийн системийн төлөв байдлын функц юм; Түүний оршин тогтнохыг термодинамикийн хоёрдугаар хуулиар тогтоосон.

Энтропийн тухай ойлголтыг анх 1865 онд Рудольф Клаузиус гаргажээ. Тэрээр термодинамик системийн энтропийн өөрчлөлтийг тодорхойлсон буцах үйл явцдулааны нийт хэмжээ ΔQ-ийн өөрчлөлтийг үнэмлэхүй температурт T харьцаагаар:

Энд dS нь энтропийн өсөлт (дифференциал), δQ нь дулааны хэмжээ хязгааргүй бага өсөлт юм.

Тусгаарлагдаагүй систем дэх процессууд: Гиббс энерги ба Гельмгольцын энерги, тэнцвэрт байдал ба аяндаа үүсэх процессын шалгуурууд, Гиббс-Гельмгольцын хамгийн их тэгшитгэл.

Гиббсийн чөлөөт энерги (эсвэл зүгээр л Гиббсын энерги, эсвэл Гиббсын потенциал, нарийн утгаараа термодинамик потенциал) - энэ нь тухайн үеийн энергийн өөрчлөлтийг харуулсан хэмжигдэхүүн юм химийн урвалулмаар химийн урвал явагдах үндсэн боломжийн хариултыг өгөх; Энэ нь дараах хэлбэрийн термодинамик потенциал юм.

хаана U - дотоод энерги, P - даралт, V - эзэлхүүн, T - үнэмлэхүй температур, S - энтропи.

Хельмгольцын чөлөөт энерги (эсвэл зүгээр л чөлөөт энерги) - термодинамик потенциал, бараг статик изотерм процесс дахь бууралт нь системийн гадаад биет дээр хийсэн ажилтай тэнцүү байна.

Тогтмол тооны бөөмс бүхий системийн Хельмгольцын чөлөөт энергийг дараах байдлаар тодорхойлно.

Энд U дотоод энерги, T нь үнэмлэхүй температур, S нь энтропи юм.

Термодинамикийн хоёр дахь хуулийн дагуу аяндаа явагдах үйл явцын шалгуур нь юм энтропийн өсөлт. Хэрэв аяндаа үүсэх үйл явцын боломжийг тодорхойлдог энтропийн хүчин зүйл нь энтальпийн хүчин зүйлтэй дараах байдлаар хамааралтай бол: TdS≥ dU(мөн изобар процессын хувьд). TdS≥ dH), - дараа нь тэгшитгэлээс

дА= dU – TdSэсвэл ∆А=∆ У- Т∆ С

dG= dH – TdSэсвэл ∆Г=∆ Х - Т∆ С

дараах: дА≤0, эсвэл ∆А≤0; dG≤0, эсвэл ∆Г≤0.

Тэгш байдал гэдэг нь тэнцвэрт үйл явц, "бага" тэмдэг нь аяндаа үүсэх үйл явцыг хэлнэ. Эдгээр хамаарал нь тусгаарлагдаагүй системүүдийн тэнцвэрт байдал, аяндаа үүсэх үйл явцын нөхцлийг тооцоолох, тодорхойлоход үндэс суурь болдог.

Гиббс-Гельмгольцын тэгшитгэл нь хамгийн их ажлын тэгшитгэл юм.

Эдгээр нь тэнцвэрт үйл явцын хамгийн их ажил ба тэнцвэргүй үйл явцын дулааны хоорондох холбоог тогтоох боломжийг олгодог.

Гельмгольцын тэгшитгэл (F ба G функцийг температурын деривативтай холбосон тэгшитгэл).

Гиббсийн тэгшитгэл (F ба G функцийг тэдгээрийн температурын деривативтай холбох тэгшитгэл). Эдгээр тэгшитгэлүүд нь Гельмгольцын функцийн температурын коэффициент эсвэл Гиббсын функцийн температурын коэффициентээр дамжуулан ажлыг тооцоолох боломжийг олгодог.

Термодинамикийн гурав дахь хууль.

Томъёо: Температур 0 К-д ойртох тусам аливаа тэнцвэрийн системийн энтропи изотермийн процессуудямар ч термодинамик параметрээс хамаарахаа больж, хязгаарт (T = 0 K) бүх системд ижил, бүх нийтийн тогтмол утгыг авдаг бөгөөд үүнийг тэгтэй тэнцүү авч болно.

“Үнэмлэхүй тэг температурт энтропи нэмэгдэх хандлагатай байна хязгаарлагдмал хязгаар, системийн байгаа тэнцвэрийн төлөвөөс хамааралгүй.”

Энд x нь аливаа термодинамик параметр юм.

Термодинамикийн гурав дахь хууль нь зөвхөн тэнцвэрт байдалд хамаарна.

Термодинамикийн гурав дахь хууль нь сонгодог термодинамикийн хүрээнд (термодинамикийн нэг ба хоёрдугаар хуулиудад үндэслэсэн) хийх боломжгүй энтропийн үнэмлэхүй утгыг олох боломжийг олгодог.

Үр дагавар:

Хүрэх боломжгүй үнэмлэхүй тэгтемпературТермодинамикийн гурав дахь хуулиас үзэхэд энтропийн өөрчлөлттэй холбоотой ямар ч төгсгөлтэй процесст үнэмлэхүй тэг температурт хүрэх боломжгүй, тиймээс термодинамикийн гурав дахь хуулийг заримдаа үнэмлэхүй хүрэх боломжгүй байдлын зарчим болгон томъёолдог; тэг температур.

Термодинамикийн коэффициентүүдийн төлөв байдал.Термодинамикийн гуравдахь хуулиас хэд хэдэн термодинамик үр дагавар гарч ирдэг: дулааны багтаамж нь тогтмол даралт, тогтмол эзэлхүүнтэй үед тэг байх ёстой үед коэффициентүүд дулааны тэлэлтболон зарим ижил төстэй утгууд.

Термодинамикийн 3-р хуулийн хүчинтэй эсэхэд нэг удаа эргэлзээ төрж байсан боловч хожим нь бүх илэрхий зөрчилдөөн (T = 0-д хэд хэдэн бодисын хувьд тэг биш энтропийн утга) нь материйн метастабил төлөвтэй холбоотой болох нь тогтоогдсон. термодинамикийн тэнцвэрт байдал гэж үздэг.Загвар дээрх термодинамикийн гуравдахь хуулийг зөрчих. Загварын системд термодинамикийн гурав дахь хууль ихэвчлэн зөрчигддөг. Ийнхүү сонгодог энтропи байх үедхамгийн тохиромжтой хий хасах хязгааргүй байх хандлагатай. Энэ нь хэзээ гэдгийг харуулж байнабага температур

Менделеев-Клапейроны тэгшитгэл нь бодит хийн үйл ажиллагааг хангалттай тайлбарлаж чадахгүй.

Тиймээс термодинамикийн гурав дахь хууль нь сонгодог механик, статистикийн хангалтгүй байдлыг илтгэж, бодит системийн квант шинж чанарын макроскопийн илрэл юм.

Харин квант механикийн хувьд загвар системд гуравдахь хуулийг мөн зөрчиж болно. Эдгээр нь бүгд Гиббсын тархалт хэрэгжиж, үндсэн төлөв нь доройтсон тохиолдол юм. Загвар дахь гурав дахь хуулийг дагаж мөрдөхгүй байх нь зарим өөрчлөлтийг үгүйсгэхгүй.физик хэмжигдэхүүнүүд

Энэ загвар нь хангалттай байж болох юм.

Химийн потенциал нь физик, химийн үйл явцын эрчимжилтийн хүчин зүйл юм.

Химийн потенциал гэдэг нь тогтмол тооны моль бүхий нэг бүрэлдэхүүн хэсгийн молийн тооны өөрчлөлтийн дагуу гол төлөв Гиббсийн энергийн аль нэг шинж чанарын (∆G, ∆A, ∆U, ∆H) хэсэгчилсэн дериватив юм. бусад бүрэлдэхүүн хэсгүүд болон ижил төлөвийн параметрүүд.

dG≤ - SdT + Vdp + (∂G/∂n 1) T , p , n 2, n 3,.., nk dn 1 + (∂G/∂n i) T , p , n 1,.., ni -1, n +1,…, nk dn i + (∂G/∂n k) T , p , n 1,.., ni , nk -1 dn k .

