Термодинамик нь шинжлэх ухааны хувьд албан ёсоор маш эрт дээр үеэс нутаг дэвсгэрт үүссэн Эртний Дорнод, улмаар 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
-аас сонгодог термодинамикҮүнээс үзэхэд тусгаарлагдсан системүүд нь эргэлт буцалтгүй процесст тохиромжтой термодинамикийн хоёр дахь зарчимд нийцдэг. Үзэл баримтлалын энтропи нь түүнд хүрэх хүртэл нэмэгддэг хамгийн их үзүүлэлтүнэмлэхүй тэнцвэрт байдалд байна. Өндөр заасан хүчин зүйлсистемийн өөрийнх нь талаарх 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 дүгнэлт ба Дарвины хувьслын таамаглалын дүгнэлтүүдийн 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. 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 ажлаараа 1977 онд шагналт болжээ. Нобелийн шагнал.
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 анх удаа хэрэгжсэн төв газарфизикийн хувьд Ньютоны үед гарч ирсэн хүчний тодорхойлолтыг орлуулсан бүрэн хийсвэр томъёо хэлбэрээр - анх харахад илүү "биет" бөгөөд тодорхой, 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 байх ёстой.
Түүнчлэн термодинамикийн сонгодог зарчмууд нь зөвхөн үнэмлэхүй тэнцвэрт байдлын төлөв байдлыг илэрхийлдэг 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. Асуултууд дотоод бүтэцстатикийн шинжлэх ухааныг 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 хоёулаа 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 систем, 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
тухай юмТермодинамик дахь системийн температурын тухай ойлголтыг нэвтрүүлэх магадлалын талаар.
Термодинамикийн тэг хуулийн дулааны тэнцвэр
Орчин үеийн уран зохиолд тэг зарчим нь ихэвчлэн дулааны тогтвортой тэнцвэрийн шинж чанарын талаархи постулатуудыг агуулдаг. Энэ утга хооронд байж болно одоо байгаа системүүд, эдгээр нь элементүүдийн дотоод энергийг солилцох боломжийг олгодог, гэхдээ бусад бодисыг нэвтрүүлэхийг зөвшөөрдөггүй, тогтмол дулаан нэвчүүлэх хуваалтаар тусгаарлагдсан.
Тодорхойлолт 2
Шилжилтийн заалт дулааны тэнцвэрХэрэв хоёр ажлын биеийг диатермик хуваалтаар тусгаарлаж, бие биетэйгээ тэнцвэртэй байвал аливаа гуравдагч биет тэдэнтэй автоматаар харилцан үйлчилж, тодорхой хэмжээний дулааны тэнцвэрийг олж авдаг.
Өөрөөр хэлбэл хоёр бол хаалттай системүүдТермодинамикийн тэг хуулийн дагуу бие биетэйгээ дулааны холбоог авчирдаг бөгөөд 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 зарчим гэж нэрлэдэг бөгөөд үнэмлэхүй тэнцвэрт байдалд хүрэх үндсэн заалтуудыг "эхний сул тал" гэж нэрлэж болно. Шилжилтийн постулатын ач холбогдол нь эрдэмтэд системийн төлөв байдлын тодорхой функцийг нэвтрүүлэх боломжийг олгодогт оршино. чухал шинж чанаруудэмпирик температур. 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.
Термодинамикийн тэнцвэрийн төлөв байдлын тухай постулат. Тусгай эрчимтэй төлөв байдлын параметр - температур байгаа эсэхийг таамаглах. Температурын термодинамик утга. Статистикийн механик дахь температур. Төлөвийн тэгшитгэл термодинамик систем. Менделеев-Клапейроны тэгшитгэл. Ван дер Ваалсын тэгшитгэл.
Термодинамикийн анхны хууль
Термодинамикийн нэгдүгээр 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. Дулааны багтаамж хамгийн тохиромжтой хийтогтмол эзэлхүүнтэй үед c V ба тогтмол даралт c p, Майерийн томьёо: c p – c V = R. Молекулын бүхэлд нь хөрвүүлэх болон эргэх 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. Дотоод эрчим хүч, дулааны багтаамж хатуу. Дулонг-Петитийн хууль. Нейман-Коппын дүрэм. Дулааны багтаамжийн температурын хамаарал.
Хэцүү байдал сонгодог онолдулааны багтаамж.
23. Квантын онолдулааны багтаамж
Кристал нь квант гармоник осцилляторуудын багц юм. Фононууд. 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 төгсгөл - c V гадагш).
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 хэмжүүртемператур
Энтропийн термодинамик тодорхойлолт, түүний шинж чанар
Карногийн урвуу мөчлөгийн Q 1 /T 1 + Q 2 /T 2 = 0 тэгш байдал. Аливаа хаалттай хувьд ∮dq/T = 0 тэгш байдал буцах үйл явц; 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 үйл явцын 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 эрчим хүч). 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 курс. М.: Хими. 1975 776 х.
б) цаашдын унших:
· 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.
· Физик аргуудорганик бус химийн судалгаа. 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.
· Шуурхай лавлагаафизик, химийн хэмжигдэхүүн. 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. Удирдамж"Электрон төхөөрөмжийн материал ба процессын физик хими" хичээлийн лабораторийн ажлыг гүйцэтгэх 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 талаарх танилцуулга. 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. Судалгааны гарын авлага.-
М .: MITHT im. М..Ломоносов, 2011-76 х.: өвчтэй.
Зааварт орсон үндсэн мэдээлэлО бүтцийн онцлог, түүнчлэн апериод бүтцийг судлах аргууд. Модуляцлагдсан талстуудыг жишээ болгон ашиглан Jana 2006 болон Superflip программуудыг ашиглан бүтцийг тооцдог. "Бодит болор бүтцийг судлах арга зүй" сэдвээр суралцаж буй магистрантуудад зориулав. Дифракцийн аргуудталст материалын судалгаа", "Судалгааны дифракцийн арга ховор элементүүдболон тэдгээрт суурилсан материал”, “Болор бүтцийг судлах арга зүй”, “Үе шатын бүтэц, бүтцийг судлах арга зүй” мэргэжлээр суралцаж буй оюутнуудад, түүнчлэн төгсөх курсын оюутан, судлаач, багшлах боловсон хүчнийг ахисан түвшний сургалтад хамруулна.
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 онолын суурь ойлголтыг өгөх зорилготой юм одоогийн байдалгеологи, хөрс судлалд физик химийн практик хэрэглээ. 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 он.
