Меню
ГлавнаяСредства

Теплоемкость, энтальпия и энтропия. Второй закон термодинамики

Внутреняя энергия (U ) вещества складывается из кинетической и потенциальной энергии всех частиц вещества, кроме кинетической и потенциальной энергии вещества в целом. Внутреняя энергия зависит от природы вещества, его массы, давления, температуры. При химических реакциях разница величин внутренней знергии веществ до и после реакции выливается в тепловой эффект химической реакции. Различают тепловой эффект химической реакции, осуществляемой при постоянном объеме Q v (изохорный тепловой эффект), и тепловой эффект реакции при постоянном давлении Q p (изобарный тепловой эффект).

Тепловой эффект при постоянном давлении, взятый с противоположным знаком называют изменением энтальпии реакции (ΔH = -Q p).

Энтальпия связана с внутренней энергией H = U + pv, где p – давление, а v – объем.

Энтропия (S) – мера беспорядка в системе. Энтропия газа больше, чем энтропия жидкости и твердого тела. Энтропия это логарифм вероятности существования системы (Больцман 1896г): S = R ln W, где R – универсальная газовая постоянная, а W – вероятность существования системы (число микросостояний, которыми может быть осуществлено данное макросостояние). Энтропия измеряется в Дж/мольּK и энтропийных единицах (1э.е. =1Дж/мольּK).

Потенциал Гиббса (G) или изобарно-изотермический потенциал. Эта функция состояния системы получила название движущей силы химической реакции. Потенциал Гиббса связан с энтальпией и энтропией соотношением:

∆G = ∆H – T ∆S , где T температура в K.

6.4 Законы термохимии. Термохимические расчеты.

Закон Гесса (Герман Иванович Гесс 1840): тепловой эффект химической реакции не зависит от пути по которому идет процесс, а зависит от начального и конечного состояния системы.

Закон Лавуазье-Лапласа : тепловой эффект прямой реакции равен тепловому эффекту обратной с противоположным знаком.

Закон Гесса и следствия из него используют для расчетов изменения энтальпии, энтропии, потенциала Гиббса при химических реакциях:

∆H = ∑∆H 0 298 (прод.) - ∑∆H 0 298 (исход.)



∆S = ∑S 0 298 (прод.) - ∑S 0 298 (исход.)

∆G = ∑∆G 0 298 (прод.) - ∑∆G 0 298 (исход.)

Формулировка следствия из закона Гесса для расчета изменения энтальпии реакции: иэменения энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрии.

∆H 0 298 – стандартная энтальпия образования (количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании 1 моля вещества из простых веществ при стандартных условиях). Стандартные условия: давление 101,3 кПа и температура 25 0 C.

Принцип Бертло-Томсена : все самопроизвольно протекающие химические реакции идут с уменьшением энтальпии. Этот принцип работает при низких температурах. При высоких температурах могут протекать реакции с увеличением энтальпии.

Энтальпия - это свойство вещества, указывающее количество энергии, которую можно преобразовать в теплоту.

Энтальпия - это термодинамическое свойство вещества, которое указывает уровень энергии , сохраненной в его молекулярной структуре. Это значит, что, хотя вещество может обладать энергией на основании , не всю ее можно преобразовать в теплоту. Часть внутренней энергии всегда остается в веществе и поддерживает его молекулярную структуру. Часть вещества недоступна, когда его температура приближается к температуре окружающей среды. Следовательно, энтальпия - это количество энергии, которая доступна для преобразования в теплоту при определенной температуре и давлении. Единицы энтальпии - британская тепловая единица или джоуль для энергии и Btu/lbm или Дж/кг для удельной энергии.

Количество энтальпии

Количество энтальпии вещества основано на его данной температуре. Данная температура - это значение, которая выбрано учеными и инженерами, как основание для вычислений. Это температура, при которой энтальпия вещества равна нулю Дж. Другими словами, у вещества нет доступной энергии, которую можно преобразовать в теплоту. Данная температура у различных веществ разная. Например, данная температура воды - это тройная точка (О °С), азота −150°С, а хладагентов на основе метана и этана −40°С.