“Бага” тэмдэг нь аяндаа явагдах үйл явцыг, “тэнцүү” тэмдэг нь тэнцвэрт үйл явцыг илэрхийлдэг. Өөрчлөгдөж буй бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн аль нэгэнд хамаарах Гиббсийн энергийн хэсэгчилсэн деривативууд нь химийн потенциал μ юм. μ= Г/ Химийн потенциалын үнэ цэнийг хэрхэн тодорхойлох вэ? Нэг бүрэлдэхүүн хэсэгтэй системийн хувьд бид дараахь зүйлийг бичиж болно.= Гn

М

G M – бүрэлдэхүүн хэсгийн (бие даасан бодис) молийн Гиббсийн энерги буюу молийн термодинамик потенциал. Тиймээс бүрэлдэхүүн хэсгийн химийн потенциал нь молийн Гиббсын энергитэй ижил байна.

Бодит нөхцөлийг харгалзан тэнцвэрийн тогтмолууд, тэнцвэрийн тогтмолууд. Термодинамикийн хоёр дахь хуулийн дагуу аяндаа явагдах үйл явц нь системийн чөлөөт энергийн бууралтаар дагалдаж, тэнцвэрийн төлөвийг бий болгосноор дуусдаг.

Химийн тэнцвэрийг тэнцвэрийн тогтмолуудаар илэрхийлдэг.

Тэнцвэрийн тогтмол нь урвалын бүтээгдэхүүний концентрацийн бүтээгдэхүүний тооны харьцаатай тэнцүү байна. Эхлэх бодисын концентрацийн бүтээгдэхүүн: K c = Ps i in i / Ps i a i

Ерөнхийдөө дүүрэг

Энд vi ба vj нь стехиометрийн байна. Анхдагч бодисын тоо Ai (i=1,2,..., q) ба уусмалын бүтээгдэхүүнүүд Aj (j=1, 2, ..., r), тэдгээрийн үйл ажиллагаа тус тус. ба тэнцвэрийн тогтмол

Fugacity гэдэг нь хий нь хамгийн тохиромжтой шиг ажилладаг бодит хийн даралт юм. Хэсэгчилсэн даралтын оронд fugacity-ийн хэрэглээ, харьцааны хэрэглээг харьцангуйгаар ашигладаг өндөр даралтба бага температур, бодит хий нь хамгийн тохиромжтой хийнээс ихээхэн хазайсан үед. Бодит хийн химийн потенциалын утгыг олж авахын тулд хамгийн тохиромжтой хийн химийн потенциалын илэрхийлэлд орлуулах шаардлагатай хэмжигдэхүүнийг галзуу чанар гэнэ.

Тохиромжтой шийдлүүдээс бодит шийдэл рүү шилжихийн тулд үйл ажиллагааны тухай ойлголтыг нэвтрүүлсэн - энэ бол төвлөрөл юм бодит шийдлүүдидеал шийдлийн термодинамик шинж чанарыг олж авах. Уусмал дахь бүрэлдэхүүн хэсгийн идэвхжил нь бодит уусмалын химийн потенциалын зөв илэрхийлэлийг олж авахын тулд хамгийн тохиромжтой уусмал дахь бүрэлдэхүүн хэсгийн химийн потенциалын илэрхийлэлд орлуулах ёстой хэмжигдэхүүн юм.

Химийн урвалын изотерм, изохор ба изобар, химийн хувьсагч ба химийн бодис.

Изотермаль – Т= const

учир нь

Isochoric – V = const

δА = pdυ = 0,

δQ = dU + pdυ,

3. Изобарик – P = const

A = pV2 – pV1.

4. Адиабат – δQ = 0

A = –CV(T2 – T1), T2 > T1;

2) pdδ= –CvdT,

Химийн хувьсагч гэдэг нь химийн урвал дахь бүрэлдэхүүн хэсгийн молийн тооны өөрчлөлтийг түүний стехиометрийн коэффициенттэй харьцуулсан харьцаа бөгөөд энэ нь бүх бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн хувьд ижил бөгөөд урвалын бүрэн байдлыг тодорхойлдог. Химийн хамаарал нь системийн төлөв байдлаас хазайхыг тодорхойлдог химийн тэнцвэрт байдал.

CHEMICAL Affinity (урвалын хамаарал), термодинамик параметр. химийн төлөв байдлаас хазайлтыг тодорхойлдог систем. тэнцвэр. Хэрэв урвалыг тэгшитгэлээр бичвэл:

Энд L1, ..., Lk - анхны урвалжууд, Lk+1, ..., Lk+m - уусмалын бүтээгдэхүүн, v1, ..., vk ба vk+1, ..., vk+m - стехиометрийн . коэффициент,

Ле Шателье-Браун зарчим.

Томъёо: Тогтвортой тэнцвэрт байдалд байгаа системд гаднаас нь нөлөөлж, тэнцвэрийн байрлалыг тодорхойлдог аль нэг нөхцөлийг өөрчилвөл системд үүссэн нөлөөллийн нөлөөллийг сулруулж, тэнцвэрийн байрлал бэхжинэ. ижил чиглэлд шилжих болно.

Изохор ба изобар тэгшитгэл нь температураас хамаарч химийн тэнцвэрт байдлын шилжилтийг тодорхойлох боломжийг олгодог. Хэрэв дулаан ялгарах үед шууд урвал явагдах юм бол (∆U<0 или ∆Н<0), то рост температуры для экзотермической реакции приведет к уменьшению константы равновесия k c или k p . Смещение равновесия в зависимости от изменения температуры, когда ∆U<0 или ∆Н<0, можно представить в следующем виде:

температурын өсөлт

температурын бууралт

Экзотермик урвалын температурын өсөлт нь эхлэлийн бодисын хэмжээг нэмэгдүүлэхэд хувь нэмэр оруулдаг бөгөөд эндотермик урвалын температурын өсөлт нь температур өөрчлөгдөхөөс өмнөх тэнцвэрийн төлөвтэй харьцуулахад урвалын бүтээгдэхүүнийг баяжуулахад хүргэдэг.

Энэ зарчмын дагуу концентрацийн өсөлт нь концентраци нэмэгдэж байгаа бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн хэрэглээг нэмэгдүүлэх чиглэлд тэнцвэрт байдалд шилжихэд хүргэдэг.

Фазын тэнцвэрт байдал, Гиббсын фазын дүрэм.

Фазын тэнцвэр гэдэг нь гетероген систем дэх термодинамикийн тэнцвэрт фазуудын нэгэн зэрэг оршин тогтнох явдал юм, жишээлбэл, ханасан ууртай шингэн (шингэн-хийн систем), хайлах цэг дэх ус ба мөс (шингэн-хатуу систем), хоёр холилдохгүй шингэн (шингэн). -шингэн систем). Системийн найрлага, параметрээс хамааран фазын тэнцвэрийг Хоббсын фазын дүрмээр тодорхойлно.

Физик байдал, химийн найрлагаараа нэг төрлийн систем буюу системийн хэсгийг фаз гэж нэрлэдэг ба бүрэлдэхүүн хэсэг нь химийн нэг төрлийн, тусгаарлагдах, бие даан оршин тогтнох чадвартай бодис юм.

Хоббсын үе шатны дүрмийн мэдэгдэл:Тэнцвэрт термодинамикийн системийн n гадаад хүчин зүйлийн нөлөөлөлд өртсөн (эсвэл гадаад хүчин зүйлийн нөлөөгөөр температур, температур, даралт) нөлөөлсөн эрх чөлөөний зэрэг нь системийн бие даасан бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн тооноос фазын тоог нэмэх n-тэй тэнцүү байна. (нэг эсвэл хоёр).

S=K-F+Химийн потенциалын үнэ цэнийг хэрхэн тодорхойлох вэ? Нэг бүрэлдэхүүн хэсэгтэй системийн хувьд бид дараахь зүйлийг бичиж болно., S=K-F+1, S=K-F+2

Хоббсын фазын дүрэм нь хязгаарлагдмал тооны фаз ба бүрэлдэхүүн хэсгүүдтэй системд хамаарна; Нэг, хоёр, гурван фазын, нэг, хоёр, гурван бүрэлдэхүүн хэсэгтэй системүүд байдаг. Эрх чөлөөний зэрэглэлийн тоо нь системийн хувьсах чадварыг тодорхойлдог. Систем нь нэг, хоёр, гурван хувилбартай байж болно. Хэрэв C = 0 бол ийм системийг дуудна хувирамтгай.

Системийн гадаад нөхцөл, бүрэлдэхүүнээс хамааран системийн фазын төлөвийг ашиглан тодорхойлно диаграммууднөхцөл, эсвэл фазын диаграммууд.

Фазын шилжилтийн дулааны нөлөө.