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. Хэрэгжүүлэх удирдамж лабораторийн ажил. 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 хууль ёсны хадгаламжийн бүртгэл цахим хэвлэл– 0321200637. Москва муж техникийн их сургуульрадио инженерчлэл, электроник ба автоматжуулалт. 2011 он
Тэгэхээр, ямар ч эдийн засгийн онол, физик дээр үндэслээгүй бол утопи!
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 захирагдахыг хүссэний улмаас үүссэн " хөдөлгөгч хүчгал ”гэсэн тул үр дүнтэй уурын хөдөлгүүр бий болгох шаардлагатай байв. Тиймээс термодинамик нь эхлээд дулааны судалгаатай 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 байсан тул Английн зохиолч, физикч ба төрийн зүтгэлтэнЧарльз Перси Сноу туршилтыг нэвтрүүлэхийг санал болгов ерөнхий соёлҮүний дагуу термодинамикийн хоёр дахь хуулийг үл тоомсорлох нь Шекспирийн бүтээлийг үл тоомсорлохтой тэнцэх болно.
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.
Прогрессчүүд болон бизнесийн хувьд тэг эхлэл нь хамгийн алдартай хоёр дахь эхлэлээс ч илүү чухал байж магадгүй, яагаад гэвэл энд байна.
Нэгдүгээрт, энэ нь дараахь зүйлийг хэлдэг: тусгаарлагдсан системийн анхны төлөв байдлаас үл хамааран термодинамик тэнцвэрт байдал эцэстээ үүснэ.
Чухам энэ мэдэгдэлд хүрэх замыг нээж байна шинжлэх ухааны ойлголтбаялгийн мөн чанар.
Хоёрдугаарт, тэг гарал үүслийг танилцуулж байна шинжлэх ухааны хэлтемпературын тухай ойлголт.
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 товчхон томъёолсон: аль ч тохиолдолд тусгаарлагдсан системэрчим 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 энэ бурханлаг бэлэг үүрд мөнхөд оршино гэж тэр итгэдэг байв.
Нөхцөл байдлын инээдэм нь ийм байна. Өргөжиж буй ертөнцийн онолын дагуу нийт эрчим хүчОрчлон ертөнц үнэхээр тогтмол, гэхдээ тэр үед тэгтэй тэнцүү. Орчлон ертөнц дэх бөөмсийн масстай тэнцэхүйц энергийн эерэг хэсгийг яг нөхөж болно. сөрөг хэсэгсонирхол татахуйц талбайн таталцлын потенциалаас үүдэлтэй энерги.
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 коэффициент бүхий хөдөлгүүр юм ашигтай үйлдэл, нэгтэй тэнцүү. 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. Мөн Маркс өөрийн зохион бүтээсэн зүйлд ямар ч асуудал олж харахгүй байна байнгын хөдөлгөөнт машин. 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 хуульбодисыг үнэмлэхүй тэг хүртэл хөргөх боломжгүй гэж заасан хязгаарлагдмал тооалхамууд.
Дүгнэж хэлэхэд би өгч чадна дараагийн зөвлөгөө: Гурав дахь төрлийн мөнхийн хөдөлгөөнт машины талаарх 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.
Термодинамик 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
Анх удаагаа энэ зарчим 1842 онд Ж.Р.Майер томъёолсон бөгөөд 1845 онд Ж.П.Жоул дулаан ба ажлын тэнцлийг тогтоох замаар туршилтаар туршиж үзсэн.
Эхний хууль (термодинамикийн бусад хуулиудын адил) нь постулат юм. Үүний үр дагавар нь туршлагатай зөрчилддөггүй нь түүний хүчин төгөлдөр 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 энерги хадгалах хууль гэж үздэг химийн процессууддулааны үзэгдлүүд дагалддаг. 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 хувьцааэнерги тогтмол байдаг .
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 ялгаруулахтай 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. Үүний зэрэгцээ, ихэвчлэн -аас янз бүрийн төрөлзөвхөн нэг ажил хийгдсэн - өргөтгөлийн ажил, даралтын бүтээгдэхүүн ба системийн эзэлхүүний өөрчлөлттэй 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.
Q p = U 2 - U 1 + х (V 2 - V 1 )
Q p = (U 2 + pV 2 ) - (U 1 + pV 1 )
Q p = (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. Тиймээс тогтмол даралттай ажиллах явцад системд шингэсэн эсвэл ялгарсан дулаан нь энтальпийн өөрчлөлттэй тэнцүү байна.
Q p = 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
Физик хими
Физик химийн хэсгүүд
Физик хими -судалдаг шинжлэх ухаан химийн үзэгдлүүдмөн тэдгээрийг суулгах ерөнхий хэв маягфизик арга барилд тулгуурлан, физикийн туршилтын аргуудыг ашиглан.
Физик химийн хэсгүүд:
· Бодисын бүтэц
Химийн термодинамик ба термохими
Химийн болон фазын тэнцвэрт байдал
· Уусмал ба цахилгаан химийн
· Химийн кинетик. Катализ. Фотохими
Цацрагийн хими
Үндсэн ойлголт ба хэмжигдэхүүн
Температур Т - кинетик хөдөлгөөний хурд, популяцийн түвшингээс хамааран молекулууд болон бусад хэсгүүдийн тархалтаар тодорхойлогддог биеийн халаалтын зэрэг. эрчим хүчний түвшинмолекулууд. Термодинамикийн хувьд үүнийг ашиглах нь түгээмэл байдаг үнэмлэхүй температур, үнэмлэхүй тэгээс хэмжигдэх бөгөөд энэ нь үргэлж эерэг байдаг. Үнэмлэхүй температурын SI хэмжигдэхүүн нь К (келвин) бөгөөд тоон хувьд Цельсийн хэмжүүрийн градустай тэнцүү байна.
Ажил ажлын хэмжээ w
Ажлын хэмжээ, дулааны хэмжээ ерөнхий тохиолдолЭдгээр нь төлөв байдлын функц биш, учир нь тэдгээрийн үнэ цэнэ нь системийн төлөвөө өөрчилсөн процессын төрлөөр тодорхойлогддог. Үл хамаарах зүйл бол тэлэлтийн ажил ба химийн урвалын дулааны нөлөө юм.
"Термодинамик" гэсэн нэр томъёо нь өөрөө гаралтай Грек үгстермос (дулаан) ба динамо (ажил), учир нь энэ шинжлэх ухаан нь янз бүрийн процессын үед систем дэх дулааны ажлын тэнцвэрийг судлахад суурилдаг.