Если температура вещества выше его данной температуры или изменяет состояние на газообразное при данной температуре, энтальпия выражается положительным числом. И наоборот при температуре ниже данной энтальпия вещества выражается отрицательным числом. Энтальпия используется в вычислениях для определения разницы уровней энергии между двумя состояниями. Это необходимо для настройки оборудования и определения полезного действия процесса.

Энтальпию часто определяют как полную энергию вещества , так как она равна сумме его внутренней энергии (и) в данном состоянии наряду с его способностью проделать работу (pv). Но в действительности энтальпия не указывает полную энергию вещества при данной температуре выше абсолютного нуля (-273°С). Следовательно, вместо того, чтобы определять энтальпию как полную теплоту вещества, более точно определять ее как общее количество доступной энергии вещества, которое можно преобразовать в теплоту.
H = U + pV

Кто Знает что такое энтропия и энтальпия. и получил лучший ответ

Ответ от Вика[активный]
Энтальпия и энтропия
Изменение свободной энергии (ΔG) химической реакции зависит от ряда факторов, в том числе от температуры и концентрации реагентов.
А. Теплота реакции и калориметрия
Все химические реакции сопровождаются выделением или поглощением тепла. Реакции первого типа называются экзотермическими, реакции второго типа - эндотермическими. Мерой теплоты реакции служит изменение энтальпии ΔН, которая соответствует теплообмену при постоянном давлении. В случае экзотермических реакций система теряет тепло и ΔН - величина отрицательная. В случае эндотермических реакций система поглощает тепло и ΔН - величина положительная.
У многих химических реакций ΔG и ΔН имеют близкие значения. Это обстоятельство позволяет определять энергетическую ценность пищевых продуктов. В живых организмах пища обычно окисляется кислородом до СО2 и H2O. Максимальную химическую работу, которую питательные вещества могут совершить в организме, т. е. ΔG реакции окисления компонентов пищи, определяют путем сжигания взятой навески соответствующего вещества в калориметре в атмосфере кислорода. Выделившееся тепло повышает температуру воды в калориметре. По разности температур рассчитывают теплоту реакции (энтальпию сгорания) .
Б. Энтальпия и энтропия
< 0) несмотря на то, что являются эндотермическими (ΔΗ >
Энтропия системы тем выше, чем больше степень неупорядоченности (беспорядка) системы. Таким образом, если процесс идет в направлении увеличения неупорядоченности системы (а повседневный опыт показывает, что это наиболее вероятный процесс) , ΔS - величина положительная. Для увеличения степени порядка в системе (ΔS >
ΔG = ΔH - T · ΔS
Поясним зависимость этих трех величин на двух примерах.
Взрыв гремучей смеси (1) - это взаимодействие двух газов - кислорода и водорода - с образованием воды. Как и многие окислительно-восстановительные реакции. это сильно экзотермический процесс (т. е. ΔН << 0). В то же время в результате реакции возрастает степень упорядоченности системы. Газ с его хаотически мигрирующими молекулами перешел в более упорядоченное состояние -- жидкую фазу, при этом число молекул в системе уменьшилось на 1/3. В результате увеличения степени упорядоченности (ΔS < 0) член уравнения -T · ΔS - величина положительная, однако это с избытком компенсируется ростом энтальпии: в итоге происходит высоко экзергоническая реакция (ΔG <<0).
При растворении в воде поваренной соли (2) ΔН - величина положительная, температура в сосуде с раствором, т. е. в объеме раствора, снижается. Тем не менее процесс идет спонтанно, поскольку степень упорядоченности системы уменьшается. В исходном состоянии ионы Na+ и Сl- занимали фиксированные положения в кристаллической решетке. В растворе они перемещаются независимо друг от друга в произвольных направлениях. Снижение упорядоченности (ΔS > 0) означает, что член уравнения -T · ΔS имеет знак минус. Это компенсирует ΔН и в целом ΔG - величина отрицательная. Подобные процессы принято называть энтропийными.

Ответ от 2 ответа [гуру]

Привет! Вот подборка тем с ответами на Ваш вопрос: Кто Знает что такое энтропия и энтальпия.

