Реферат на тему:
Закони термодинаміки і термодинамічні величини (функції) системи
Закони термодинаміки стосуються термодинамічних систем — сукупності
тіл, які можуть обмінюватись між собою і з іншими тілами зовнішнього
середовища енергією і речовиною.
Термодинамічні величини (функції чи параметри) — це фізичні величини —
характеристики стану системи, які взаємозв’язані в рівняннях стану
системи. З деякими з них (тиск, об’єм, температура) ми вже знайомі.
Тепер розглянемо складніші, зокрема «внутрішня енергія», «ентальпія»,
«ентропія», «енергія Гіббса», за допомогою яких формулюються
термодинамічні закони.
Перший закон термодинаміки відображає всесвітній закон збереження
енергії за перетворення тепла в роботу, і навпаки. Одне з його
формулювань: тепло, яке підводиться до системи Q, може витрачатись на
збільшення внутрішньої енергії (інтенсивності руху молекул або атомів)
системи U і виконання нею роботи.
.
— різниця між кінцевою і початковою температурами.
) зміна внутрішньої енергії дорівнюватиме тепловому ефектові, узятому з
оберненим знаком.
, де p — внутрішній тиск системи (позначається малою літерою на відміну
від P для зовнішнього тиску), U — внутрішня енергія системи (руху і
взаємозв’язку атомів чи молекул).
Член рівняння pV — енергія системи, яка визначається простором V. Інколи
її називають зовнішньою енергією.
Зміна ентальпії визначається рівнянням:
.
.
.
.
(система поглинає енергію).
. У табл. 13 наведені стандартні ентальпії утворення, а в табл. 14 —
згоряння речовин.
, поглиненої рослиною за утворення 1t біомаси. Звернімося до відомої
реакції фотосинтезу глюкози:
.
. Для реагентів: СО2 (– 393); Н2О (– 295,8). Для продукту: С6Н12О6 (–
1276); О2 (О).
Табл. 13
Таблиця 14
СТАНДАРТНА МОЛЯРНА ЕНТАЛЬПІЯ ЗГОРЯННЯ
становитиме:
електроенергії або 500 літрам бензину.
).
Відкриття першого закону термодинаміки — перетворення тепла в роботу, до
якого вчені наближались протягом життя кількох поколінь, завершилось
працями Мейєра і Джоуля. Відкрилися нові горизонти пізнання природи, але
саме цей закон водночас і позбавив людство фантастичної мрії — винайти
засіб отримати роботу без витрати енергії. Від того часу патентні служби
всіх країн світу відмовились реєструвати винаходи «вічного двигуна —
perpetuum mobile». Розпрощавшись назавжди з такою мрією, людство
задалося вже іншим питанням: як саме все тепло, котре надходить у
систему, перетворити на роботу? Чи можливо це?
Відповідь дає другий закон термодинаміки, честь відкриття якого належить
французькому інженерові і науковцю-фізику С. Карно (1796 — 1832).
Цікаво, що С. Карно для розрахунку теплової машини використав помилкову
ідею уявлення про тепло як про речовину, що тече від одного тіла до
іншого. Сам він працював над водяними двигунами (водяні млини та інші
машини такого роду), котрі працювали через різницю рівнів води «на
вході» і «на виході». Уподібнивши теплові машини водяним, С. Карно,
котрому не було ще 30 років, сформулював, на перший погляд просту, але
справді геніальну думку: для виконання роботи тепловою машиною необхідна
різниця температур робочого тіла (пари) «на вході» і «на виході» з
машини. Як бачимо, аналогія з водяним двигуном визначила успіх підходу
до відкриття другого закону термодинаміки.
Ми не будемо тут наводити опис дослідів з «ідеальною тепловою машиною»,
яка забирає теплоту від нагрівача і віддає холодильнику, дослідів, які
дали змогу визначити знаменитий «Цикл Карно» (рис. 16). Наведемо лише
(для допитливих) кілька загальних розрахунків роботи такої ідеальної
теплової машини (розрахунок роботи ізотермічного процесу вже наводився).