Дулааны багтаамж ХАМТ - халах үед биед шингэсэн дулааны хэмжээг энэ шингээлтийн улмаас үүссэн температурын өөрчлөлттэй харьцуулсан харьцаа. Үнэн ба дундаж, моляр ба хувийн, изобар ба изохорик дулааны багтаамжууд байдаг.
Жинхэнэ дулаан багтаамж- хязгааргүй бага хэмжээний дулааныг температурын хязгааргүй бага өөрчлөлттэй харьцуулсан харьцаа:
S ist= dQ /дТ
дундаж дулаан багтаамж- макроскопийн процесс дахь температурын өөрчлөлтийн макроскопийн дулааны харьцаа:
ХАМТ= Д Q /Д Т .
By физик утгадундаж дулаан багтаамж нь биеийг 1 градусаар (1 o C эсвэл 1 К) халаахад шаардагдах дулааны хэмжээ юм.
Бодисын нэгж массын дулаан багтаамж - тодорхой дулаан(SI хэмжээс - J / кг K). Моль бодисын дулаан багтаамж нь молийн(молийн)дулааны багтаамж(SI хэмжээс - Ж/моль·К). Тогтмол эзэлхүүнтэй хэмжсэн дулааны багтаамж - изохорик дулаан багтаамж C V ; тогтмол даралттай дулааны багтаамж - изобар дулаан багтаамж П.-тай хамт . хооронд П.-тай хамт Тэгээд C V (нэг моль идеал хийн хувьд) хамаарал байдаг.
П.-тай хамт = C V + Р
Хаана Р - бүх нийтийн хийн тогтмол.
Термодинамик системүүд
Термодинамик систем- хүрээлэн буй орчноос оюун санааны хувьд тусгаарлагдсан термодинамик судалгааны тодорхой объект. Энэ бол бие биетэйгээ болон харилцан үйлчилж чаддаг макроскоп биетүүдийн цуглуулга юм гадаад орчин- тэдэнтэй энерги, бодис солилцох. Термодинамик систем нь маш олон тооны бүтцийн хэсгүүдээс бүрддэг тул түүний төлөвийг макроскопийн үзүүлэлтүүдээр тодорхойлж болно: нягтрал, даралт, бодисын концентраци, температур гэх мэт.
Термодинамик системийг (эсвэл товчоор систем) дагуу ангилж болно янз бүрийн шинж тэмдэг:
- нөхцөл байдлын дагуу: тэнцвэрт байдал ба тэнцвэргүй байдал;
- -тай харилцах талаар орчин (эсвэл бусад системтэй): нээлттэй (байгаль орчинтой энерги, бодисыг хоёуланг нь солилцож чаддаг), хаалттай (зөвхөн энерги солилцох боломжтой) ба тусгаарлагдсан (бодис болон энергийн аль алиныг нь сольж чадахгүй);
- үе шатуудын тоогоор: нэг фазын (нэг төрлийн, нэгэн төрлийн) ба олон фазын (гетероген, гетероген);
- бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн тоогоор(тэдгээрийн найрлагад орсон химийн бодисууд): нэг бүрэлдэхүүн хэсэг, олон бүрэлдэхүүн хэсэг.
Дотоод энергиавч үзэж байгаа систем У - системийг бүрдүүлэгч хэсгүүдийн (молекул, атом, ион, радикал гэх мэт) хөдөлгөөн ба харилцан үйлчлэлийн бүх төрлийн энергийн нийлбэр - системийн массын төвтэй харьцуулахад молекулуудын эмх замбараагүй хөдөлгөөний кинетик энерги. ба молекулуудын харилцан үйлчлэлийн боломжит энерги. Дотоод энергийн бүрэлдэхүүн хэсгүүд - орчуулга У шуудан (эрчим хүч урагшлах хөдөлгөөнтоосонцор, тухайлбал хий, шингэний молекулууд), эргэлтийн У vr (эрчим хүч эргэлтийн хөдөлгөөнтоосонцор, жишээлбэл, хий ба шингэний молекулуудын эргэлт, химийн s-холбооны эргэн тойронд атомууд), чичиргээ У тоолох (атомын молекул доторх чичиргээний хөдөлгөөний энерги ба болор торны зангилаанд байрлах бөөмсийн чичиргээний хөдөлгөөний энерги), электрон У el (атом ба молекул дахь электронуудын хөдөлгөөний энерги), цөмийн эрчим хүч У би болон бусад Дотоод энергийн тухай ойлголтод кинетик ба боломжит энергисистем бүхэлдээ. Дотоод энергийн SI хэмжээс нь Ж/моль эсвэл Ж/кг байна.
Дотоод энергийн үнэмлэхүй утгыг термодинамикийн тэгшитгэлийг ашиглан тооцоолох боломжгүй. Та зөвхөн тодорхой үйл явцад түүний өөрчлөлтийг хэмжиж болно. Гэсэн хэдий ч термодинамикийн хувьд энэ нь хангалттай юм.
Статусын сонголтууд
мужсистемүүд - физик ба химийн шинж чанар, шинж чанар энэ систем. Үүнийг дүрсэлсэн байдаг төлөвийн параметрүүд- температур Т , даралт r , эзлэхүүн В , төвлөрөл ХАМТ гэх мэт системийн төлөв байдал бүр нь параметрийн тодорхой утгаас гадна параметрээс хамаарах зарим хэмжигдэхүүний тодорхой утгатай тохирч байгаа бөгөөд үүнийг гэж нэрлэдэг. термодинамик функцууд. Хэрэв термодинамик функцийн өөрчлөлт нь үйл явцын замаас хамаарахгүй, зөвхөн эхний болон эцсийн төлөвөөр тодорхойлогддог бол ийм функцийг нэрлэдэг. төрийн функц. Жишээлбэл, дотоод энерги нь төлөв байдлын функц юм, учир нь аливаа процесс дахь түүний өөрчлөлтийг эцсийн ба хоёрын хоорондох зөрүүгээр тооцоолж болно анхны утгууд:
Д.У.= U 2 - U 1.
Төрийн чиг үүрэгт багтана онцлог функцууд, тэдгээрийн нийлбэр нь системийн төлөв байдлыг хангалттай бүрэн тодорхойлж чаддаг (дотоод энерги, энтальпи, энтропи, Гиббсын энерги гэх мэт).