Ответ от =CaT= [гуру]
Энтропия (от греч. ἐντροπία - поворот, превращение) - понятие, впервые введенное в термодинамике для определения меры необратимого рассеивания энергии. Термин широко применяется и в других областях знания: в статистической физике как мера вероятности осуществления какого-либо макроскопического состояния; в теории информации как мера неопределенности какого-либо опыта (испытания) , который может иметь разные исходы, в исторической науке, для экспликации феномена альтернативности истории (инвариантности и вариативности исторического процесса) .
href="">
Энтальпия системы (от греч. enthalpo нагреваю) , однозначная функция H состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении P, связана с внутренней энергией U соотношением
H = U + PV
где V – объем системы.


Ответ от Ёветлана Пустотина [гуру]
энтропия-функция состояния термодинамической системы, изменение которой в равновесном процессе равно отношению количества телоты, сообщенного системе или отведенного от неё , к термодинамической температуре системы, неравновесные процессы в изолированной системе сопровождаются ростом знтропии, они приближабт систему к состоянию равновесия, в котором знтропия максимальна. это сущность второго закона термодинамики, оба закона термодинамики отразил немецкий физик Рудольф Клаузиус - энергия мира остается постоянной, энтропия стремиться к максимальному значению. Энтальпия-однозначная функция состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии и давлении, связана с внутренней энергией, называют эту величину теплосодержанием системыПри постоянном давлении изменение энтальпии равно количеству теплоты, подведенной к системе, в состоянии термодинамического равновесия энтальпия системы минимальна.


Ответ от Terminator-5 [гуру]
Как все умно и сложно отвечают! Зачем усложнять, можно сказать просто. Энтальпия это состояние человека при притоке и оттоке денег. А энтропия это степень неспособности вернуться в то состояние когда деньги еще были. Чем меньше осталось денег до получки. , тем выше, больше энтропия!


Ответ от Просто Маня [новичек]
Энтальпия и энтропия
Изменение свободной энергии (ΔG) химической реакции зависит от ряда факторов, в том числе от температуры и концентрации реагентов (см. с. 24). В этом разделе обсуждаются еще два параметра, которые связаны со структурными и энергетическими изменениями молекул.
Б. Энтальпия и энтропия
Теплота реакции ΔН и изменение свободной энергии ΔG не всегда имеют сравнимые значения. В действительности известны реакции, протекающие спонтанно (ΔG < 0) несмотря на то, что являются эндотермическими (ΔΗ > 0). Это происходит потому, что на прохождение реакции оказывает влияние изменение степени упорядоченности системы. Мерой изменения упорядоченности системы служит изменение энтропии ΔS.
Энтропия системы тем выше, чем больше степень неупорядоченности (беспорядка) системы. Таким образом, если процесс идет в направлении увеличения неупорядоченности системы (а повседневный опыт показывает, что это наиболее вероятный процесс) , ΔS - величина положительная. Для увеличения степени порядка в системе (ΔS > 0) необходимо затратить энергию. Оба этих положения вытекают из фундаментального закона природы - второго закона термодинамики. Количественно зависимость между изменениями энтальпии, энтропии и свободной энергии описывается уравнением Гиббса-Гельмгольца:
ΔG = ΔH - T · ΔS


Ответ от 2 ответа [гуру]

Привет! Вот еще темы с похожими вопросами.

Энтальпия против энтропии

Любопытство - это один аспект человека, который помогает ему открывать различные явления в мире. Один человек смотрит на небо и задается вопросом, как образуется дождь. Один человек смотрит на землю и задается вопросом, как растения могут расти. Это повседневное явление, с которым мы сталкиваемся в нашей жизни, но те люди, которые недостаточно любознательны, никогда не пытаются найти ответы, почему такие явления существуют. Биологов, химиков и физиков всего лишь несколько человек, которые пытаются найти ответы. Наш современный мир сегодня интегрирован с такими законами науки, как термодинамика. «Термодинамика» - это отрасль естествознания, которая включает изучение внутренних движений систем организма. Это исследование, посвященное взаимосвязи тепла с различными формами энергии и работы. Применения термодинамики проявляются в потоке электричества и от простого поворота и поворота винта и других простых машин. Пока задействованы тепло и трение, существует термодинамика. Двумя наиболее распространенными принципами термодинамики являются энтальпия и энтропия. В этой статье вы узнаете больше о различиях между энтальпией и энтропией.

