1樓:黴死我
熵的絕對值是可知的,因為熱力學第三定律規定了熵的零點
焓、熵、吉布斯的問題,高手進 20
2樓:仔章魚
焓是乙個熱力學系統中的能量引數。規定由字母h(單位:焦耳,j)表示,h來自於英語 heat capacity(熱容)一詞。
此外在化學和技術文獻中,摩爾焓 hm(單位:千焦/摩爾 kj/mol)和特別焓 h(單位:千焦/千克 kj/kg)也非常重要,它們描述了焓在物質的量 n 和物質質量 m 上的定義。
焓是內能和體積的勒讓德變換。它是spn總合的熱勢能。
在介紹焓之前我們需要了解一下分子熱運動、熱力學能和熱力學第一定律:
2023年,英國植物學家布朗把非常細小的花粉放在水面上並用顯微鏡觀察,發現花粉在水面上不停地運動,且運動軌跡極不規則。起初人們以為是外界影響,如振動或液體對流等,後經實驗證明這種運動的的原因不在外界,而在液體內部。原來花粉在水面運動是受到各個方向水分子的撞擊引起的。
於是這種運動叫做布朗運動,布朗運動表明液體分子在不停地做無規則運動。從實驗中可以觀察到,布朗運動隨著溫度的公升高而愈加劇烈。這表示分子的無規則運動跟溫度有關係,溫度越高,分子的無規則運動就越激烈。
正因為分子的無規則運動與溫度有關係,所以通常把分子的這種運動叫做分子的熱運動。
在熱學中,分子、原子、離子做熱運動時遵從相同的規律,所以統稱為分子[1]。
既然組成物體的分子不停地做無規則運動,那麼,像一切運動著的物體一樣,做熱運動的分子也具有動能。個別分子的運動現象(速度大小和方向)是偶然的,但從大量分子整體來看,在一定條件下,它們遵循著一定的統計規律,與熱運動有關的巨集觀量——溫度,就是大量分子熱運動的統計平均值。分子動能與溫度有關,溫度越高,分子的平均動能就越大,反之越小。
所以從分子動理論的角度看,溫度是物體分子熱運動的平均動能的標誌(即微觀含義,巨集觀:表示物體的冷熱程度)。
分子間存在相互作用力,即化學上所說的分子間作用力(范德華力)。分子間作用力是分子引力與分子斥力的合力,存在一距離r0使引力等於斥力,在這個位置上分子間作用力為零。分子引力與分子斥力都隨分子間距減小而增大,但是斥力的變化幅度相對較大,所以分子間距大於r0時表現為引力,小於r0時表現為斥力。
因為分子間存在相互作用力,所以分子間具有由它們相對位置決定的勢能,叫做分子勢能。分子勢能與彈簧彈性勢能的變化相似。物體的體積發生變化時,分子間距也發生變化,所以分子勢能同物體的體積有關係。
物體中所有分子做熱運動的動能和分子勢能的總和叫做物體的熱力學能,也叫做內能。熱力學能與動能、勢能一樣,是物體的乙個狀態量。
初中我們學過,改變物體內能的方式有兩個:做功和熱傳遞。
乙個物體,如果它跟外界不發生熱交換,也就是它既沒有吸收熱量也沒有放出熱量,則外界對其做功等於其熱力學能的增量:
δu1=w
如果物體對外界做功,則w為負值,熱力學能增加量δu1也為負值,表示熱力學能減少。
如果外界既沒有對物體做功,物體也沒有對外界做功,那麼物體吸收的熱量等於其熱力學能的增量:
δu2=q
如果物體放熱,則q為負值,熱力學能增加量δu2也為負值,表示熱力學能減少。
一般情況下,如果物體跟外界同時發生做功和熱傳遞的過程,那麼物體熱力學能的增量等於外界對物體做功加上物體從外界吸收的熱量,即:
δu=δu1+δu2=q+w
因為熱力學能u是狀態量,所以:
δu=δu末態-δu初態=q+w
上式即熱力學第一定律的表示式。
化學反應都是在一定條件下進行的,其中以恆容與恆壓最為普遍和重要。
在密閉容器內的化學反應就是恆容過程。因為系統體積不變,而且只做體積功(即通過改變物體體積來對物體做功,使物體內能改變,如在針管中放置火柴頭,堵住針頭並壓縮活塞,火柴頭會燃燒),所以w=0,代入熱一定律表示式得:
δu=q
它表明恆容過程的熱等於系統熱力學能的變化,也就是說,只要確定了過程恆容和只做體積功的特點,q就只決定於系統的初末狀態。
在敞口容器中進行的化學反應就是恆壓過程。所謂恆壓是指系統的壓強p等於環境壓強p外,並保持恆定不變,即p=p外=常數。由於過程恆壓和只做體積功,所以:
w=w體積=-p外(v2-v1)=-(p2v2-p1v1)
其中w為外界對系統做的功,所以系統對外做功為負。壓強乘以體積的改變量是系統對外做的功,可以按照p=f/s,v=sh,∴fh=pv來理解。
將其代入熱一定律表示式得:
q=δu-w=u2-u1+(p2v2-p1v1)=(u2+p2v2)-(u1+p1v1)
因為u+pv是狀態函式(即狀態量)的組合(即乙個狀態只有乙個熱力學能u,外界壓強p和體積v),所以將它定義為乙個新的狀態函式——焓,並用符號h表示,所以上式可變為:
q=h2-h1=δh
它表明恆壓過程中的熱等於系統焓的變化,也就是說,只要確定了過程恆壓和只做體積功的特點,q就只決定於系統的初末狀態。
焓的物理意義可以理解為恆壓和只做體積功的特殊條件下,q=δh,即反應的熱量變化。因為只有在此條件下,焓才表現出它的特性。例如恆壓下對物質加熱,則物質吸熱後溫度公升高,δh>0,所以物質在高溫時的焓大於它在低溫時的焓。
又如對於恆壓下的放熱化學反應,δh<0,所以生成物的焓小於反應物的焓。
在化學反應中,因為h是狀態函式,所以只有當產物和反應物的狀態確定後,δh才有定值。為把物質的熱性質資料匯集起來,以便人們查用,所以很有必要對物質的狀態有乙個統一的規定,只有這樣才不致引起混亂。基於這種需要,科學家們提出了熱力學標準狀態的概念。
熱力學標準狀態也稱熱化學標準狀態,具體規定為:
氣體——在pθ(100kpa,上標θ指標準狀態)壓力下處於理想氣體(我們周圍的氣體可以近似看作理想氣體)狀態的氣態純物質。
液體和固體——在pθ壓力下的液態和固態純物質。
對於乙個任意的化學反應:
ee+ff——→gg+rr
其中e、f、g、r為化學計量係數。若各物質的溫度相同,且均處於熱化學標準狀態,則g mol g和r mol r的焓與e mol e和f mol f的焓之差,即為該反應在該溫度下的標準摩爾反應焓或標準摩爾反應熱,符號為δrh(t),其中下標「r」指反應,「t」指反應時的熱力學溫度,「m」指ξ=1mol,δrh的單位為kj·mol-1。
ξ讀作「可賽」,為反應進度,對於反應ee+ff——→gg+rr,可以寫成:
0=gg+rr-ee-ff=∑vbb
b 式中,b代表反應物或產物,vb為相應的化學計量係數,對反應物取負值,對產物取正值。根據相關計量標準,對於化學反應0=∑vbb,若任一物質b物質的量,初始狀態時為nb0,某一程度時為nb,則反應進度ξ的定義為:
b ξ=(nb-nb0)/vb=δnb/vb
由此可以概括出如下幾點:
對於指定的化學計量方程式,vb為定值,ξ隨b物質的量的變化而變化,所以可用ξ度量反應進行的深度。
由於vb的量綱為1,δnb的單位為mol,所以ξ的單位也為mol。
對於反應ee+ff——→gg+rr,可以寫出:
ξ=δne/ve=δnf/vf=δng/vg=δnr/vr
對於指定的化學計量方程式,當δnb的數值等於vb時,則ξ=1mol。
目前,多數對焓熵的計算都是基於查表利用插值法得到的近似值,可用的軟體也很多,但當前網路上比較流行的「easyquery焓熵表1.0」在計算飽和區域附近的焓熵值時會出現很大的誤差,甚至在飽和區域附近的過熱蒸汽焓值比飽和蒸汽的焓值還要低,所以要慎用。
熵 shang