Термодинамик процесспараметрийн өөрчлөлт дагалддаг системийн аливаа өөрчлөлт юм. Хөтөч хүчпроцессууд юм хүчин зүйлүүд- тодорхой параметрүүдийн утгын тэгш бус байдал (жишээлбэл, температурын хүчин зүйл, болзолт өөр өөр утгатайсистемийн янз бүрийн хэсгүүдийн температур). Тогтмол даралтын дор явагдах процессыг нэрлэдэг изобар, тогтмол эзлэхүүн дээр - изохорик, цагт тогтмол температур - изотерм, цагт тогтмол тоо хэмжээдулаан - адиабат.
Дулаан- биеийг бүрдүүлдэг хэсгүүдийн (молекул, атом гэх мэт) санамсаргүй (дулааны) хөдөлгөөний хэлбэр. Дулаан солилцооны явцад дамжуулсан энергийн тоон хэмжүүр нь дулааны хэмжээ Q . Дулааны хэмжээг SI хэмжигдэхүүн нь J. Жоулийн зэрэгцээ дулааны нэмэлт системийн нэгжийг ихэвчлэн ашигладаг - калори (кал). 1 кал = 4.184 J. Ихэнхдээ "дулааны тоо хэмжээ" гэсэн нэр томъёоны оронд "дулаан" гэсэн хэллэгийг ижил утгатай болгон ашигладаг.
Ажил- эсрэг үйлдэлтэй холбоотой энергийн нэг системээс нөгөөд шилжих хэлбэр гадаад хүчсистем эсвэл түүний хувь хүний эмх цэгцтэй, чиглэсэн хөдөлгөөний үед хийгддэг бүрэлдэхүүн хэсгүүд. Ажлын явцад шилжүүлсэн энергийн тоон хэмжүүр юм ажлын хэмжээ w . Ажлын СИ хэмжигдэхүүн нь Ж. “Ажлын тоо хэмжээ” гэсэн нэр томъёоны оронд “ажил” гэсэн хэллэгийг ихэвчлэн ижил утгатай үг болгон ашигладаг.
Термохими.
Термохими- химийн урвалын дулааны нөлөөллийг тодорхойлох, тэдгээрийн хамаарлыг тогтоох химийн термодинамикийн салбар янз бүрийн нөхцөл. Термохимийн даалгаварт мөн бодис, дулааны дулааны багтаамжийг хэмжих зэрэг орно фазын шилжилтүүд(уусмал үүсэх, шингэлэх процессыг оруулаад).
Калориметрийн хэмжилт
Термохимийн туршилтын гол арга бол калориметр. Химийн урвалын үед ялгарах буюу шингэсэн дулааны хэмжээг хэмждэг багажаар хэмждэг калориметр.
Калориметрийн хэмжилт нь маш чухал хэмжигдэхүүнийг тооцоолох боломжийг олгодог - химийн урвалын дулааны нөлөө, уусмалын дулаан, энерги химийн холбоо. Холбох энергийн утгыг тодорхойлно реактив байдалхимийн нэгдлүүд, зарим тохиолдолд фармакологийн үйл ажиллагаа эмийн бодисууд. Гэсэн хэдий ч бүх химийн урвал, физик-химийн процессыг калориметрээр хэмжиж болохгүй, зөвхөн хоёр нөхцөлийг хангасан тохиолдолд л хэмжиж болно: 1) үйл явц нь эргэлт буцалтгүй байх ёстой, 2) ялгарсан дулааныг гадагшлуулах цаг гаргахгүйн тулд процесс хангалттай хурдан явагдах ёстой. хүрээлэн буй орчинд.
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, даралтын бүтээгдэхүүн ба системийн эзэлхүүний өөрчлөлттэй 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.
Q p = U 2 - U 1 + х (V 2 - V 1 )
Q p = (U 2 + pV 2 ) - (U 1 + pV 1 )
Q p = (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. Тиймээс тогтмол даралттай ажиллах явцад системд шингэсэн эсвэл ялгарсан дулаан нь энтальпийн өөрчлөлттэй тэнцүү байна.
Q p = 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.
Хессийн хууль
1840-өөд онд Г.И.Гесс термохимийн үндсэн хуулийг томъёолжээ. дулааны хэмжээ тогтмол байдлын хууль":
Аливаа химийн нэгдэл үүсэхэд энэ нэгдэл үүсэх нь шууд болон шууд бус, хэд хэдэн үе шаттайгаар явагдахаас үл хамааран үргэлж ижил хэмжээний дулаан ялгардаг.
IN орчин үеийн тайлбаруудхууль ийм байна:
1. Хэрэв өгөгдлөөс эхлэх материалзаасан эцсийн бүтээгдэхүүнийг авах боломжтой янз бүрийн аргаар, тэгвэл аль нэг зам дээрх процессын нийт дулаан нь бусад зам дээрх процессын нийт дулаантай тэнцүү байна.
2. Химийн урвалын дулааны нөлөө нь үйл явцын замаас хамаардаггүй, зөвхөн эхлэлийн бодис, бүтээгдэхүүний төрөл, шинж чанараас хамаарна. .
3. Цуврал дараалсан урвалын дулааны эффект нь ижил эхлэл болон эцсийн бүтээгдэхүүнтэй бусад цуврал урвалын дулааны эффекттэй тэнцүү байна. .
4. Жишээлбэл, аммонийн хлоридын усан уусмалыг (NH 4 Cl aq) аммиак ба устөрөгчийн хлоридын хийнээс гаргаж авч болно. шингэн ус(aq) дараах хоёр аргаар:
5. I. 1) NH 3(g) + ус = NH 3 aq + Д.Х. 1 (Д.Х. 1 = -34.936 кЖ/моль);
6. 2) HCl (g) + aq = HCl aq + Д.Х. 2 (Д.Х. 2 = -72.457 кЖ/моль);
7. 3) NH 3 ус + HCl ус = NH 4 Cl ус + Д.Х. 3 (Д.Х. 3 = -51.338 кЖ/моль);
8. Д.Х. = Д.Х. 1 + Д.Х. 2 + Д.Х. 3 = -34,936 -72,457 -51,338 =
9. = -158.749 кЖ/моль
11. II. 1) NH 3 (г) + HCl (г) = NH 4 Cl (t) + Д.Х. 4 (Д.Х. 4 = -175.100 кЖ/моль);
12. 2) NH 4 Cl (t) + ус = NH 4 Cl ус + Д.Х. 5 (Д.Х. 5 = + 16.393 кЖ/моль);
13. Д.Х. = Д.Х. 4 + Д.Х. 5 = -175,100 + 16,393 = -158,707
Эндээс харахад I зам дагуу явагдсан процессын дулааны нөлөөлөл нь II замын дагуу явагдсан процессын дулааны эффекттэй тэнцүү байна (үнэмлэхүй утгын 0,026%-ийг эзэлдэг 0,42 кЖ/моль-ийн зөрүү нь сайн байна. туршилтын алдаа дотор).