В термодинамической системе мера ее полной энергии называется энтальпией. Для создания термодинамической системы требуется внутренняя энергия. Эта энергия служит толчком или триггером для создания системы. Единицей измерения энтальпии является джоуль (Международная система единиц) и калория (Британская тепловая единица). «Энтальпия» - это греческое слово «энтальпос» (чтобы влить тепло). Heike Kamerlingh Onnes был человеком, который придумал это слово, в то время как Альфред У. Портер был тем, кто обозначил символ «H» для «энтальпии». В биологических, химических и физических измерениях энтальпия является наиболее предпочтительным выражением для изменений энергии системы, поскольку она имеет возможность упростить конкретные определения передачи энергии. Невозможно достичь значения для общей энтальпии, потому что общая энтальпия системы не может быть непосредственно измерена. Только изменение энтальпии является предпочтительным измерением количества, а не абсолютной величиной энтальпии. В эндотермических реакциях наблюдается положительное изменение энтальпии, а при экзотермических реакциях происходит отрицательное изменение энтальпии. Проще говоря, энтальпия системы эквивалентна сумме не механической работы и подаваемого тепла. При постоянном давлении энтальпия эквивалентна изменению внутренней энергии системы и работе, которую система проявила к ее окружению. Другими словами, тепло может поглощаться или выделяться определенной химической реакцией в таких условиях.

«Энтропия» - второй закон термодинамики. Это один из самых фундаментальных законов в области физики. Это важно для понимания жизни и познания. Это рассматривается как Закон Беспорядка. В середине прошлого века «энтропия» уже была сформулирована с обширными усилиями Клаузиуса и Томсона. Клаузиус и Томсон были вдохновлены наблюдением Карно потоком, который превращает мельничное колесо. Карно заявил, что термодинамика - это поток тепла от более высоких до более низких температур, что делает работу парового двигателя. Клаузиус был тем, кто придумал термин «энтропия». Символом энтропии является «S», который гласит, что мир считается неотъемлемо активным, когда он действует спонтанно, чтобы рассеять или минимизировать наличие термодинамической силы.

    «Энтальпия» - это передача энергии, а «энтропия» - это Закон Беспорядка.

    Энтальпия берет символ «H», а энтропия принимает символ «S».

    Хайке Камерлингх Оннес придумал термин «энтальпия», а Клаузиус придумал термин «энтропия».

Теплоемкость и ее виды. Удельной теплоемкостью с называют количество теплоты д , которое требуется для изменения температуры единицы количества вещества на один градус: с = д/ъТ, с = dg/dT.

В зависимости от способа измерения единицы количества вещества, характера термодинамического процесса и величины интервала температур различают несколько видов теплоемкостей.

1. В зависимости от единицы количества вещества (1 кг, 1 м 3 , 1 моль) теплоемкость бывает массовой с [Дж/(кг- К)], объемной с" [Дж/(м 3 - К)] и молярной с й [ДжДмоль- К)].

Связь между ними выражается следующей зависимостью:

где р н - плотность при нормальных физических условиях.

Количество теплоты соответственно определяется по формуле

где m - масса газа, кг; У н - объем газа, приведенный к нормальным физическим условиям; п - число молей газа.

2. Теплоемкость зависит от характера процесса и свойств газа. В зависимости от способа подвода теплоты различают теплоемкость при постоянном давлении (изобарную) с р и теплоемкость при постоянном объеме (изохорную) c v . Понятия «теплоемкость при постоянной температуре» и «адиабатная теплоемкость» редко применяются, так как при Т = const с = d^/O = оо, а при dg = 0 с = О/d/ = 0.