Рис. 16. Цикл Карно ідеальної
теплової машини
підігрівача, від якого надходить тепло, виконує роботу А ізотермічного
розширення:
.
.
.
.
, і система повертається до початкового стану.
Аналізуючи наведені вище розрахунки Аn і Аx та графік циклу Карно (рис.
16), зауважимо, що площа, обмежена V1 – I – II – III – V3, відображає
повну роботу системи ідеального газу (Sсист.) за збільшення її об’єму
від V1 до V3, а площа, обмежена V1 – I – II – III – V3, — роботу
зовнішньої сили над системою — Sнадсист., зменшуючи її об’єм від V3 до
V1. Це повертає систему до вихідного стану. При цьому завжди Sсист. >
Sнадсист..
Отже, висновок: така теплова машина може працювати безперервно,
перетворюючи за кожного циклу лише частину теплової енергії, отриманої
від нагрівача, в роботу, що дорівнює різниці площі Sсист. і Sнадсист.,
тобто площі, обмеженої графіком циклу Карно (I – II – III – IV – І).
.
завжди менше за одиницю. Саме це і є одним із положень другого закону
термодинаміки.
Ілюстрацією дії другого закону термодинаміки в природному процесі може
бути явище, яке вже було розглянуто за визначення ентальпії фотосинтезу:
коефіцієнт конверсії сонячної енергії, яка надходить до зеленого листка
з температурою, близькою до температури виходу, становить лише
0,02…0,04.
У техніці за рахунок більшої різниці температур робочої речовини «на
вході» і «на виході», наприклад у двигунах внутрішнього згоряння чи
турбінах, коефіцієнт конверсії (корисної дії) на порядок вищий.
Зі сказаного можна зробити два важливі висновки:
1) усі довільні процеси як в природі, так і в техніці, котрі зв’язані з
перетворенням енергії, можуть відбуватись тільки за умов зниження її
концентрованості, своєрідного розсіювання, як це має місце, коли тепло
«енергії високої температури» гарячого предмета довільно «перетікає» в
холодний предмет і, нагріваючи його, розсіюється в ньому, перетворюючись
на «енергію нижчої температури»;
) збільшується, коли більшою є різниця температур між теплом «на вході»
і «на виході» робочої речовини.
За другим законом термодинаміки саме міра концентрованості енергії чи
структурної впорядкованості системи в цілому визначається спеціальною
функцією стану системи — ентропією (від грец. — перетворення). Ентропія
позначається великою латинською літерою S. Як і відомі нам функції стану
системи: тиск (P), об’єм (V), температура (T), внутрішня енергія (U) і
ентальпія (H), нова функція — ентропія характеризує стан системи і її
зміни.
Якщо перший закон термодинаміки називають законом збереження енергії, то
другий — законом зміни ентропії.
fh–
?
$ u L!????????????aOOOOOOOOO
j?
??
jI
$
$
$
yyyyyy`„a$gdeboe
I
j
j
j
AE
I
, до абсолютної температури T, що можна записати рівнянням:
. (1)
відносно 25°С (див. табл. 13).
З рівняння (1) випливає, що в довільних процесах збільшення поглинання
системою енергії за певної температури (і зниження останньої) призводить
до більшої неупорядкованості (збільшення ентропії), і навпаки. Це є
обов’язковою ознакою всіх довільних процесів.
Розглянемо якісну зміну функції ентропії процесу горіння (окиснення)
біомаси деревини.
.
Щодо живих організмів, екосистем чи біосфери Землі в цілому,
забезпечення внутрішньої впорядкованості систем за умов постійного
поглинання енергії зумовлює необхідність підтримувати стале значення
ентропії. Це є можливим лише за постійного розсіювання більшої частини
сонячної енергії, що її поглинають рослини, чи енергії їжі — тваринами у
менш концентровану теплову. Це відбувається в процесі дихання
(окиснення).
При цьому, зменшуючи ентропію власної (внутрішньої) системи, живі
організми значно підвищують ентропію довкілля. За визначенням Г. Одума
(H. Odum) відбувається так званий процес «відкачування
невпорядкованості».