Өөр нэг жишээ. Бал чулууг CO 2 болгон шатаах ажлыг хоёр аргаар хийж болно.
I. C (t) + O 2 (g) = CO 2 (g) + DH 1 (DH 1 = -393.505 кЖ / моль);
II. C (T) + 1/2 O 2 (g) = CO (g) + Д.Х. 2 (Д.Х. 2 = -110.541 кЖ/моль);
CO (g) + 1/2 O 2 (г) = CO 2 (г) + DH 3 (DH 3 = -282.964 кЖ/моль);
Мөн энэ тохиолдолд
Д.Х. = Д.Х. 2 + Д.Х. 3 = -110.541 + (-282.964) = -393.505 кЖ/моль.
Хэссийн хууль нь олон урвалын дулааны нөлөөг харьцангуй ашиглан тооцоолох боломжийг олгодог бага хэмжээхимийн бодисын шаталт ба үүсэх дулааны талаархи лавлагаа мэдээлэл, үүнээс гадна шууд калориметрээр хэмжих боломжгүй ийм урвалын дулааны нөлөөллийг тооцоолох, жишээлбэл, C (s) + 1/2 O 2 (g) = CO ( g)). Энэ нь Хессийн хуулийн үр дагаврыг хэрэглэснээр хүрдэг.
1 үр дагавар (Лавуазье-Лапласын хууль): задралын дулааны нөлөө нарийн төвөгтэй бодисэнгийн бодисууд нь тоон хувьд тэнцүү боловч эдгээр энгийн бодисуудаас өгөгдсөн нийлмэл бодис үүсэх дулааны эффектийн шинж тэмдгийн эсрэг байдаг.
Жишээлбэл, кальцийн карбонат (кальцит) кальцийн исэл ба нүүрстөрөгчийн давхар исэлд задрах дулаан
CaCO 3 (T) = CO 2 (g) + CaO (t) + DH 1
тэнцүү + 178.23 кЖ/моль. Энэ нь CaO ба CO 2-аас нэг моль CaCO 3 үүсэхэд ижил хэмжээний энерги ялгарна гэсэн үг юм.
CaO (T) + CO 2 (T) = CaCO 3 (T) + Д.Х. 2 (Д.Х. 2 = -178.23 кЖ/моль).
2 үр дагавар: Хэрэв өөр өөр анхны төлөвөөс ижил эцсийн төлөвт хүрэх хоёр урвал явагдах юм бол тэдгээрийн дулааны нөлөөллийн ялгаа нь нэг анхны төлөвөөс нөгөө анхны төлөв рүү шилжих урвалын дулааны эффекттэй тэнцүү байна.
Жишээлбэл, алмааз ба бал чулууны шаталтын урвалын дулааны нөлөөлөл нь мэдэгдэж байгаа бол:
C (g) + O 2 = CO 2 - 393.51 кЖ / моль
C (alm) + O 2 = CO 2 - 395.39 кЖ / моль
Та нэг аллотроп өөрчлөлтөөс нөгөөд шилжих дулааны эффектийг тооцоолж болно.
S (gr) ® S (alm) + DH аллотроп
DH аллотроп= -393.51 - (-395.39) = +1.88 кЖ/моль
3 үр дагавар: Хэрэв ижил төстэй анхны төлөвөөс өөр өөр эцсийн төлөвт шилжих хоёр урвал явагдах юм бол тэдгээрийн дулааны нөлөөллийн ялгаа нь нэг эцсийн төлөвөөс нөгөө эцсийн төлөвт шилжих урвалын дулааны эффекттэй тэнцүү байна.
Жишээлбэл, энэ үр дагаврыг ашиглан нүүрстөрөгчийн CO-ийн шаталтын урвалын дулааны нөлөөг тооцоолж болно.
C (g) + O 2 ® CO 2 - 393.505 кЖ/моль
CO + 1/2 O 2 ® CO 2 - 282.964 кЖ/моль
C (g) + 1/2 O 2 ® CO + DH r
DH r= -393.505 - (-282.964) = -110.541 кЖ/моль.
4 үр дагавар: Аливаа химийн урвалын дулааны нөлөө зөрүүтэй тэнцүү байнаурвалын бүтээгдэхүүн ба эхлэлийн бодис үүсэх дулааны нийлбэрийн хооронд (урвалын тэгшитгэл дэх стехиометрийн коэффициентийг харгалзан):
DH r = å (n би D H f i ) бүтээгдэхүүн - å (n би D H f i )ref
Жишээлбэл, эфиржих урвалын дулааны нөлөө
CH 3 COOH (l) + C 2 H 5 OH (l) = CH 3 COOC 2 H 5 (l) + H 2 O (l) + DH r
DH r =(DH f СН3СООС2Н5 +DH f H2O) - (DH f CH3COOH +DH f C2H5OH) =
= (-479.03 -285.83) - (-484.09 -276.98) = -3.79 кЖ..
5 үр дагавар: Аливаа химийн урвалын дулааны нөлөө нь эхлэх бодис ба урвалын бүтээгдэхүүний шаталтын дулааны нийлбэрийн зөрүүтэй тэнцүү байна (урвалын тэгшитгэл дэх стехиометрийн коэффициентийг харгалзан):
DH r = å (n би D H c i ) ref - å (n би D H c i )бүтээгдэхүүн
Жишээ нь, өмнөх жишээнд өгөгдсөн эфиржих урвалын дулааны эффект нь
DH r =(DH-тай CH3COOH +DH-тэй C2H5OH) - (DH-тай СН3СООС2Н5 +DH-тэй H2O)=
= (-874.58 -1370.68) - (-2246.39 -0) = -1.13 кЖ.
(Үр дүнгийн зөрүүг лавлах номонд өгөгдсөн термохимийн өгөгдлүүдийн өөр өөр нарийвчлалаар тайлбарласан болно).
Уусмалын дулаан
Уусмалын дулаан DH p -p эсвэл DH s .(аас шийдэл- уусмал) - тогтмол даралттай бодисыг уусгах дулааны нөлөө.