Дулааны эффект гэдэг нь дараахь нөхцөлд химийн урвалын үр дүнд ялгарах буюу шингээх дулааныг хэлнэ: ашигтай ажил байхгүй, системийн тогтмол даралт буюу эзэлхүүн, урвалын өмнө болон дараа тогтмол температур, өөрөөр хэлбэл урвал нь заавал байх ёстой. изобар-изотерм эсвэл изохор-изотермийн нөхцөлд явагдана. Урвалын дулааны нөлөөллийг Гессийн хуулийн дагуу тодорхойлж болно: тогтмол даралт эсвэл эзэлхүүнтэй үед химийн урвалын дулааны нөлөө нь зөвхөн эхлэлийн бодис, урвалын бүтээгдэхүүний төрөл, төлөв байдлаас хамаардаг боловч шилжилтийн замаас хамаардаггүй. . Хэрэв урвал тогтмол даралтын үед явагддаг бол дулааны ажиглагдсан өөрчлөлтийг энтальпийн өөрчлөлтөөр илэрхийлнэ. Тогтмол эзэлхүүнтэй урвалын хувьд дулааны нөлөөг дотоод энергийн өөрчлөлтөөр тодорхойлно.

Фазын хувиргалт - хайлах, уурших, талсжих үед фазын шилжилтийн далд дулаан гэж нэрлэгддэг бодисууд байдаг бөгөөд ялгарах дулааны хэмжээ нэлээд их байдаг. "Нууц дулаан" нэрнээс харахад бодисын фазын өөрчлөлтийн үед түүний температур өөрчлөгддөггүй, өөрөөр хэлбэл. бүх үйл явц нь тодорхой температурт явагддаг.

Одоогийн байдлаар практикт дулааны хуримтлуулагчийн хувьд кальцийн хлорид (CaCl2∙6H20) ба натрийн сульфат (Глауберийн давс) гэсэн хоёр төрлийн бодисыг ашиглаж байна. Кальцийн хлоридын хайлах цэг нь 29 ° C, хатуу төлөвөөс шингэн рүү шилжих фазын дулааны нөлөө нь 42 ккал / кг (1.622 кг / м3 нягттай) юм. Хамгийн сайн тохиолдолд фазын шилжилтийн бодис нь устай ижил хэмжээний дулааныг хуримтлуулдаг бөгөөд энэ нь 10 ° C-аар халах үед энэ бодисын эзэлхүүний 1/7-ийг эзэлдэг.

Ус шиг фазын шилжилтийн далд дулааныг ашигладаг батерейнууд нь хэт хөргөх үзэгдлээр тодорхойлогддог бөгөөд ийм батерейг ашиглахдаа үүнээс урьдчилан сэргийлэх нь онцгой чухал юм.

Тэнцвэргүй термодинамик.

Тэнцвэргүй термодинамик (эргэлт буцалтгүй үйл явцын термодинамик) - термодинамикийн хувьд эргэлт буцалтгүй үйл явц (дулаан дамжуулалт, тархалт, химийн урвал, цахилгаан гүйдэл дамжуулалт) үүсэх ерөнхий зүй тогтлыг судалдаг.

Тэнцвэргүй термодинамик ба тэнцвэрийн ялгаа:

Системийн термодинамик параметрүүд цаг хугацааны явцад өөрчлөгддөг;

Эдгээр параметрүүд нь системийн өөр өөр цэгүүдэд өөр өөр утгатай байдаг, жишээлбэл. координатаас хамаарна;

Тэнцвэргүй системийг дараахь байдлаар ялгадаг.

A) Шугаман - бодит үйл явцын тэнцвэрт байдлаас бага зэргийн хазайлтад хүчинтэй

B) шугаман бус - илүү чухал ач холбогдолтой.

Тэнцвэргүй термодинамикийн тухай ерөнхий мэдээлэл

Дээр дурдсанчлан сонгодог термодинамик (түүний гурван "эхлэл") нь термодинамикийн тэнцвэрт байдал, буцах үйл явцыг судалдаг. Тэнцвэргүй үйл явцын хувьд энэ нь зөвхөн эдгээр үйл явцын боломжит чиглэлийг харуулсан тэгш бус байдлыг тогтоодог. Prigogine-ийн үндсэн бүтээлүүд нь бүх термодинамикийг гурван том хэсэгт хуваадаг: энтропи, урсгал ба хүчний үйлдвэрлэл тэгтэй тэнцүү, сул тэнцвэргүй байдал, термодинамик хүч нь "сул", энерги шугаман урсдаг. хүчнээс хамаардаг ба эрчим хүчний урсгал нь шугаман бус, бүх термодинамик процессууд эргэлт буцалтгүй байдаг өндөр тэнцвэргүй буюу шугаман бус байдаг. Тэнцвэргүй термодинамикийн гол ажил бол тэнцвэргүй үйл явцын тоон судалгаа, ялангуяа гадаад нөхцөл байдлаас хамааран тэдгээрийн хурдыг тодорхойлох явдал юм. Тэнцвэргүй термодинамикийн хувьд тэнцвэргүй үйл явц явагддаг системийг тасралтгүй зөөвөрлөгч гэж үздэг бөгөөд тэдгээрийн төлөвийн параметрүүдийг талбайн хувьсагч, өөрөөр хэлбэл координат ба цаг хугацааны тасралтгүй функцууд гэж үздэг.

Сул тэнцвэргүй (шугаман) термодинамик нь тэнцвэрт ойрхон төлөвт байгаа системд тохиолддог термодинамик процессуудыг авч үздэг. Тиймээс шугаман термодинамик нь үйл ажиллагааны хамгийн бага түвшинд чиглэсэн системүүдийн тогтвортой, урьдчилан таамаглахуйц зан төлөвийг тодорхойлдог. Энэ чиглэлээр хийсэн анхны ажил нь 1931 онд шугаман, сул тэнцвэргүй муж дахь тэнцвэрт бус термодинамикийн ерөнхий хамаарлыг анх нээсэн Ларс Онсагерт харьяалагддаг. Тэдний мөн чанар нь чанарын хувьд дараах байдалтай байна: хэрэв сул тэнцвэргүй нөхцөлд "нэг" хүч (жишээлбэл, температурын градиент) "хоёр" урсгалд (жишээлбэл, тархалт) нөлөөлдөг бол "хоёр" хүч (концентрацийн градиент) урсгалд нөлөөлдөг. нэг" "(дулааны урсгал).

Тиймээс сул тэнцвэргүй бүсэд тэнцвэрийн термодинамикийн хуулиуд практикт хэрэгждэг, систем нь юунд ч ханддаггүй бөгөөд ихэнх тохиолдолд түүний зан төлөвийг урьдчилан таамаглах боломжтой байдаг.

Хүчтэй тэнцвэргүй термодинамик нь төлөв байдал нь тэнцвэрт байдлаас хол байгаа системд тохиолддог процессуудыг авч үздэг.

Системд үйлчлэх термодинамик хүч хангалттай том болж, шугаман бүсээс шугаман бус руу шилжих үед системийн төлөв байдлын тогтвортой байдал, түүний хэлбэлзлээс үл хамаарах байдал мэдэгдэхүйц буурдаг.

Ийм мужид тодорхой хэлбэлзэл нь системд үзүүлэх нөлөөгөө эрчимжүүлж, салаалах цэг - тогтвортой байдал алдагдахад хүрч, анхны төлөвөөс чанарын хувьд ялгаатай байж болох шинэ төлөвт шилжихийг албаддаг. Систем нь өөрөө зохион байгуулагддаг. Түүгээр ч зогсохгүй ийм системийг хөгжүүлэх нь өсөн нэмэгдэж буй дэг журам үүсэх замаар явагддаг гэж үздэг. Үүний үндсэн дээр материаллаг системийг өөрөө зохион байгуулах санаа гарч ирэв.

Хамгийн жижигээс том хүртэлх бүх материаллаг системийг нээлттэй гэж үздэг бөгөөд хүрээлэн буй орчинтой энерги, бодис солилцдог бөгөөд дүрмээр бол термодинамикийн тэнцвэрт байдлаас хол төлөвт байдаг.

Материаллаг системийн энэ шинж чанар нь эргээд материйн хэд хэдэн шинэ шинж чанарыг тодорхойлох боломжийг олгосон.

Тэдгээрийн заримыг энд оруулав.