Розглянувши перший і другий закони термодинаміки (їх ще називають
основами термодинаміки), ми ознайомились із термодинамічними функціями:
внутрішньою енергією, ентальпією і ентропією. Звернімо увагу на те, що
на відміну від таких функцій, як температура, тиск, об’єм, які можемо
«бачити» чи «відчувати», енергію і ентропію наші органи чуттів не
сприймають. Наприклад, за зовнішнім виглядом палива ми не можемо оцінити
його питомої теплоти згоряння, але це не перешкоджає широкому
використанню цих понять у науці. Проте слід зазначити, що вичерпного
визначення суті ентропії, тобто другого закону термодинаміки, в одній
дефініції не існує.
Є кілька визначень цього найзагальнішого закону природи, розуміння якого
формує наукове мислення і полегшує сприймання широкого кола природних
явищ, у тім числі і явища здобуття знань (інформації) людиною в процесі
навчання. Наведемо кілька формулювань цього закону видатними вченими
сучасності(.
1. Кожний довільний процес (фізичний чи хімічний) у природі відбувається
в такий спосіб, щоб збільшувалась сума ентропій усіх тіл, які беруть
участь у цьому процесі (М. Планк).
2. Стан з максимальною ентропією є найстійкішим для ізольованої системи
(Е. Фермі).
3. Отримання інформації є процесом зменшення ентропії
(Г. Льюіс).
4. Неможлива довільна передача теплоти від холоднішого тіла до більш
гарячого (тривіальна істина).
5. Ентропія — це покажчик напрямку (стрілка) часу (А. Едінгтон).
].
Розглянемо нескладний і цікавий приклад обчислення зміни ентропії під
час згоряння водню, яке відбувається за екзотермічною реакцією, отже зі
зменшенням внутрішньої енергії.
.
Значення стандартної ентропії для кожного компонента системи знайдемо у
довіднику (див. табл. 13) і підставимо їх у рівняння:
Справді, ми дістали несподіваний результат — зміна ентропії горіння
водню виявляється від’ємною, тобто ентропія системи не збільшилась! Як
це пояснити, ураховуючи, що енергія системи зменшилась?
По-перше, аналізуючи зміну кількості речовини (молей) вихідної системи
(1 моль водню + 0,5 моля кисню = 1,5 моля) і утворених продуктів горіння
(1 моль води), констатуємо зменшення структурних одиниць (молекул) газу,
що має зумовлювати і зменшення невпорядкованості варіантів їх розміщення
в просторі, тобто зменшення ентропії системи. І це справді так.
Коли це є справедливим, тоді кожна екзотермічна реакція не обов’язково
має супроводжуватись збільшенням ентропії системи, як це мало місце в
розглянутій раніше реакції горіння деревини.
А чи не суперечить це другому закону термодинаміки, з яким ми зв’язували
зростання ентропії в довільних процесах. Не суперечить, і ось чому.
Проаналізуємо два процеси горіння — деревини й водню. По-перше, у
розглянутих прикладах зміна ентропії реакцій горіння характеризує зміну
ентропій реагентів, тобто саму хімічну систему, і залежить від
збільшення чи зменшення невпорядкованості продуктів реакції порівняно з
вихідними реагентами. Полімерна структура взаємного розміщення атомів у
деревині має набагато вищу впорядкованість, ніж атомів у газі, —
продукту реакції горіння, що саме й визначає підвищення ентропії
хімічної системи. У прикладі горіння водню все навпаки — порівняно з
вихідною системою реагентів упорядкованість системи продуктів реакції
підвищилась (кількість молекул зменшилась), що зумовлює зменшення
ентропії. По-друге, у розглянутих прикладах горіння ми визначали зміну
ентропії лише систем хімічних реакцій, тоді як другий закон
термодинаміки є законом повної зміни ентропії (див. наведене визначення
М. Планка):
.
. Підставивши числові значення, отримаємо:
.
.