Уусмалын интеграл ба дифференциал дулаанууд байдаг. 1 моль бодисыг уусгах дулаан гэж нэрлэгддэг. хязгааргүй шингэрүүлсэн уусмал гэж нэрлэдэг уусмалын интеграл дулаан. Уусмалын интеграл дулаан нь ууссан бодис ба уусгагчийн харьцаа, улмаар үүссэн уусмалын концентрацаас хамаарна. 1 моль бодис маш их ууссан үед дулааны эффект их хэмжээгээртодорхой хэмжээний концентрацитай ижил бодисын аль хэдийн байгаа уусмалыг (концентрацийн хязгааргүй бага өсөлтөд хүргэдэг) гэж нэрлэдэг. уусмалын дифференциал дулаан:
Физик утгаараа уусмалын дифференциал дулаан нь уусмал дахь концентраци нэмэгдэх тусам бодисыг уусгах дулааны нөлөө хэрхэн өөрчлөгдөж байгааг харуулдаг. Уусмалын дулааны SI хэмжээс нь Ж/моль байна.
Кристаллаг бодисын уусалтын салшгүй дулаан (жишээлбэл, органик бус давс, суурь гэх мэт) нь хоёр хэмжигдэхүүнээс бүрдэнэ - бодисын болор торыг ионы хий болгон хувиргах энтальпи (устгах) болор тор)DH шийдвэрлэх ба уусалтын энтальпи (тохиолдолд усан уусмалдиссоциацийн үед үүссэн молекулууд ба ионуудын усжилт DH solv (DH hydr ):
DH p -p = DH шийдвэрлэх + DH solv ; DH p -p = DH шийдвэрлэх + DH hydr
Тоо хэмжээ DH шийдвэрлэх Тэгээд DH solv шинж тэмдгээр эсрэгээр (уусгах ба чийгшүүлэх нь үргэлж дулаан ялгарах, харин болор торыг устгах нь түүний шингээлт дагалддаг). Тиймээс маш хүчтэй болор торгүй бодисууд (жишээлбэл, гидроксидууд) уусдаг. шүлтлэг металлууд– NaOH, KOH гэх мэт), үүссэн уусмалыг хүчтэй халааж, сайн чийгшүүлнэ. шингэн бодисболор торгүй (жишээлбэл, хүхрийн хүчил) - буцалгах хүртэл илүү их халаах замаар. Эсрэгээрээ хүчтэй болор тортой бодисыг уусгах, жишээлбэл, шүлтийн галогенид ба шүлтлэг шороон металлууд KCl, NaCl, CaCl 2 нь дулааныг шингээж, хөргөхөд хүргэдэг. (Энэ нөлөөг лабораторийн практикт хөргөх хольц бэлтгэхэд ашигладаг).
Тиймээс татан буулгах үеийн нийт дулааны нөлөөллийн тэмдэг нь түүний аль нэр томъёо нь үнэмлэхүй утгаараа илүү байхаас хамаарна.
Хэрэв давсны болор торыг устгах энтальпийг мэддэг бол уусмалын дулааныг хэмжих замаар түүний уусмалын энтальпийг тооцоолж болно. Нөгөөтэйгүүр, талст гидрат (жишээ нь усжуулсан давс) уусах дулааныг хэмжих замаар болор торны эвдрэлийн энтальпийг (хүч чадал) хангалттай нарийвчлалтайгаар тооцоолох боломжтой.
Калийн хлоридын уусмалын дулааныг 0.278 моль/л ба 25°С-ийн концентрацид +17.577 кЖ/мольтэй тэнцүүлэхийг санал болгож байна. термохимийн стандарткалориметрийн ажиллагааг шалгах.
Уусах дулааны температурын хамаарал, түүнчлэн химийн урвалын дулааны нөлөө нь Кирхгофын тэгшитгэлд захирагддаг.
Ууссан бодис ба уусгагч нь химийн хувьд ижил төстэй бөгөөд уусгах явцад иончлох, уусгахтай холбоотой хүндрэл байхгүй тохиолдолд уусмалын дулааныг ууссан бодисын хайлах дулаантай ойролцоогоор тэнцүү гэж үзэж болно. Энэ нь үндсэндээ органик бодисыг туйлшралгүй уусгагчид уусгахад хамаарна.
Энтропи
Энтропи нь термодинамик магадлалтай холбоотой системийн эмх замбараагүй байдлын хэмжүүр юм.
Системийн бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн энергийн зарцуулалтыг аргуудын тусламжтайгаар тооцоолж болно статистик термодинамик. Энэ нь хүргэдэг статистик тодорхойлолтэнтропи. Аяндаа өөрчлөгдөх чиглэл нь термодинамикийн магадлалын өсөлтийн чиглэлтэй тохирч байна гэсэн дээр дурдсан байр суурийн дагуу бид энергийн алдагдал, улмаар энтропи нь үүнтэй холбоотой гэж дүгнэж болно. Энэ холболтыг 1872 онд Л.Больцман нотолсон. Үүнийг Больцманы тэгшитгэлээр илэрхийлнэ
С = к ln В , (3.1)
Хаана к - Больцман тогтмол.
дагуу статистик цэгХэтийн үүднээс авч үзвэл энтропи нь систем дэх эмх замбараагүй байдлын хэмжүүр юм. Энэ нь тоосонцоруудын зохион байгуулалтад орон зайн дараалалтай эсвэл эрчим хүчний жигд бус хуваарилалт (энэ нь мөн энергийн захиалга гэж тооцогддог) системд илүү олон газар байдагтай холбоотой юм. термодинамик магадлал. Бөөмийн эмх замбараагүй холилтын үед, түүнчлэн үеэр жигд хуваарилалтбөөмсийг ялгах боломжгүй үед энерги эрчим хүчний төлөв, термодинамик магадлал, улмаар энтропи нэмэгддэг.
Термодинамикийн хоёр дахь хууль
хоёр дахь нь хэд хэдэн өөр томъёогоор илэрхийлэгдэж болох бөгөөд тус бүр нь бусдыг нөхдөг.
1. Дулаан нь хүйтэн биеэс халуун руу аяндаа шилжих боломжгүй .
2. Төрөл бүрийн энерги нь дулаан болж хувирч, дулаан нь сарних хандлагатай байдаг .
3. Дулааныг хүйтэн биеэс халуунд шилжүүлэх хүртэл ямар ч цогц процессыг багасгаж болохгүй, харин дулааныг халуун биеэс хүйтэнд шилжүүлэх нь процессын цорын ганц үр дүн байж болно. (Р.Э.Клаузиус).
4. Ямар ч цогц процессыг зөвхөн дулааныг ажил болгон хувиргах хүртэл бууруулж болохгүй, харин ажлыг дулаан болгон хувиргах нь үйл явцын цорын ганц үр дүн байж болно. (В. Томсон).