Бүх үйл явц нь эргэлт буцалтгүй байдаг, учир нь тэдгээр нь үргэлж эрчим хүчний алдагдал дагалддаг;

Нээлттэй систем дэх энтропи S нь хоёр бүрэлдэхүүн хэсэгтэй: deS - гадаад ертөнцтэй энтропийн солилцоог тодорхойлдог; diS - эргэлт буцалтгүй дотоод үйл явцыг тодорхойлдог;

Матери өөрөө өөрийгөө зохион байгуулах шинж чанартай байдаг.

И.Пригожин амьд бодисыг задгай материаллаг систем болгон судлахдаа голчлон амьд ба амьгүй бодисын бүтцийн зохион байгуулалтын харьцуулсан дүн шинжилгээ, гликолизийн урвалын термодинамик шинжилгээ болон бусад хэд хэдэн бүтээлд чиглэв.

Статистикийн термодинамикийн элементүүд

Статистикийн термодинамикийн хүрээнд системийн төлөвийг физик хэмжигдэхүүний утгаар бус харин тэдгээрийн тархалтын магадлалын хуулиар тодорхойлдог. Мужуудаар нийлбэрийг тодорхойлох эхлэлийн цэг нь Больцманы хуваарилалтын хууль юм. Энэ хууль нь янз бүрийн молекулуудын энергийн ялгааг тусгаж, молекулуудын (бөөмс) энергийн хуваарилалтыг тодорхойлдог. Молекулуудыг энергийн түвшний дагуу нэгтгэдэг хэмжигдэхүүнийг Больцманы хүчин зүйл гэж нэрлэдэг.

Идеал хийн харилцан үйлчлэлгүй хэсгүүдийн хувьд Гиббсийн каноник тархалт Больцманы тархалт болж хувирдаг.

Тэгэхээр физикт үндэслээгүй эдийн засгийн аливаа онол бол утопи юм!

Баялаг гэж юу байдгийг ойлгохын тулд та эдийн засгийн ном унших шаардлагагүй, харин Марксын Капиталтай яг тэр үед төрсөн термодинамикийн үндсийг судлах хэрэгтэй.

Термодинамик нь хүмүүс "галын хөдөлгөгч хүчийг" захирахыг хүссэний улмаас үүссэн бөгөөд үүний тулд үр дүнтэй уурын хөдөлгүүр бий болгох шаардлагатай байв. Тиймээс термодинамик нь эхлээд дулааныг судлахтай холбоотой байв.

Гэсэн хэдий ч цаг хугацаа өнгөрөхөд термодинамик ихээхэн өргөжиж, бүх төрлийн энергийн хувирлын тухай онол болжээ. Термодинамик өнөөг хүртэл ийм хэлбэрээр оршдог.

Термодинамикийн үнэ цэнэ маш их болсон тул Английн зохиолч, физикч, төрийн зүтгэлтэн Чарльз Перси Сноу термодинамикийн хоёр дахь хуулийг үл тоомсорлох нь Шекспирийн бүтээлийг үл тоомсорлохтой адил ерөнхий соёлын сорилтыг нэвтрүүлэхийг санал болгов.

Термодинамик нь эрчим хүчийг судлах хүмүүсийн асар их туршлагыг хураангуй хэлбэрээр нэгтгэсэн цөөн тооны мэдэгдлүүд дээр суурилдаг.

Эдгээр мэдэгдлийг гэж нэрлэдэг хуулиудэсвэл эхэлсэнтермодинамик.

Термодинамикийн дөрвөн хууль (зарчмууд) байдаг.

Хоёрдахь эхлэлийг цаг хугацааны хувьд хамгийн түрүүнд томъёолсон, тэг эхлэл нь сүүлчийнх байв. Тэдний хооронд термодинамикийн нэг ба гурав дахь хуулиуд бий болсон.

Термодинамикийн тэг хуульзуу орчим жилийн өмнө томъёолсон.

Прогрессууд болон бизнесийн хувьд тэг эхлэл нь хамгийн алдартай хоёр дахь эхлэлээс ч илүү чухал бөгөөд яагаад үүнийг эндээс харж болно.

Нэгдүгээрт, энэ нь дараахь зүйлийг хэлдэг: тусгаарлагдсан системийн анхны төлөв байдлаас үл хамааран термодинамик тэнцвэрт байдал эцэстээ үүснэ.

Чухамхүү энэ мэдэгдэл нь баялгийн мөн чанарыг шинжлэх ухаанчаар ойлгох замыг нээж өгч байгаа юм.

Хоёрдугаарт, тэг зарчим нь температурын тухай ойлголтыг шинжлэх ухааны хэлэнд оруулдаг.

Хачирхалтай сонсогдож байгаа ч энэ нь маш гүн гүнзгий ойлголт (температур) нь шинэ баялгийг бий болгоход шаардлагатай нөхцөл байдлыг тодорхойлох боломжийг бидэнд олгодог.

Хэдийгээр та дотоод шаталтат хөдөлгүүрийн талаар мартаж, инкубаторын талаар санаж байвал энд хачирхалтай зүйл ажиглагдахгүй.

Тэг эхлэлийг дараах байдлаар томъёолно.

Хэрэв А систем В системтэй, тэр нь эргээд С системтэй термодинамикийн тэнцвэрт байдалд байгаа бол А систем нь С-тэй тэнцвэртэй байна. Түүнээс гадна тэдгээрийн температур тэнцүү байна.

Термодинамикийн анхны хууль 19-р зууны дундуур боловсруулсан. Үүнийг Келвин дараах байдлаар товч томъёолсон: аливаа тусгаарлагдсан системд эрчим хүчний хангамж тогтмол хэвээр байна.

Келвин түүний шашны үзэл бодолд тохирсон учраас ийм томъёоллыг өгсөн. Бүтээгч нь орчлон ертөнцийг бүтээх тэр мөчид түүнд эрчим хүчний нөөц өгсөн бөгөөд энэхүү бурханлаг бэлэг үүрд мөнхөд оршино гэж тэр итгэдэг байв.

Нөхцөл байдлын инээдэм нь ийм байна. Тэлж буй ертөнцийн онолоор бол Орчлон ертөнцийн нийт энерги үнэхээр тогтмол боловч тэгтэй тэнцүү байна. Орчлон ертөнцийн энергийн эерэг хэсэг нь Орчлонд байгаа бөөмсийн масстай тэнцэхүйц, таталцлын талбайн таталцлын потенциалын улмаас энергийн сөрөг хэсэгээр яг нөхөгдөж болно.

Термодинамикийн хоёр дахь хуульбага халсан биеэс илүү халсан бие рүү дулааныг аяндаа шилжүүлэх боломжгүй гэж заасан.

Хэрэв бид термодинамикийн нэг ба хоёрдугаар хуулиудыг харьцуулж үзвэл бид үүнийг хэлж болно: термодинамикийн нэгдүгээр хууль нь эхний төрлийн мөнхийн хөдөлгөөнт машиныг бүтээхийг хориглодог, термодинамикийн хоёр дахь хууль нь мөнхийн хөдөлгөөнт машиныг бий болгохыг хориглодог. хоёр дахь төрөл.

Эхний төрлийн байнгын хөдөлгөөнт машин нь ямар ч эх үүсвэрээс эрчим хүч авахгүйгээр ажилладаг хөдөлгүүр юм. Хоёр дахь төрлийн байнгын хөдөлгөөнт машин нь нэгдмэл байдалтай тэнцүү үр ашгийн коэффициенттэй хөдөлгүүр юм. Энэ бол дулааныг зуун хувь ажил болгон хувиргадаг хөдөлгүүр юм.

Харин Марксын онолоор бол хөлсний ажилтан бол үр ашгийн коэффициент нь нэгээс их байдаг механизм юм. Маркс мөнхийн хөдөлгөөнт машин зохион бүтээсэндээ ямар ч асуудал олж харахгүй байна. Нааш ир Маркс! Шинжлэх ухааны доктор цолтой орчин үеийн эдийн засагчид ч үүнд ямар ч асуудал харагдахгүй байна! Физик тэдэнд огт байхгүй юм шиг!

Термодинамикийн гурав дахь хуульхязгаарлагдмал тооны алхмаар бодисыг үнэмлэхүй тэг хүртэл хөргөх боломжгүй гэж заасан.

Эцэст нь хэлэхэд би дараах зөвлөгөөг өгч чадна: гурав дахь төрлийн мөнхийн хөдөлгөөнт машины тухай мэдээллийг интернетээс хайж олоорой. Юуны өмнө энэ нь сонирхолтой юм. Хоёрдугаарт, бүх эдийн засагчид гурав дахь төрлийн мөнхийн машин бүтээдэг хүмүүс гэдгийг дэвшилтэт хүн ойлгох ёстой.