Розглянемо ще одне аналогічне явище на прикладі рівноважного стану
прямої і оберненої реакції синтезу аміаку:
і від’ємним за знаком, то це означає, що реакцію зсунуто праворуч,
тобто в бік утворення її продуктів. Якщо навпаки, то процес зовсім не
буде відбуватись.
зв’язана з ентальпією і ентропією рівнянням
,
— теплова втрата.
.
реакції.
.
.
, звідки:
К (933°С).
Отже, довільний розклад природних покладів вапняку, наприклад таких,
якими багата наша Слобожанщина, Україні не загрожує, але для
технологічного процесу отримання з нього вапна і діоксиду вуглецю треба
передбачити економічні витрати на нагрівання сировини до вказаної
температури.
Сучасна термодинамічна наука оперує ще третім законом термодинаміки,
математичний вираз якого через ентропію має такий вигляд:
.
Його формулювання: з наближенням температури будь-якого тіла до
абсолютного нуля зміна ентропії за зміни будь-якої властивості системи
також наближатиметься до нуля і дорівнюватиме нулю за досягнення
температури абсолютного нуля: упорядкованість структури речовини досягає
ідеальної.
Таке, на перший погляд, не дуже зрозуміле визначення криє в собі
надзвичайно важливу інформацію, яка дала змогу вирішити проблеми синтезу
алмазів, виконати термодинамічні розрахунки синтезу багатьох нових
речовин, прогнозувати перебіг складних природних і технологічних
процесів. Більш глибоке пізнання термодинамічних законів залишимо для
самостійного їх опрацювання допитливим, а тут звернімо увагу на їхнє
значення для усвідомлення закономірностей процесів як у природних
системах, так і в системах технологій та економіки в цілому.
По-перше, природні екосистеми і біосфера в цілому, поглинаючи з космосу
низькоконцентровану енергію Сонця, витрачають її в двох, по-різному
термодинамічно спрямованих, процесах: концентруючи меншу її частину у
структурно впорядкованих хімічних сполуках живих організмів, відтак
зменшуючи ентропію екосистем і розсіюючи її більшу частину у формі ще
нижчої концентрації теплової енергії середовища, тобто випромінюючи її
знову в космос. Визначальним фактором такого енергетичного розподілу
сонячної енергії в біосфері є стабільність складного ентропійного
балансу.
По-друге, в технологічних і (у цілому) в матеріально-енергетичних
процесах економіки конверсії природного ресурсу в споживну вартість
(див. рис. 9, 1.1.3) енергія, котра витрачається на технічну конверсію,
як і в живих організмах, у меншій частині концентрується в упорядкованій
структурі споживної вартості зі зменшенням ентропії, а в значно більшій
мірі — в структурно невпорядкованому хаосі відходів виробництва,
збільшуючи ентропію навколишнього середовища.
З цього випливає невтішний висновок: технічний прогрес сучасної
економіки призводить до руйнації довкілля, тобто до збільшення ентропії,
хаосу. До цієї проблеми ми повернемося у наступних розділах. Тут тільки
нагадаємо дуже цікаве спостереження: у багатьох стародавніх джерелах
виразно проглядають риси майже сучасного розуміння термодинамічних
законів. Так, створення світу, за Біблією, починається з хаосу — стану
максимальної ентропії матеріальної системи первинного космосу. Творець у
перший день поділяє хаос на небо і землю і відокремлює світло від
темряви: упорядковує хаос. У наступні п’ять днів процес творення
Всесвіту відбувається в чіткій послідовності зменшення ентропії, тобто
збільшення впорядкованості матеріальної системи нашого буття. А чи не
просувається людство у зворотному напрямку? Отже, сакраментальне: «Бути
чи не бути?..»
Література
Колотило Д. М. К 61 Екологія і економіка: Навч. посібник. — К.: КНЕУ,
1999.
( Див.: Фримантл М. (M. Freemantle). Химия в действии. — М.: Мир, 1991.
— Т. 1.
Нашли опечатку? Выделите и нажмите CTRL+Enter