5. Цикл машин бүтээх боломжгүй , Энэ нь эргэн тойрон дахь бие махбодид өөр өөрчлөлт үүсгэхгүйгээр дулааныг ажил болгон хувиргах болно (хоёр дахь төрлийн мөнхийн хөдөлгөөнт машин гэж нэрлэгддэг) (В. Оствальд).
Карногийн эргэлт буцалтгүй мөчлөгийн хувьд бид дараахь зүйлийг бичиж болно.
Хаана Q 1 - систем дэх анхны дулааны нөөц; Q 2 - зарим процессыг дамжуулсны дараа системд үлдсэн дулааны хэмжээ; Т 1 Тэгээд Т 2 - системийн анхны болон эцсийн температур, h - үйл явцын үр ашиг.
Энэ тэгш байдал математик илэрхийлэлтермодинамикийн хоёр дахь хууль.
Термодинамикийн гурав дахь хууль. Планкийн постулат.
Үнэмлэхүй энтропи
Энтропи бол өргөн цар хүрээтэй хэмжигдэхүүн тул өгөгдсөн температур бүрт бодисын үнэ цэнэ Т Энэ нь 0 К-ээс температур тус бүрд харгалзах утгуудын нийлбэр юм Т. Хэрэв (3.5) тэгшитгэлд бид интегралын интервалын доод температурыг тэнцүү гэж авна үнэмлэхүй тэг, Тэр
Иймд энтропийн утгыг абсолют тэг дээр мэдвэл энэ тэгшитгэлийг ашиглан ямар ч температурт энтропийн утгыг олж авах боломжтой.
19-р зууны төгсгөлд хийсэн нарийн хэмжилтүүд нь температур үнэмлэхүй тэг рүү ойртох тусам аливаа бодисын дулааны багтаамжийг харуулсан. S p тэг рүү чиглэдэг:
лим C х = 0 .
Т ® 0
Энэ нь үнэ цэнэ гэсэн үг юм S p /Т нь төгсгөлтэй буюу тэгтэй тэнцүү, тиймээс ялгаа С Т - S 0 үргэлж эерэг эсвэл тэгтэй тэнцүү байна. Эдгээр үзэл баримтлалд үндэслэн М.Планк (1912) дараах постулатыг дэвшүүлсэн.
Үнэмлэхүй тэг температурт хамгийн тохиромжтой талст хэлбэртэй аливаа бодисын энтропи тэг байна.
Планкийн энэхүү постулат нь термодинамикийн 3-р хуулийн томъёоллын нэг юм. Үзэл бодолд тулгуурлан тайлбарлаж болно статистик физик: үнэмлэхүй тэг температурт төгс эмх цэгцтэй болорын хувьд бөөмсийн дулааны хөдөлгөөн байхгүй үед термодинамикийн магадлал В 1-тэй тэнцүү байна. Энэ нь Больцманы тэгшитгэлийн дагуу (3.1) энтропи нь тэгтэй тэнцүү байна гэсэн үг.
S 0 = к ln 1 = 0
Планкийн постулатаас бид абсолют тэгээс өөр температурт аливаа бодисын энтропи нь төгсгөлтэй бөгөөд эерэг байдаг гэж дүгнэж болно. Үүний дагуу энтропи нь бусад төлөвийн функцүүдийн (жишээлбэл, дотоод энерги ба энтальпи) адил үйл явцын өөрчлөлт биш, зөвхөн үнэмлэхүй утгыг тодорхойлж болох термодинамик төлөвийн функц юм.
Дээр дурдсан тэгшитгэлээс үзэхэд үнэмлэхүй тэг рүү ойртох температурт хязгааргүй бага дулаан багтаамжаас болж хөргөсөн биеэс маш бага хэмжээний дулааныг зайлуулах боломжгүй болно. Өөрөөр хэлбэл,
Хязгаарлагдмал тооны үйлдлийг ашиглан биеийн температурыг үнэмлэхүй тэг хүртэл бууруулах боломжгүй юм.
Энэ илэрхийлэл гэж нэрлэдэг үнэмлэхүй тэг температурт хүрэх боломжгүй байх зарчиммөн Планкийн постулаттай хамт термодинамикийн 3-р хуулийн томъёоллын нэг юм. (Туршилт одоо температурыг 0.00001 К хүртэл бууруулж чадсаныг анхаарна уу).
Үнэмлэхүй тэг температурт хүрэх боломжгүй байх зарчим нь мөн В.Нернстийн (1906) дулааны теоремтой холбоотой бөгөөд үүний дагуу үнэмлэхүй тэг рүү ойртох үед DN-ийн утга Тэгээд Д.Г = DH +TDS (Г - Доор хэлэлцэх Гиббс энерги) ойртох, өөрөөр хэлбэл хэзээ Т = 0 тэгш байдал байх ёстой
Д.Г= DH .
Химийн урвалын үед энтропи өөрчлөгддөг DS o r холбогдох стехиометрийн коэффициентээр авсан бүтээгдэхүүн ба эхлэлийн бодисын энтропийн нийлбэрийн зөрүүгээр тооцоолж болно. Стандарт нөхцлийн хувьд:
DS o r = å (n i S o i )бүтээгдэхүүн - å (n i S o I )ref
(Тооцоололын хувьд бусад термодинамик функцийг тооцоолохдоо тэдгээрийн өөрчлөлтийг бус харин бие даасан бодисын энтропийн үнэмлэхүй утгыг авдаг. Үүний шалтгааныг термодинамикийн гуравдугаар хуулийг авч үзэх үед тайлбарлах болно).
Химийн тэнцвэрт байдалнь шууд ба урвуу химийн урвал явагдах боломжтой систем дэх термодинамик тэнцвэр юм.
Тодорхой нөхцөлд урвалд орох бодисын үйл ажиллагааг концентраци эсвэл хэсэгчилсэн даралтаар сольж болно. Эдгээр тохиолдолд тэнцвэрийн концентрациар илэрхийлэгдэх тэнцвэрийн тогтмол K cэсвэл хэсэгчилсэн даралтаар Kp, хэлбэрийг авдаг
| (4.11) |
 | (4.12) |
(4.11) ба (4.12) тэгшитгэл нь хувилбарууд юм массын үйл ажиллагааны хууль (LAM) тэнцвэрт байдалд урвуу урвалын хувьд. Тогтмол температурт эцсийн бүтээгдэхүүний тэнцвэрийн концентраци (хэсэгчилсэн даралт) анхны урвалжуудын тэнцвэрийн концентрацид (хэсэг даралт) харьцуулсан харьцаа нь тэдгээрийн стехиометрийн коэффициенттэй тэнцүү чадалтай тэнцүү байна.