Термодинамикийн тэнцвэрийн төлөв- цаг хугацааны явцад өөрчлөгддөггүй, системээр дамжуулан бодис, энергийг шилжүүлэхэд дагалддаггүй системийн төлөв байдал. Энэ төлөв нь юуны түрүүнд системийн бүх хэсгүүдийн температурын тэгш байдалаар тодорхойлогддог. Тэнцвэрт байгаа системийн бүх хэсгүүдэд ижил температур байхыг заримдаа нэрлэдэг термодинамикийн тэг хууль. Үүнийг мөн дараах байдлаар томъёолж болно.

Термодинамик тэнцвэрт системийн бүх хэсгүүд ижил температуртай байдаг.

Энэ хуулийн дагуу хэд хэдэн системийн тэнцвэрийн төлөвийг тодорхойлохын тулд дараах постулатыг өгч болно: хэрэв А систем нь В систем ба С системтэй термодинамикийн тэнцвэрт байдалд байгаа бол В ба С системүүд мөн бие биетэйгээ тэнцвэртэй байна.

Термодинамикийн анхны хууль

Энэ зарчмыг анх 1842 онд Ж.Р.Майер томъёолсон бөгөөд 1845 онд Ж.П.Жоул дулаан ба ажлын тэнцүү байдлыг тогтоох замаар туршилтаар туршиж үзсэн.

Эхний хууль (термодинамикийн бусад хуулиудын адил) нь постулат юм. Үүний үр дагавар нь туршлагатай зөрчилддөггүй гэдгээрээ түүний хүчинтэй байдал нотлогддог. Энэ зарчим нь бүх нийтийн хууль бөгөөд түүний хэд хэдэн үр дагавар нь физик хими, үйлдвэрлэлийн янз бүрийн асуудлыг шийдвэрлэхэд чухал ач холбогдолтой юм.

Химийн шинжлэх ухаанд термодинамикийн эхний хуулийг дулааны үзэгдлүүд дагалддаг химийн процессуудын энерги хадгалах хууль гэж үздэг. Энэ нь химийн термодинамикийн ихэнх тэгшитгэлийн үндэс суурь болдог. Энэ хууль нь математик илэрхийлэлтэй тохирч байна

Д.У.= Q - w ,

дараах байдлаар илэрхийлж болно.

1. Аливаа системийн дотоод энергийн өөрчлөлт DU = U 2 - U 1 нь системд өгсөн Q дулааны хэмжээнээс системийн гүйцэтгэсэн ажлын w хэмжээг хассантай тэнцүү байна. .

(Бэлгэ тэмдэг Д Энэ нь төлөвийн функцүүдийн эцсийн ба анхны утгуудын хоорондох ялгаа бөгөөд тэдгээрийн өөрчлөлт нь үйл явцын замаас хамаардаггүй тул дулаан, ажилд хамаарахгүй). Хязгааргүй жижиг өөрчлөлтүүдийн хувьд эхний зарчмын математик илэрхийллийг дараах байдлаар бичнэ.

dU= dQ - dw

(Хаана г - дифференциал тэмдэг, г - тоо хэмжээ хязгааргүй бага өөрчлөлтийн тэмдэг).

Термодинамикийн 1-р хуулийн өөр томъёолол байдаг бөгөөд тэдгээр нь математик илэрхийлэл бичих өөрийн гэсэн арга барилтай байдаг. Химийн хувьд тэдгээрийн хамгийн чухал нь дараахь зүйл юм.

2. Аливаа тусгаарлагдсан системд нийт эрчим хүчний хангамж тогтмол хэвээр байна .

Тэдгээр. цагт Q = 0 ба w = 0

У= const ба Д.У. = 0

3. Хэрэв систем ажиллахгүй бол дотоод энергийн өөрчлөлт нь зөвхөн дулааныг шингээх эсвэл суллахтай холбоотой юм. .

Тэдгээр. цагт w = 0

Д.У.= Q

Үүнээс үзэхэд үйл явцын дулааны нөлөө Q V , тогтмол эзэлхүүнээр хэмжсэн (жишээлбэл, өргөтгөх боломжгүй, битүүмжилсэн калориметрийн саванд) нь дотоод энергийн өөрчлөлттэй тоон хувьд тэнцүү байна:

Q V = Д.У.

4. Хэрэв систем дулааныг хүлээн авахгүй эсвэл өгөхгүй бол түүний хийж буй ажил нь зөвхөн дотоод энерги алдагдсанаас үүсдэг .

Тэдгээр. цагт Q = 0

Д.У.= - w эсвэл w = - Д.У.

Эндээс харахад 1-р төрлийн мөнхийн хөдөлгөөнт машин, өөрөөр хэлбэл гаднаас эрчим хүчний урсгалгүйгээр тодорхойгүй хугацаагаар ажил хийдэг механизмыг бий болгох боломжгүй юм.

Энтальпи

Ихэнх химийн процессууд байгальд болон лабораторид болон үйлдвэрлэлийн аль алинд нь тогтмол эзэлхүүнтэй биш, харин тогтмол даралттай байдаг. Энэ тохиолдолд янз бүрийн төрлийн ажлын зөвхөн нэгийг л гүйцэтгэдэг. өргөтгөлийн ажил, даралт ба системийн эзэлхүүний өөрчлөлтийн бүтээгдэхүүнтэй тэнцүү:

w = rDV.

Энэ тохиолдолд термодинамикийн нэгдүгээр хуулийн тэгшитгэлийг дараах байдлаар бичиж болно

Д.У. = Q p - rDV

Q p= Д.У. + rDV

(индекс Р дулааны хэмжээг тогтмол даралтаар хэмждэг болохыг харуулж байна). Хэмжээний өөрчлөлтийг харгалзах зөрүүгээр орлуулснаар бид дараахь зүйлийг авна.

Qp = U 2 - U 1 + х (V 2 - V 1 )

Qp = (U 2 + pV 2 ) - (U 1 + pV 1 )

Qp = (У + pV ) 2 - (У + pV ) 1 = H 2 - H 1

Учир нь х Тэгээд В - төлөвийн параметрүүд, ба У нь төрийн функц, дараа нь нийлбэр У + pV = Н бас төрийн чиг үүрэг юм. Энэ функцийг нэрлэдэг энтальпи. Тогтмол даралттай ажиллах явцад системд шингэсэн эсвэл ялгарах дулаан нь энтальпийн өөрчлөлттэй тэнцүү байна.

Qp = Д.Х.

Энтальпийн өөрчлөлт ба системийн дотоод энергийн өөрчлөлтийн хооронд хамаарал байдаг бөгөөд үүнийг тэгшитгэлээр илэрхийлнэ.

DH= Д.У. + DnRT эсвэл Д.У. = DH - DnRT ,

Менделеев-Клапейроны тэгшитгэлийг ашиглан олж авч болно

pV= nRT , хаана pDV = DnRT .

Тоо хэмжээ DH Тогтмол даралтаар ажилладаг калориметрийн суурилуулалтыг ашиглан янз бүрийн процессыг харьцангуй хялбархан хэмждэг. Үүний үр дүнд энтальпийн өөрчлөлтийг термодинамик болон термохимийн судалгаанд өргөн ашигладаг. Энтальпийн SI хэмжээс нь Ж/моль байна.

Дотоод энерги шиг энтальпийн үнэмлэхүй утгыг термодинамикийн тэгшитгэлийг ашиглан тооцоолох боломжгүй гэдгийг санах нь зүйтэй. Гэхдээ химийн термодинамик ба термохими нь зарим процесст энтальпийн өөрчлөлтийг шаарддаг.

БҮЛЭГ 2

Термодинамикийн тэнцвэрт байдлын төлөв байдлын тухай постулат. Тусгай эрчимтэй төлөв байдлын параметр - температур байгаа эсэхийг таамаглах. Температурын термодинамик утга. Статистикийн механик дахь температур. Термодинамик системийн төлөвийн тэгшитгэл. Менделеев-Клапейроны тэгшитгэл. Ван дер Ваалсын тэгшитгэл.

Термодинамикийн анхны хууль

Термодинамикийн анхны хууль (δQ = dU + δA). Дотоод энерги нь системийн төлөв байдлын функц юм. Дулаан ба ажил нь энерги дамжуулах арга (шилжилтийн функц) юм. Эхний хуулийг хамгийн тохиромжтой термодинамик процессын шинж чанарт хэрэглэх. Адиабат тэгшитгэл.

