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最无序的结构是形成焓最低的结构吗

发布时间:2019-07-26 03:07 来源:未知 编辑:admin

  焓变就是变化前后的能量变化,熵变就是变化前后物质混乱度的变化(固体-液态-气体,混乱度增大),它们共同决定一个变化是否能够自发进行。

  描述热力学系统的重要态函数之一。熵的大小反映系统所处状态的稳定情况,熵的变化指明热力学过程进行的方向,熵为热力学第二定律提供了定量表述。用符号“S”表示,单位为:j/K

  焓是一个状态函数,也就是说,系统的状态一定,焓是值就定了。焓的定义式是这样的:H=U+pV

  焓是一个热力学系统中的能量参数。规定由字母H(单位:焦耳,J)表示,H来自于英语 Heat Capacity(热容)一词。此外在化学和技术文献中,摩尔焓 Hm(单位:千焦/摩尔 KJ/mol)和特别焓 h(单位:千焦/千克 KJ/Kg)也非常重要,它们描述了焓在物质的量 n 和物质质量 m 上的定义。焓是内能和体积的勒让德变换。它是SpN总合的热势能。

  1827年,英国植物学家布朗把非常细小的花粉放在水面上并用显微镜观察,发现花粉在水面上不停地运动,且运动轨迹极不规则。起初人们以为是外界影响,如振动或液体对流等,后经实验证明这种运动的的原因不在外界,而在液体内部。原来花粉在水面运动是受到各个方向水分子的撞击引起的。于是这种运动叫做布朗运动,布朗运动表明液体分子在不停地做无规则运动。从实验中可以观察到,布朗运动随着温度的升高而愈加剧烈。这表示分子的无规则运动跟温度有关系,温度越高,分子的无规则运动就越激烈。正因为分子的无规则运动与温度有关系,所以通常把分子的这种运动叫做分子的热运动。

  在热学中,分子、原子、离子做热运动时遵从相同的规律,所以统称为分子[1]。

  既然组成物体的分子不停地做无规则运动,那么,像一切运动着的物体一样,做热运动的分子也具有动能。个别分子的运动现象(速度大小和方向)是偶然的,但从大量分子整体来看,在一定条件下,它们遵循着一定的统计规律,与热运动有关的宏观量——温度,就是大量分子热运动的统计平均值。分子动能与温度有关,温度越高,分子的平均动能就越大,反之越小。所以从分子动理论的角度看,温度是物体分子热运动的平均动能的标志(即微观含义,宏观:表示物体的冷热程度)。

  分子间存在相互作用力,即化学上所说的分子间作用力(范德华力)。分子间作用力是分子引力与分子斥力的合力,存在一距离r0使引力等于斥力,在这个位置上分子间作用力为零。分子引力与分子斥力都随分子间距减小而增大,但是斥力的变化幅度相对较大,所以分子间距大于r0时表现为引力,小于r0时表现为斥力。因为分子间存在相互作用力,所以分子间具有由它们相对位置决定的势能,叫做分子势能。分子势能与弹簧弹性势能的变化相似。物体的体积发生变化时,分子间距也发生变化,所以分子势能同物体的体积有关系。

  物体中所有分子做热运动的动能和分子势能的总和叫做物体的热力学能,也叫做内能。热力学能与动能、势能一样,是物体的一个状态量。

  一个物体,如果它跟外界不发生热交换,也就是它既没有吸收热量也没有放出热量,则外界对其做功等于其热力学能的增量:

  如果物体对外界做功,则W为负值,热力学能增加量ΔU1也为负值,表示热力学能减少。

  如果外界既没有对物体做功,物体也没有对外界做功,那么物体吸收的热量等于其热力学能的增量:

  如果物体放热,则Q为负值,热力学能增加量ΔU2也为负值,表示热力学能减少。

  一般情况下,如果物体跟外界同时发生做功和热传递的过程,那么物体热力学能的增量等于外界对物体做功加上物体从外界吸收的热量,即:

  在密闭容器内的化学反应就是恒容过程。因为系统体积不变,而且只做体积功(即通过改变物体体积来对物体做功,使物体内能改变,如在针管中放置火柴头,堵住针头并压缩活塞,火柴头会燃烧),所以W=0,代入热一定律表达式得:

  它表明恒容过程的热等于系统热力学能的变化,也就是说,只要确定了过程恒容和只做体积功的特点,Q就只决定于系统的初末状态。

  在敞口容器中进行的化学反应就是恒压过程。所谓恒压是指系统的压强p等于环境压强p外,并保持恒定不变,即p=p外=常数。由于过程恒压和只做体积功,所以:

  其中W为外界对系统做的功,所以系统对外做功为负。压强乘以体积的改变量是系统对外做的功,可以按照p=F/S,V=Sh,∴Fh=pV来理解。

  因为U+pV是状态函数(即状态量)的组合(即一个状态只有一个热力学能U,外界压强p和体积V),所以将它定义为一个新的状态函数——焓,并用符号H表示,所以上式可变为:

  它表明恒压过程中的热等于系统焓的变化,也就是说,只要确定了过程恒压和只做体积功的特点,Q就只决定于系统的初末状态。

  焓的物理意义可以理解为恒压和只做体积功的特殊条件下,Q=ΔH,即反应的热量变化。因为只有在此条件下,焓才表现出它的特性。例如恒压下对物质加热,则物质吸热后温度升高,ΔH0,所以物质在高温时的焓大于它在低温时的焓。又如对于恒压下的放热化学反应,ΔH0,所以生成物的焓小于反应物的焓。