Хийн бодисын хувьд KpТэгээд K cхарилцаатай холбоотой Kp = (RT) Δ n K c, хаана Δ n- эхний болон эцсийн хийн урвалжуудын молийн тооны зөрүү.
Тэнцвэрийн тогтмолыг урвалжийн мэдэгдэж буй тэнцвэрийн концентраци эсвэл мэдэгдэж буй Δ-ээс тодорхойлно. Г° химийн урвал
Дурын урвуу химийн урвалыг дараах хэлбэрийн тэгшитгэлээр тодорхойлж болно.
aA + bB Û dD + eE
Массын үйл ажиллагааны хуульд заасны дагуу хамгийн энгийн тохиолдолд шууд урвалын хурдыг тэгшитгэлийн дагуу эхлэлийн бодисын концентрацитай холбоно.
v pr = k pr C А а ХАМТ b-д,
ба урвуу урвалын хурд - тэгшитгэлийн дагуу бүтээгдэхүүний концентрацитай
v arr. = к арр D d ХАМТ Э.
Тэнцвэрт хүрэхэд эдгээр хурдууд хоорондоо тэнцүү байна:
v pr = v arr.
Урагш ба урвуу урвалын хурдны тогтмолуудын харьцаа тэнцүү байна тэнцвэрийн тогтмол:
Энэ илэрхийлэл нь урвалж болон урвалын бүтээгдэхүүний хэмжээг харгалзан үзэхэд үндэслэсэн тул ийм байна математик тэмдэглэгээхууль урвуу урвалын үүрэг гүйцэтгэдэг масс.
Урвалж буй бодисын концентрациар илэрхийлэгдэх тэнцвэрийн тогтмолыг концентрацийн тогтмол гэж нэрлэдэг ба үүнийг тэмдэглэнэ. К с . Илүү нарийвчлалтай авч үзэхийн тулд концентрацийн оронд бодисын термодинамик үйл ажиллагааг ашиглах хэрэгтэй А = fC (Хаана е - үйл ажиллагааны коэффициент). Энэ тохиолдолд бид термодинамик тэнцвэрийн тогтмол гэж нэрлэгддэг зүйлийн тухай ярьж байна
Бага концентрацитай үед анхдагч бодис, бүтээгдэхүүний үйл ажиллагааны коэффициентүүд нэгдмэл байх үед; К с Тэгээд К а бие биетэйгээ бараг тэнцүү.
Хийн үе шатанд үүсэх урвалын тэнцвэрийн тогтмолыг хэсэгчилсэн даралтаар илэрхийлж болно r урвалд оролцдог бодисууд:
хооронд К р Тэгээд К с ингэж гаргаж болох харилцаа бий. Менделеев-Клапейроны тэгшитгэлийг ашиглан бодисын хэсэгчилсэн даралтыг концентрациар нь илэрхийлье.
pV = nRT ,
хаана х = (n /В )RT = CRT .
Тэнцвэрийн тогтмолуудын хэмжээс нь концентраци (даралт) илэрхийлэгдэх арга, урвалын стехиометрээс хамаарна. Энэ нь ихэвчлэн төөрөгдөл үүсгэж болно, жишээлбэл, [моль -1 м 3] гэж үзсэн жишээнд К с болон [Па -1] нь К р , гэхдээ үүнд буруу зүйл байхгүй. Хэрэв бүтээгдэхүүн ба эхлэлийн бодисын стехиометрийн коэффициентүүдийн нийлбэр тэнцүү бол тэнцвэрийн тогтмол нь хэмжээсгүй болно.
Фазын тэнцвэр.
Фазын тэнцвэрт байдал- гетероген системийг бүрдүүлдэг термодинамикийн тэнцвэрт үе шатуудын зэрэгцэн орших.
Үе шат Ф - химийн найрлага, физик шинж чанараараа ижил, өөр хоорондоо термодинамик тэнцвэрт байдалд байгаа, бусад хэсгүүдээс интерфейсээр тусгаарлагдсан системийн хэсгүүдийн багц. Аливаа нэгэн төрлийн систем нь нэг үе шаттай, өөрөөр хэлбэл дотоод интерфейс байхгүй гэдгээрээ онцлог юм. Гетероген систем нь хэд хэдэн үе шатыг (дор хаяж хоёр) агуулдаг. Гетероген фазын системд дотоод байдаг интерфейс(заримдаа гадаргуугийн хил гэж нэрлэдэг).
Бүрэлдэхүүн хэсэг- системийн нэг хэсэг болох бие даасан химийн бодис. Бүрэлдэхүүн хэсэг нь зарчмын хувьд системээс тусгаарлагдсан, хангалттай удаан хугацаанд бие даан оршин тогтнох боломжтой бодис гэж тооцогддог.
Бие даасан бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн тоосистемүүд TO Энэ нь системийн бүрэн бүрэлдэхүүнийг бүрдүүлэхэд шаардагдах бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн тоо юм нийт тообүрэлдэхүүн хэсгүүдээс тэдгээрийн хоорондох химийн урвалын тоог хассан.
Фазын шилжилтүүд- эдгээр нь нэгээс материйн шилжилт юм фазын төлөвтермодинамикийн тэнцвэрийг тодорхойлсон параметрүүд өөрчлөгдөх үед нөгөө рүү.
Хувилбарсистемүүд ХАМТ Систем дэх фазын тоог өөрчлөхгүйгээр туршилт хийгчийн өөрчилж чадах гадаад нөхцөл байдлын тоо (температур, даралт, концентраци гэх мэт) гэж илэрхийлж болно.
фазын дүрэмЭнэ нь термодинамикийн хоёр дахь хуулийн үр дагавар бөгөөд тэнцвэрт байдалд байгаа фазын тоо, бие даасан бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн тоо, шаардлагатай параметрүүдийн тоог холбодог. бүрэн тайлбарсистемүүд:
Тэнцвэрт байгаа термодинамик системийн эрх чөлөөний градусын тоо (варианц) гадаад хүчин зүйлүүдБие даасан бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн тооноос хоёрыг хассантай тэнцүү байх нь зөвхөн даралт ба температурт нөлөөлдөг.
ХАМТ = TO - Ф + 2
Фазын диаграммууд.
Шинж чанаруудын хамаарлыг судлах нь олон талт шинж чанартай байдаг