Дулааны багтаамж ба түүнийг илэрхийлэх хэлбэрүүд. Тогтмол эзэлхүүн дэх идеал хийн дулаан багтаамж c V ба тогтмол даралт c p, Майерийн томьёо: c p – c V = R. Молекулын бүхэлд нь хөрвүүлэх ба эргэлтийн хөдөлгөөний энерги ба молекул доторх атомуудын чичиргээ. Молекулын эрх чөлөөний зэрэглэлийн тоо. Эрх чөлөөний зэрэгт эрчим хүчний хуваарилалт. Дулааны багтаамжийн температурын хамаарал.

Хатуу бодисын дулааны багтаамж. Хатуу биеийн дотоод энерги ба дулааны багтаамж. Дулонг-Петитийн хууль. Нейман-Коппын дүрэм. Дулааны багтаамжийн температурын хамаарал.

Дулааны багтаамжийн сонгодог онолын хүндрэлүүд.

23. Дулааны багтаамжийн квант онол

Кристал нь квант гармоник осцилляторуудын багц юм. Фонон. Осцилляторын энергийн дундаж утга. Хэвийн хэлбэлзлийн тоог давтамжаар хуваарилах функц.

Эйнштейний дулаан багтаамжийн квант онол.

Деби загвар. Онцлог шинж чанар Дебай температур Q D .

Дамжуулах электронуудын дулааны багтаамжид оруулах хувь нэмэр.

Дулааны багтаамжийн соронзон бүрэлдэхүүн хэсэг.

Эхний хуулийг химийн процесст хэрэглэх

Термохими бол термодинамикийн нэг салбар юм. Урвалын дулааны нөлөө. Экзо ба эндотермик хувиргалт. Тогтмол эзэлхүүн (Q V) ба даралт (Q p) үед химийн урвалын дулааны нөлөө. Хессийн хууль. Стандарт нөхцөл. "Стандарт" термодинамик хэмжигдэхүүнүүд.

Хессийн хуулийн үр дүн. Термохимийн тэгшитгэл. Үүсэх, хайлах, уурших дулаан. Технологийн дулааны процессын үүрэг.

Химийн урвалын дулааны нөлөөллийн температураас хамаарах хамаарал, Кирхгофын тэгшитгэл: dQ V /dT=-(c V con - c V out).

Термодинамикийн хоёр дахь хууль

Дулааны хөдөлгүүрийн үр ашиг. Карногийн мөчлөг. Карногийн теоремууд (1. h K =1-T 2 /T 1, 2. h K =h max). Хөргөгчний ажиллагаа. Гүйцэтгэлийн коэффициент b.

Үнэмлэхүй термодинамик температурын хуваарь.

Энтропийн термодинамик тодорхойлолт, түүний шинж чанар

Карногийн урвуу мөчлөгийн Q 1 /T 1 + Q 2 /T 2 = 0 тэгш байдал. Аливаа хаалттай урвуу процессын тэгшитгэл ∮dq/T = 0; өгөгдсөн температур. Энтропийн төлөв байдлын функцийн тодорхойлолт (dS = dQ/T).

Тэгш бус байдал dS > dq nrev /T, ∮dq/T ≤ 0 эргэлт буцалтгүй мөчлөгийн хувьд. Тусгаарлагдсан систем дэх процессын чиглэл ба термодинамик тэнцвэрийн нөхцөл. Энтропи өсөх хууль. Термодинамикийн хоёр дахь хуулийг энтропийн үзэл баримтлалд үндэслэсэн томъёолол.

Идеал хийн изотерм, изобар ба изохорик процессуудын энтропийн тооцоо.

Гиббсийн энерги ба Хельмгольцын энерги

Термодинамикийн нэг ба хоёрдугаар зарчмын тэмдэглэгээний ерөнхий хэлбэр: TdS = dU + pdV. Термодинамик потенциал (dU(S,V) =TdS - pdV, dG(T,p) = -SdT + Vdp, dF(T,V) = -SdT - pdV, dH(S,p) = TdS + Vdp). Гельмгольцын энерги F (чөлөөт энерги). Гиббсийн энерги G. Тусгаарлагдаагүй систем дэх процессын чиглэл ба термодинамик тэнцвэрийн нөхцөл. Гиббс-Гельмгольцын тэгшитгэл. Максвеллийн харилцаа.

Термодинамикийн хоёрдугаар хуулийг фазын шилжилтэд хэрэглэх. Клаузиус-Клапейроны тэгшитгэл.

Энтропийн тухай ойлголтын магадлалын (статистикийн) тайлбар

Термодинамик магадлал W. Энтропи ба термодинамик магадлалын хамаарал; энтропи ойлголтын статистик тайлбар. Планкийн томъёолсон Больцманы зарчим. Томъёоны үндэслэл S = k B lnW.

Термодинамикийн II хуулийн боловсронгуй томъёолол. Термодинамикийн хоёр дахь хуулийн хэрэглээний хязгаар. "Орчлон ертөнцийн халуун үхэл"-ийн онолыг шүүмжилсэн.

Термодинамикийн гурав дахь хууль

Термодинамик хэмжигдэхүүнийг тодорхойлохдоо интеграцийн тогтмолыг тодорхойлох асуудал. Химийн хамаарлыг тооцоолох термодинамикийн I ба II хуулиудын хангалтгүй байдал.

Термодинамикийн гуравдугаар хууль (Нернстийн теорем: lim T →0 (∂S/∂x) T = 0, lim T →0 S(T,x) = S o). Термодинамикийн зарчмын Планкийн III томъёолол (Планкийн постулат: S o = 0). Үнэмлэхүй энтропи.

Нернстийн дулааны теоремын үр дүн. T ® 0 дахь термодинамикийн коэффициентүүдийн зан байдал. Абсолют тэг температурт хүрэх боломжгүй. Загварын систем дэх термодинамикийн гурав дахь хуулийг зөрчих.

Хатуу, шингэн, хийн бодисын абсолют энтропийн утгыг тооцоолох. Термодинамик функцүүдийн хүснэгтийг тэнцвэрийн тооцоонд ашиглах.

СУРГАЛТ, АРГА ЗҮЙН МАТЕРИАЛ СУРГАЛТЫН

а) үндсэн уран зохиол:

Киреев В.А. Физик химийн хичээл. М.: Хими. 1975 776 х.

б) нэмэлт ном зохиол:

· Физик химийн хичээл. 2 боть. Герасимов Ю.И., Древинг В.П., Эремин Е.Н., Киселев А.В., Лебедев В.П., Панченков Г.М., Шлыгин А.И. Ерөнхий доор ed. Герасимова Я.И. М.-Л.: Хими. 1973 Т.1. 626 х. T.2. 625 х.

· Физик химийн үндэс. В.М. Глазов. М .: Дээд сургууль. 1981 456 х.

· Физик хими. А.А. Жуховицкий, Л.А. Шварцман. М .: Металлурги. 1987 688 х.

· Физик хими. Онолын болон практик удирдамж. Эд. B.P. Никольский. Л.: Хими. 1987 880 х.

· Органик бус химийн физикийн судалгааны аргууд. ТЭД. Жарский, Г.И., Новиков. М. Дээд сургууль. 1988 271 х.

· Физик химийн жишээ, бодлогуудын цуглуулга. I.V. Кудряшов, Г.С. Каретников. М .: Дээд сургууль. 1991, 527 х.

· Физик хими. Stromberg A.G., Semchenko D.P. М .: Дээд сургууль. 2001. 527 х.

· Физик хими. 2 номонд. Эд. К.С. Краснова. М .: Дээд сургууль. 2001 Т.1. Бодисын бүтэц. Термодинамик. 512 х. T.2. Цахилгаан хими. Химийн кинетик ба катализ. 319 х.

· Нанотехнологи. Пул С., Оуэнс. M. Техносфер. 2004. 328 х.

· Физик химийн үндэс. Онол ба даалгавар. Эремин В.В., Каргов С.И., Успенская И.А., Кузьменко Н.Е., Лунин В.В. М .: Шалгалт. 2005 480 х.

· Физик химийн семинар. Рощина Т.М., Жирякова М.В., Тифлова Л.А., Ермилов А.Ю., М.: Москвагийн Улсын Их Сургууль. М.В. Ломоносов. 2010 91 х.

· Физик болон химийн хэмжигдэхүүний товч лавлах ном. Эд. А.А.Равделя, А.М. Пономарева. Л.: Хими, 1983 эсвэл Санкт-Петербург: Хими, 1999.

· Буш А.А. Керамик материалын технологи, YBa 2 Cu 3 O 7- d фазын HTSC керамикийг олж авах онцлог. Сургалтын гарын авлага. М .: Мира. 2000. 79 х.