釋義1:物理學上指熱能除以溫度所得的商,標誌熱量轉化為功的程度。
2: 科學技術上用來描述、表徵體系混亂度的函式。亦被社會科學用以借喻人類社會某些狀態的程度。
3:熵是生物親序,是行為攜靈現象。科學家已經發明了測量無序的量,它稱作熵,熵也是混沌度,是內部無序結構的總量。
熱力學第一定律就是能量守恆與轉換定律,但是它並未涉及能量轉換的過程能否自發地進行以及可進行到何種程度。熱力學第二定律就是判斷自發過程進行的方向和限度的定律,它有不同的表述方法:熱量不可能自發地從低溫物體傳到高溫物體;熱量不可能從低溫物體傳到高溫物體而不引起其他變化;不可能從單一熱源取出熱量使之全部轉化為功而不發生其他變化;第二類永動機是不可能造成的。
熱力學第二定律是人類經驗的總結,它不能從其他更普遍的定律推導出來,但是迄今為止沒有乙個實驗事實與之相違背,它是基本的自然法則之一。
由於一切熱力學變化(包括相變化和化學變化)的方向和限度都可歸結為熱和功之間的相互轉化及其轉化限度的問題,那麼就一定能找到乙個普遍的熱力學函式來判別自發過程的方向和限度。可以設想,這種函式是一種狀態函式,又是乙個判別性函式(有符號差異),它能定量說明自發過程的趨勢大小,這種狀態函式就是熵函式。
如果把任意的可逆迴圈分割成許多小的卡諾迴圈,可得出
∑(δqi/ti)r=0 (1)
即任意的可逆迴圈過程的熱溫商之和為零。其中,δqi為任意無限小可逆迴圈中系統與環境的熱交換量;ti為任意無限小可逆迴圈中系統的溫度。上式也可寫成
3樓:匿名使用者
布斯自由能又叫吉布斯函式,是熱力學中乙個重要的參量,常用 g 表示,它的定義是:
g = u − ts + pv = h − ts
其中 u 是系統的內能,t 是溫度,s 是熵,p 是壓強,v 是體積,h 是焓。
吉布斯自由能的微分形式是:
dg = − sdt + vdp + μdn
其中μ是化學勢。
吉布斯自由能的物理含義是在等溫等壓過程中,除體積變化所做的功以外,從系統所能獲得的最大功。換句話說,在等溫等壓過程中,除體積變化所做的功以外,系統對外界所做的功只能等於或者小於吉布斯自由能的減小。數學表示是:
如果沒有體積變化所做的功,即 w=0,上式化為:
也就是說,在等溫等壓過程前後,吉布斯自由能不可能增加。如果發生的是不可逆過程,反應總是朝著吉布斯自由能減少的方向進行。
特別地,吉布斯自由能是乙個廣延量,單位摩爾物質的吉布斯自由能就是化學勢μ
建議去查閱大一化學,會有的
吉布斯自由能,吉布斯自由能
吉布斯自由bai能又叫吉布斯du 函式,是熱zhi 吉布斯自由能是什麼 吉布斯自由能在化學熱力學中為判斷過程進行的方向而引入的熱力學函式。又稱自由焓 吉布斯自由能或自由能。自由能指的是在某乙個熱力學過程中,系統減少的內能中可以轉化為對外做功的部分。自由能 free energy 在物理化學中,按照亥...
什麼是吉布斯自由能，吉布斯自由能是什麼
g h ts g叫做吉布斯自由能。因為h t s均為狀態函式，所以g為狀態函式。吉布斯自由能的變化可作為恆溫 恆壓過程自發與平衡的判據。吉布斯自由能改變數。表明狀態函式g是體系所具有的在等溫等壓下做非體積功的能力。反應過程中g的減少量是體系做非體積功的最大限度。這個最大限度在可逆途徑得到實現。反應進...
怎麼把吉布斯自由能作為反應方向的判據
自由能 g h s t,h為焓變,s為熵變。當自由能小於0,反應能夠自發 自由能大於0,反應不能自發。可以看出,焓減 熵增有利於反應自發。以下為具體介紹 1 判斷反應是否自發進行最基本的判據是勢判據,即自發反應永遠是朝著勢降低的方向進行。吉布斯自由能判斷自發反應方向的依據是什麼?自由能 g h s ...