5. Функция состояния термодинамической системы: энтропия. Второй закон термодинамики (формулировка и математическое выражение).

Энтропия - мера энергетического беспорядка в системе, мера хаоса, мера той энергии, которая рассеивается в виде тепла и не превращается в работу.

Второй закон термодинамики

Второй закон термодинамики (второе начало термодинамики):

Самопроизвольно протекают процессы, приводящие к увеличению общей энтропии системы и окружающей среды

ΔS_сист + ΔS_среды или ΔS ≥ 0

Физический смысл энтропии:

Энтропия – это количество энергии, рассеянной 1 моль вещества, отнесенное к 1 градусу.

Энтропия пропорциональна массе, её относят к 1 моль или 1 грамму вещества. Это означает, что энтропия системы равна сумме энтропий составных частей:

S = S = S1 + S2 +

Энтропия является функцией состояния системы. Это значит, что S характеризует систему, а не процесс. Её изменение зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода:

ΔS=S_кон − S_исх

Для химической реакции изменение энтропии:

Больцман постулировал, что энтропия связана с термодинамической вероятностью логарифмической зависимостью

(уравнение Больцмана)

k – константа Больцмана: k = 1,38∙10^-23 Дж/градус;

W – число микросостояний, с помощью которых можно реализовать данное макросостояние: W=1/Р; Р – вероятность того, что система находится именно в этом микросостоянии.

С увеличением порядка в системе уменьшается число микросостояний, с помощью которых можно реализовать это состояние, и уменьшается энтропия.

При переходе вещества из газообразного состояния в жидкое и далее в кристаллическое энтропия уменьшается. Согласно уравнению Больцмана энтропия может быть равна нулю только в одном единственном состоянии.

6. Функция состояния термодинамической системы: энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов в изолированной и закрытой системах; роль энтальпийного и энтропийного факторов.

Планк сформулировал постулат, известный как третий закон термодинамики:

энтропия идеально построенного кристалла чистого вещества (без дефектов и примесей) при абсолютном нуле равна нулю.

Этот закон устанавливает нуль отсчета для энтропии, что позволяет рассчитывать её абсолютное значение, т.к. ΔS=S_T −S₀ =S_T

В изолированной системе (U, V=const) в самопроизвольном процессе возрастает энтропия. В состоянии равновесия энтропия максимальна и постоянна.

В закрытой и открытой системе критерием самопроизвольного протекания процесса является уменьшение энергии Гиббса (G).

G=H-TS

H – энтальпия, T – температура, S – энтропия

Используя энергию Гиббса, второй закон термодинамики можно выразить так:

При постоянстве температуры и давления в системе самопроизвольно протекают только процессы, ведущие к уменьшению энергии Гиббса. В состоянии равновесия энергия Гиббса равна нулю.

∆G ≤0 (р, Т=const)

При ∆G<0 реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении; ∆G>0 в обратном направлении, ∆G=0 реакция находится в состоянии равновесия.

Изменение энергии Гиббса определяется формулой

G = H −Т S