· Буш А.А. Дерватографийн болон рентген фазын шинжилгээний аргууд. "Электрон төхөөрөмжийн материал ба процессын физик хими" хичээлийн лабораторийн ажлыг гүйцэтгэх арга зүйн заавар, хяналтын даалгавар. Мира. 2010. 40 х. (№ 0968).

· Буш А.А. Тигельгүй хайлуулах аргаар Al 2 O 3 талстыг олж авах дан талстыг ургуулах арга. "Электрон төхөөрөмжийн материал ба процессын физик хими" хичээлийн лабораторийн ажлыг гүйцэтгэх арга зүйн заавар, хяналтын даалгавар. Мира. 2011. 40 х. 527 х.

Нарийн төвөгтэй холболтууд: Удирдамж / Comp.

V.P. Кузьмичева, Г.Н. Олисова, Н.И. Ульянов. - Великий Новгород: Новоссуэль,

2006. – 15 х.

3. Орчин үеийн кристаллографи. T. 1, 2, 3, 4. М.: Наука. 1980. 407 х.

Уолтер Стерер. Кристал гэж юу вэ? Хэлэлцүүлгийн талаар танилцуулах үг. З. Кристаллогр. 222 (2007) 308–309 / DOI 10.1524/zkri.2007.222.6.308

Каурова И.А., Мельникова Т.И.

B579 Модуляцлагдсан талстууд: онолоос практик хүртэл.

MITHT. Сургалтын гарын авлага.-

М .: MITHT im. М..Ломоносов, 2011-76 х.: өвчтэй.

Сурах бичиг нь бүтцийн онцлог шинж чанаруудын талаархи үндсэн мэдээлэл, түүнчлэн апериод бүтцийг судлах аргуудыг агуулдаг. Модуляцлагдсан талстуудыг жишээ болгон ашиглан Jana 2006 болон Superflip программуудыг ашиглан бүтцийг тооцдог. "Бодит болор бүтцийг судлах арга", "Болор материалыг судлах дифракцийн арга", "Ховор элемент, түүн дээр суурилсан материалыг судлах дифракцийн арга", "Болор бүтцийг судлах арга" гэсэн мэргэжлээр суралцаж буй магистрантуудад, мөн суралцаж буй оюутнуудад зориулав. "Үе шатын бүтэц, бүтцийг судлах арга зүй", түүнчлэн аспирант, судлаач, багшлах боловсон хүчнийг дээшлүүлэхэд зориулагдсан.

Stromberg A.G., Semchenko D.P. Физик хими. Доод. Эд. Проф. Стромберг. Эд. Дөрөвдүгээрт, зассан. Москва. Төгсөлтийн сургууль. 2001 он.

Семиохин И.А.

C 30 Физик хими: Сурах бичиг. - Москвагийн улсын их сургуулийн хэвлэлийн газар, 2001. - 272 х.

ISBN 5-211-03516-Х

Энэхүү сурах бичиг нь геологи, хөрс судлалын физик химийн онолын үндэслэл, өнөөгийн байдал, практик хэрэглээний талаар ойлголт өгөх зорилготой юм. Уг номонд термодинамикийн үндсэн хууль, хамаарал, фаз, шингээлт ба химийн тэнцвэрийн тухай сургаал, уусмалын онолын үндэс, тэнцвэргүй процессын термодинамик ба химийн кинетик, электролитийн уусмалын тэнцвэрт болон тэнцвэргүй шинж чанаруудын талаархи санаа, ойлголтыг тусгасан болно. цахилгаан химийн гинж ба тэдгээрийн цахилгаан хөдөлгөгч хүчний (EMF) тухай, хими, геологид EMF аргыг хэрэглэх талаар.

Инженер геологи, гидрогеологи, геокриологи, геологийн байгаль орчныг хамгаалах чиглэлээр ажилладаг бакалавр, аспирант, судлаачид, хөрс судлаачдад зориулав.

Н.Кабаяси “Нанотехнологийн танилцуулга”, М., “Бином”, 2005

2. Нэмэлт ном зохиол:

Эд. Ю.И.Герасимова “Физик химийн курс”, М., 19xx

Л.И. Антронов “Онолын электрохими”, М., 1975.

Э.А. Ефимов, И.Г. Ерусалимчик "Германий ба цахиурын цахилгаан хими", М., 1963 он.

Ю.А. Карпов, А.П. Савостин, В.Д. Сальников "Металлургийн үйлдвэрлэлийн аналитик хяналт", М., 1995 он.

Пул, Ф.Оуэнс “Нанотехнологи”, М., 2005.

Буш А.А. Керамик материалын технологи, YBa2Cu3O7-d фазын HTSC керамикийг олж авах онцлог. Сургалтын гарын авлага. М.: MIREA, 2000, 79 х.

Буш А.А. Пироэлектрик эффект ба түүний хэрэглээ. Боловсролын тэтгэмж. – М.: MIREA, 2005. – 212 х.

Буш А.А. Бараг статик аргыг ашиглан пироэлектрик эффектийг судлах. Лабораторийн ажил гүйцэтгэх заавар. MIREA, 2006, 31 х. (№ 0512).

Буш А.А. Хэлбэлзэх ачааллын аргыг ашиглан пьезоэлектрик эффектийг судлах. Лабораторийн ажил гүйцэтгэх арга зүйн заавар, хяналтын даалгавар. MIREA, 2008, 31 х. (№ 0745).

Буш А.А. Дерватографийн болон рентген фазын шинжилгээний аргууд. "Электрон төхөөрөмжийн материал ба процессын физик хими" хичээлийн лабораторийн ажлыг гүйцэтгэх арга зүйн заавар, хяналтын даалгавар. MIREA, 2010, 40 х. (№ 0968).

Буш А.А. Нэг талстыг өсгөх физик-химийн үндэс, арга, тигельгүй хайлуулах аргаар Al 2 O 3 талстыг ургуулах. 210104, 210106 мэргэжлээр суралцаж буй оюутнуудад зориулсан “Материалын физикийн хими ба электрон технологийн процесс” хичээлээр лабораторийн ажил гүйцэтгэх заавар. CD-R 2011 MSTU MIREA цахим хэвлэл. Улсын дугаар цахим хэвлэлийн хууль ёсны ордыг бүртгэх - 0321200637. Москвагийн Улсын Радио инженер, электроник, автоматжуулалтын техникийн их сургууль. 2011 он

Термодинамик нь шинжлэх ухаан болохын хувьд эртний дорно дахины нутаг дэвсгэрт албан ёсоор үүссэн бөгөөд дараа нь Европын орнуудад эрчимтэй хөгжсөн. Удаан хугацааны турш шинжлэх ухааны постулатуудад хэсэг ба бүхэл бүтэн хоорондын харилцааны тухай асуудал хангалтгүй судлагдсан хэвээр байв. 20-р зууны дунд үеэс тодорхой болсон тул зөвхөн нэг элемент бүхэлдээ гэнэтийн байдлаар өөрчлөгддөг.

Зураг 1. Термодинамикийн тэг хууль. Avtor24 - оюутны бүтээлийн онлайн солилцоо

Сонгодог термодинамикаас харахад термодинамикийн хоёр дахь зарчмын дагуу тусгаарлагдсан систем нь эргэлт буцалтгүй процесст тохиромжтой байдаг. Үзэл баримтлалын энтропи нь үнэмлэхүй тэнцвэрт байдалд хамгийн их утгад хүрэх хүртэл нэмэгддэг. Энэ хүчин зүйлийн өсөлт нь системийн талаархи мэдээлэл ихээхэн алдагдах дагалддаг.

Термодинамикийн анхны хууль нээгдсэнээр битүү систем дэх энтропийн хурдацтай өсөлтийг амьгүй, амьд байгаль дахь өөрөө зохион байгуулалтын үзэгдэлтэй хэрхэн уялдуулах вэ гэсэн асуулт гарч ирэв. Удаан хугацааны турш физикчид термодинамикийн хоёр дахь хуулийн гарал үүсэл ба Дарвины хувьслын таамаглалын дүгнэлтийн хооронд ихээхэн зөрчилдөөн байгаа гэж үздэг бөгөөд үүний дагуу дэлхий дээрх бүх организмд өөрийгөө зохион байгуулах үйл явц явагддаг. сонголтын. Шугаман бус термодинамикийн энэхүү хөгжлийн үр дүнд шинжлэх ухааны шинэ салбар бий болсон.