Еще в 1842 г. один из основоположников закона сохранения и превращения энергии Р. Ю. Майер установил, что

Физический смысл этой зависимости легко уяснить. Если для нагревания 1 моля (или 1 кг) газа в цилиндре над поршнем на один градус при постоянном объеме, т.е. при закрепленном неподвижно поршне, надо затратить количество теплоты с ю то при постоянном давлении к этому количеству теплоты добавится работа ц/? (или Я), которую будет совершать расширяющийся газ, толкая освобожденный поршень.

Отношение к = c p /c v называют показателем адиабаты. Отметим, что зная к и используя уравнения (1.5), можно определить

3. Поскольку теплоемкость изменяется с температурой, в зависимости от интервала температур различают истинную (с) и среднюю (с т) удельные теплоемкости. Истинной называют теплоемкость, соответствующую бесконечно малому интервалу температур: с = dq/dT, а средней - теплоемкость, соответствующую конечному интервалу изменения температуры: с т = q/(T 2 - Г)).

Зависимость теплоемкости от температуры может быть выражена числовым рядом, основное значение в котором имеют два первых члена:

где a, b, d - постоянные, зависящие от природы газа.

Экспериментально установлено, что величина теплоемкости реальных газов зависит и от давления, влияние которого при высоких температурах, свойственных продуктам сгорания в тепловых двигателях (1000... 2000 °С), незначительно. При расчетах же паровых машин, турбин, преобразователей теплоты пренебрегать влиянием давления на теплоемкость нельзя.

При практических расчетах обычно пользуются табличными данными средних теплоемкостей в интервале температур от 0 до I. В этом случае количество теплоты, потребное на нагрев 1 кг рабочего тела от 0 до /, или до / 2 , будет

Здесь с^ 0 и с? 0 - табличные значения теплоемкостей в интервалах температур (0.../]) и (0.../ 2).

Количество теплоты, потребное для нагрева 1 кг тела от t x до / 2 , определяется как разность:

Энтальпия. В ряде случаев оказывается целесообразным объединение параметров и и pv в общий калорический параметр, называемый энтальпией:

Энтальпия - термодинамическая функция, имеющая смысл полной (внутренней и внешней) энергии системы. Она складывается из внутренней энергии и и упругостной энергии pv, обусловленной наличием внешнего давления окружающей среды р, т.е. pv есть работа, которую надо затратить, чтобы ввести рабочее тело объемом v в среду, имеющую давление р.

Для идеального газа справедливы соотношения:

При р = const можно получить:

Продифференцировав i - и + pv и подставив в дифференциальное уравнение первого закона термодинамики для потока рабочего тела, можно получить

Энтальпия измеряется в тех же единицах, что и теплота, работа и внутренняя энергия (Дж/кг). Поскольку энтальпия, так же как и внутренняя энергия, является функцией состояния, то ее абсолютная величина может быть определена только с точностью до некоторой постоянной, условно выбранной для начала отсчета.

По международному соглашению за начало отсчета энтальпии для воды и водяного пара принята так называемая тройная точка (Т = 273,16 К и р = 0,0006 Па), в которой возможно одновременное существование трех фаз: льда, жидкости и пара. За начало отсчета энтальпии для газов может быть принята температура Т- 0 К.

Второй закон термодинамики. Второй закон термодинамики, как и первый, является опытным законом, основывающимся на многовековых наблюдениях ученых, однако установлен он был только в середине XIX в.

Наблюдения за явлениями природы показывают, что возникновение и развитие самопроизвольно протекающих в ней естественных процессов, работа которых может быть использована для нужд человека, возможно лишь при отсутствии равновесия между участвующей в процессе термодинамической системой и окружающей средой. Эти процессы всегда характеризуются односторонним их протеканием от более высокого потенциала к более низкому (от более высокой температуры к более низкой или от более высокого давления к более низкому). При протекании указанных процессов термодинамическая система стремится к тому, чтобы прийти в равновесие с окружающей средой, характеризуемое равенством давления и температуры системы и окружающей среды.

Из наблюдений за явлениями природы также следует, что для того чтобы заставить процесс протекать в направлении, обратном направлению протекания самопроизвольного процесса, необходимо затратить заимствованную из внешней среды энергию.