  在化学反应中,因为H是状态函数,所以只有当产物和反应物的状态确定后,ΔH才有定值。为把物质的热性质数据汇集起来,以便人们查用,所以很有必要对物质的状态有一个统一的规定,只有这样才不致引起混乱。基于这种需要,科学家们提出了热力学标准状态的概念。热力学标准状态也称热化学标准状态,具体规定为:

  气体——在pθ(100kPa,上标θ指标准状态)压力下处于理想气体(我们周围的气体可以近似看作理想气体)状态的气态纯物质。

  其中e、f、g、r为化学计量系数。若各物质的温度相同,且均处于热化学标准状态,则g mol G和r mol R的焓与e mol E和f mol F的焓之差,即为该反应在该温度下的标准摩尔反应焓或标准摩尔反应热,符号为ΔrH(T),其中下标“r”指反应,“T”指反应时的热力学温度,“m”指ξ=1mol,ΔrH的单位为kJ·mol-1。

  ξ读作“可赛”,为反应进度,对于反应eE+fF——→gG+rR,可以写成:

  式中,B代表反应物或产物,vB为相应的化学计量系数,对反应物取负值,对产物取正值。根据相关计量标准,对于化学反应0=∑vBB,若任一物质B物质的量,初始状态时为nB0,某一程度时为nB,则反应进度ξ的定义为:

  对于指定的化学计量方程式,vB为定值,ξ随B物质的量的变化而变化,所以可用ξ度量反应进行的深度。

  目前,多数对焓熵的计算都是基于查表利用插值法得到的近似值,可用的软件也很多,但当前网络上比较流行的“Easyquery焓熵表1.0”在计算饱和区域附近的焓熵值时会出现很大的误差,甚至在饱和区域附近的过热蒸汽焓值比饱和蒸汽的焓值还要低,所以要慎用。

  2: 科学技术上用来描述、表征体系混乱度的函数。亦被社会科学用以借喻人类社会某些状态的程度。

  3:熵是生物亲序,是行为携灵现象。科学家已经发明了测量无序的量,它称作熵,熵也是混沌度,是内部无序结构的总量。

  热力学第一定律就是能量守恒与转换定律,但是它并未涉及能量转换的过程能否自发地进行以及可进行到何种程度。热力学第二定律就是判断自发过程进行的方向和限度的定律,它有不同的表述方法:热量不可能自发地从低温物体传到高温物体;热量不可能从低温物体传到高温物体而不引起其他变化;不可能从单一热源取出热量使之全部转化为功而不发生其他变化;第二类永动机是不可能造成的。热力学第二定律是人类经验的总结,它不能从其他更普遍的定律推导出来,但是迄今为止没有一个实验事实与之相违背,它是基本的自然法则之一。

  由于一切热力学变化(包括相变化和化学变化)的方向和限度都可归结为热和功之间的相互转化及其转化限度的问题,那么就一定能找到一个普遍的热力学函数来判别自发过程的方向和限度。可以设想,这种函数是一种状态函数,又是一个判别性函数(有符号差异),它能定量说明自发过程的趋势大小,这种状态函数就是熵函数。

  即任意的可逆循环过程的热温商之和为零。其中,δQi为任意无限小可逆循环中系统与环境的热交换量;Ti为任意无限小可逆循环中系统的温度。上式也可写成?

  这就是克劳修斯不等式,表明了一个隔离系统在经历了一个微小不可逆变化后,系统的熵变大于过程中的热温商。对于任一过程(包括可逆与不可逆过程),则有?

  式中:不等号适用于不可逆过程,等号适用于可逆过程。由于不可逆过程是所有自发过程之共同特征,而可逆过程的每一步微小变化,都无限接近于平衡状态,因此这一平衡状态正是不可逆过程所能达到的限度。因此,上式也可作为判断这一过程自发与否的判据,称为“熵判据”。?

  由此可见,在绝热过程中,系统的熵值永不减少。其中,对于可逆的绝热过程,dSj=0,即系统的熵值不变;对于不可逆的绝热过程,dSj>0,即系统的熵值增加。这就是“熵增原理”,是热力学第二定律的数学表述,即在隔离或绝热条件下,系统进行自发过程的方向总是熵值增大的方向,直到熵值达到最大值,此时系统达到平衡状态。

  这个公式反映了熵函数的统计学意义,它将系统的宏观物理量S与微观物理量Ω联系起来,成为联系宏观与微观的重要桥梁之一。基于上述熵与热力学几率之间的关系,可以得出结论:系统的熵值直接反映了它所处状态的均匀程度,系统的熵值越小,它所处的状态越是有序,越不均匀;系统的熵值越大,它所处的状态越是无序,越均匀。系统总是力图自发地从熵值较小的状态向熵值较大(即从有序走向无序)的状态转变,这就是隔离系统“熵值增大原理”的微观物理意义。

  吉布斯自由能改变量。表明状态函数G是体系所具有的在等温等压下做非体积功的能力。反应过程中G的减少量是体系做非体积功的最大限度。这个最大限度在可逆途径得到实现。反应进行方向和方式判据。

  等温等压下体系的吉布斯自由能减小的方向是不做非体积功的化学反应进行的方向。

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