Тодорхойлолт 1

Синергетик нь янз бүрийн нарийн төвөгтэй тэнцвэрт бус ойлголтуудын бүтцийн тогтвортой байдал, өөрөө зохион байгуулалтын шинжлэх ухаан юм.

Энэ системийн гол шалгуурууд нь:

• бие махбодийн;
• химийн бодис;
• биологийн;
• нийгмийн.

Термодинамикийн хуулиуд болон өндөр хөгжилтэй дэлхийн жишээнүүдийн хоорондын үл ойлголцол нь тэг термодинамикийн зарчим бий болж, дараа нь тэнцвэргүй шугаман бус термодинамикийг хөгжүүлснээр шийдэгдсэн. Үүнийг мөн физикт нээлттэй тогтвортой системийн термодинамик гэж нэрлэдэг. Шинжлэх ухааны энэхүү шинжлэх ухааны чиглэлийг хөгжүүлэхэд П.Гленсдорф, И.Р.Пригожин, Г.Хакен нар асар их хувь нэмэр оруулсан. Орос гаралтай Бельгийн судлаач Пригожин энэ чиглэлээр хийсэн бүтээлээрээ 1977 онд Нобелийн шагнал хүртжээ.

Термодинамикийн тэг хууль үүсэх

Ердөө 50 жилийн өмнө анх томъёолсон Термодинамикийн 0-р хууль нь үндсэндээ физикийн температурын тодорхойлолтыг нэвтрүүлэх логик тайлбар юм. Температур нь термодинамикийн хамгийн чухал, гүн гүнзгий ойлголтуудын нэг юм. Энэ параметр нь термодинамик системд процессын адил чухал үүрэг гүйцэтгэдэг.

Тайлбар 1

Термодинамикийн тэг хууль нь анх удаа физикт бүрэн хийсвэр томъёолол хэлбэрээр гол байр суурийг эзэлсэн бөгөөд энэ нь Ньютоны үед нэвтрүүлсэн хүчний тодорхойлолтыг орлуулсан - эхлээд харахад илүү "биет" бөгөөд бетон, мөн. мөн эрдэмтэд амжилттай "математикчлагдсан".

Термодинамикийн тэг хууль нь нэг ба хоёрдугаар хуулиудыг шинжлэх ухааны үндэслэлтэй ойлголтуудын нэг болсны дараа танилцуулж, тайлбарласан тул ийм нэрийг авсан. Энэхүү постулатын дагуу аливаа тусгаарлагдсан систем нь цаг хугацааны явцад бие даан термодинамикийн тэнцвэрт байдалд ордог бөгөөд дараа нь гадны хүчин зүйлс өөрчлөгдөхгүй хэвээр байх хугацаанд ийм хугацаанд үлддэг. Термодинамикийн тэг хуулийг мөн ерөнхий хууль гэж нэрлэдэг бөгөөд энэ нь механик, дулааны болон химийн гаралтай системд тогтмол тэнцвэрт байдал байгааг таамагладаг.

Түүнчлэн термодинамикийн сонгодог зарчмууд нь зөвхөн үнэмлэхүй тэнцвэрт байдлын төлөв байдлын тухай баримталдаг боловч түүнд хүрэх цаг хугацааны талаар юу ч хэлдэггүй.

Термодинамикийн зарчмуудын хэрэгцээ, ач холбогдол нь физикийн энэ салбар нь системийн ерөнхий микроскопийн бүтцийн талаар тодорхой таамаглалгүйгээр макроскопийн параметрүүдийг нарийвчлан тодорхойлсонтой шууд холбоотой юм. Статикийн шинжлэх ухаан нь дотоод бүтцийн асуудлыг авч үздэг.

Тэг эхлэл дэх термодинамик системүүд

Тэг гарал үүслийн термодинамик системийг тодорхойлохын тулд дулаан дамжуулагч ханаар тусгаарлагдсан хоёр ойлголтыг авч үзэх шаардлагатай. Тэдгээр нь тогтвортой, дулааны холбоо барихад байрладаг. Тогтмол тэнцвэрт байдал байгаа тул эрт орой хэзээ нэгэн цагт хоёр систем энэ төлөвт хязгааргүй байх болно. Хэрэв та дулааны контактыг гэнэт эвдэж, хөдөлж буй элементүүдийг тусгаарлах юм бол тэдгээрийн нөхцөл байдал хэвээр байна. Дулааны холбоо барих үед өөрийн байрлал өөрчлөгддөггүй аливаа гурав дахь термодинамик ойлголт нь удаан хугацааны холбоо барих үед ч гэсэн байрлал өөрчлөгдөхгүй.

Энэ нь термодинамикийн хувьд бүх гурван системд нийтлэг шинж чанартай байдаг бөгөөд үүнийг ямар ч бие даасан үйл явцтай биш, харин термодинамикийн тэнцвэрт байдлын төлөвтэй харьцуулж болно. Энэ шинж чанарыг ихэвчлэн температур гэж нэрлэдэг бөгөөд тоон утга нь тодорхой системийн эзэлхүүний хэлбэрээр идэвхтэй механик параметрийн утгаар тодорхойлогддог. Энэ тохиолдолд ийм шалгуурыг термометр гэж нэрлэж болно.

Термодинамикийн тэг хуулийн зарчмуудыг илүү өргөнөөр авч үзвэл термодинамикийн шинжлэх ухаан өөрөө хамаарах хүрээлэн буй ертөнцөд объектуудын оршин тогтнох тухай ойлголт гэж ойлгож болно. Термодинамикийн 0-р хууль нь харгалзах систем нь хэт бага эсвэл маш том байж болохгүй гэж заасан байдаг.

Үнэн хэрэгтээ нарийн ойлголтуудын гүйцэтгэл нь үргэлж мэдэгдэхүйц хэлбэлзэлтэй байдаг. Асар том системүүд, жишээлбэл, "Орчлон ертөнцийн хагас" нь одон орны хувьд асар их хугацааны туршид тэнцвэрт байдалд ордог эсвэл огт байдаггүй. Термодинамик систем оршин тогтнох баримтаас цаашдын бүх судалгаанд чухал ач холбогдолтой ойлголт гарч ирдэг.

Тайлбар 2

Бид термодинамик дахь системийн температурын тухай ойлголтыг нэвтрүүлэх боломжийн талаар ярьж байна.

Термодинамикийн тэг хуулийн дулааны тэнцвэр

Орчин үеийн уран зохиолд тэг зарчим нь ихэвчлэн дулааны тогтвортой тэнцвэрийн шинж чанарын талаархи постулатуудыг агуулдаг. Энэ утга нь элементүүдийн дотоод энергийг солилцох боломжийг олгодог, харин бусад бодисыг нэвтрүүлэхийг зөвшөөрдөггүй, тогтмол, дулаан нэвчих хуваалтаар тусгаарлагдсан одоо байгаа системүүдийн хооронд байж болно.

Тодорхойлолт 2

Дулааны тэнцвэрийн шилжилтийн тухай заалтад хэрэв хоёр ажлын биеийг диатермик хуваалтаар тусгаарлаж, бие биетэйгээ тэнцвэртэй байвал аливаа гуравдагч биет тэдэнтэй автоматаар харилцан үйлчилж, тодорхой хэмжээний дулааны тэнцвэрийг хүлээн авдаг.

Өөрөөр хэлбэл, термодинамикийн тэг хуулийн дагуу хоёр хаалттай системийг бие биетэйгээ дулааны холбоонд оруулбал тогтвортой тэнцвэрт байдалд хүрсний дараа бүх идэвхтэй элементүүд бие биетэйгээ дулааны тэнцвэрт байдалд байх болно. Түүнээс гадна, үзэл баримтлал бүр нь ижил төстэй байр суурьтай байдаг.

Гадаадын сэдэвчилсэн хэвлэлд дулааны тэнцвэрийн шилжилтийн тухай хуулийг ихэвчлэн тэг эхлэл гэж нэрлэдэг бөгөөд үнэмлэхүй тэнцвэрт хүрэх үндсэн заалтуудыг "эхний хасах" эхлэл гэж нэрлэж болно. Шилжилтийн постулатын ач холбогдол нь эрдэмтэд эмпирик температурын чухал шинж чанартай системийн төлөв байдлын тодорхой функцийг нэвтрүүлэх боломжийг олгодог. Энэ нь температурыг хэмжих хэрэгслийг бий болгоход тусална. Ийм төхөөрөмж - термометр ашиглан хэмжсэн эдгээр үзүүлэлтүүдийн тэгш байдал нь ойлголтуудын дулааны тэнцвэрт байдлын гол нөхцөл юм.