Второй закон термодинамики представляет собой обобщение изложенных положений и заключается в следующем.

  • 1. Самопроизвольное протекание естественных процессов возникает и развивается при отсутствии равновесия между участвующей в процессе термодинамической системой и окружающей средой.
  • 2. Самопроизвольно происходящие в природе естественные процессы, работа которых может быть использована человеком, всегда протекают лишь в одном направлении от более высокого потенциала к более низкому.
  • 3. Ход самопроизвольно протекающих процессов происходит в направлении, приводящем к установлению равновесия термодинамической системы с окружающей средой, и по достижении этого равновесия процессы прекращаются.
  • 4. Процесс может протекать в направлении, обратном самопроизвольному процессу, если энергия для этого заимствуется из внешней среды.

Формулировки второго закона термодинамики, данные различными учеными, вылились в форму постулатов, полученных в результате развития положений, высказанных французским ученым Сади Карно.

В частности, постулат немецкого ученого Р. Клаузиуса состоит в том, что теплота не может переходить от холодного тела к теплому без компенсации. Сущность постулата английского ученого В. Томсона заключается в том, что невозможно осуществить цикл теплового двигателя без переноса некоторого количества теплоты от источника теплоты с более высокой температурой к источнику с более низкой температурой.

Эту формулировку следует понимать так: для того чтобы работала периодически действующая машина, необходимо чтобы были минимум два источника теплоты различной температуры; при этом в работу может быть превращена лишь часть теплоты, забираемого из высокотемпературного источника, в то время как другая часть теплоты должна быть передана низкотемпературному источнику. Высокотемпературный источник иногда называют теплоотдатчиком или верхним источником теплоты, а низкотемпературный - тепло- приемником, нижним источником теплоты или холодильником.

Энтропия. В термодинамике пользуются еще одним параметром состояния рабочего тела - энтропией, устанавливающей связь между количеством теплоты и температурой (Р. Клаузиус, 1850). Поясним этот параметр на основе следующих соображений.

Уравнение первого закона термодинамики можно записать в виде

В этом уравнении dq не является полным дифференциалом, поскольку в правую часть уравнения входит член d/, не являющийся полным дифференциалом, так как работа является не параметром состояния газа, а функцией процесса. Вследствие этого уравнение нельзя проинтегрировать в интервале двух произвольно выбранных состояний газа.

Из математики известно, что всякий двучлен можно представить в виде полного дифференциала, если его умножить на так называемый интегрирующий множитель.

При умножении на интегрирующий множитель 1 /Т (где Т - абсолютная температура), приведенное уравнение примет вид

Уравнение (1.6) можно представить в несколько ином виде, а именно:

Выражение (1.7) говорит о том, что dq/T представляет собой полный дифференциал некоторой функции s (т. е. dq/T = ds), являющейся параметром состояния газа, поскольку она зависит только от двух параметров состояния газа и поэтому не зависит от того, каким путем газ из одного состояния перешел в другое. Этот параметр состояния газа в общем случае называют энтропией газа и обозначают буквой S (Дж/К). Энтропию, отнесенную к 1 кг газа, называют удельной энтропией газа и обозначают буквой s [Дж/(кг- К)).

Приведенное ранее уравнение dq = di - vdp также является неполным дифференциальным уравнением, поскольку dq не является полным дифференциалом. Однако и это уравнение при умножении его на интегрирующий множитель 1/7’ может быть приведено к виду полного дифференциального уравнения

Следовательно,

Учитывая, что для идеального газа pv = RT и, следовательно,

уравнение (1.8) для идеального газа может быть преобразовано следующим образом:

После интегрирования оно примет вид

Изменение энтропии в интервале между двумя состояниями газа (7 и 2) выражается уравнением

Из уравнения (1.9) следует, что количество теплоты, участвовавшее в том или ином термодинамическом процессе при изменении рабочего тела от состояния 7 до состояния 2, можно выразить следующим образом:

Этот интеграл можно вычислить, если известна функциональная зависимость между Tns. Пользуясь этой зависимостью, строят кривые в системе координат s- Т, отображающие те или иные термодинамические процессы.

На основании выражения (1.10) можно заключить, что для процесса 1-2 (рис. 1.5) площадь 7- 2-s 2 - s b лежащая под кривой, отображающей этот процесс, выражает количество теплоты, участвующее в этом процессе.

Рис. 1.5.

Для определения численных значений энтропии пользуются началом отсчета при Т = 0 К, для которого i 0 = 0.

Физический смысл энтропии. Энтропию нельзя измерить, ее смысл затруднительно продемонстрировать с помощью наглядных пособий, но можно понять по следующим интерпретациям.

1. Энтропия - мера ценности теплоты, его работоспособности и технологической эффективности. Можно сказать, что для изолированной системы (нагреватель - рабочее тело) As = 0, при получении от нагревателя количества теплоты q u 3| = (ф/Г,) и чем меньше s it т.е. чем выше Т и тем больше совершаемая системой работа.

Повседневный опыт свидетельствует, что чем выше температура теплоносителя при том же количестве теплоты q, т.е. чем меньше энтропия s = (q/T ), тем теплота ценнее, поскольку она может быть использована не только для совершения работы, но и для технологических нужд - выплавки металла, отопления и т.д.

  • 2. Энтропия - мера потери работы вследствие необратимости реальных процессов. Чем больше необратимость процесса в изолированной системе, тем больше возрастает энтропия s 2 » 5, и тем большая доля энергии не превращается в работу, рассеиваясь в окружающую среду.
  • 3. Энтропия - мера беспорядка. Если установить некоторую меру неупорядоченности макросистемы - неупорядоченности расположения и движения частиц D, то можно записать s = к InZ).

Следовательно, возрастание беспорядка означает возрастание энтропии, рассеивание энергии. При подводе теплоты увеличивается хаотичность теплового движения частиц, и энтропия возрастает. В противном случае охлаждение системы при постоянном объеме есть извлечение из нее теплоты, а следовательно, и энтропии. Упорядоченность системы при этом повышается, а энтропия уменьшается. При конденсации газа в жидкость молекулы занимают более определенные положения, упорядоченность их расположения скачкообразно увеличивается, что соответствует скачкообразному уменьшению энтропии. При дальнейшем понижении температуры тепловое движение становится все менее интенсивным, беспорядок - все меньшим, а значит, и все меньшей становится энтропия. Когда жидкость превратится в твердое вещество, молекулы (ионы) образуют правильные кристаллические решетки, т. е. неупорядоченность опять уменьшится, а с нею уменьшится и энтропия и т.д. Такая закономерность позволяет предположить, что при абсолютной температуре, равной нулю, тепловое движение полностью прекратится и в системе установится максимальный порядок, т.е. неупорядоченность и энтропия станут равными нулю. Это предположение согласуется с опытом, но не поддается опытной проверке (так как абсолютная температура, равная нулю, недостижима) и носит название третьего закона термодинамики.

Следовательно

Обратимые и необратимые термодинамические процессы. Для

исследования термодинамических процессов вводят понятия о равновесных (обратимых) процессах.

Состояние рабочего тела, при котором давление и температура, а следовательно, и удельный объем во всех его точках не изменяются без внешнего энергетического воздействия во времени, называется равновесным состоянием.

Последовательное изменение состояния рабочего тела, происходящего в результате энергетического взаимодействия рабочего тела с окружающей средой, называется термодинамическим процессом. Процесс, при осуществлении которого тело последовательно проходит непрерывный ряд состояний равновесия, называется равновесным.

Обратимым процессом называется такой термодинамический процесс, который допускает возможность протекания его через одни и те же равновесные состояния как в прямом, так и в обратном направлениях, а в окружающей среде не остается никаких изменений.

Если указанное условие не выполняется, то процесс оказывается необратимым. Примером необратимого процесса является передача теплоты в паровом котле от газов с температурой 600... 1000°С к пару, имеющему температуру 400...500°С, так как обратная передача теплоты от пара к газам без изменения их температур невозможна.

В чистом виде в природе и технике обратимые процессы не наблюдаются. Однако их изучение имеет большую роль, так как многие реальные процессы близки к обратимым.