10 cu sinif fizika dersliyi pdf termodinamika 2 ci qanunu

∆V-sistemada hajm o’zgarishi.

Termodinamikaning II qonuni

TERMODINAMIKANING II – QONUNI
Termodinamikada muvozanatli va qaytuvchan jarayonlar katta rol o’ynaydi. SHu sababli bunday jarayonlar bilan tanishamiz. Agar 1 – holatdan 2 – holatga o’tgan sistema uchun 2 – holatdan 1 – holatga shunday o’tish jarayoni mavjud bo’lsa-ki, bunda sistema birinchi jarayonning barcha holatlari orqali teskari tartibda o’tib dastlabki holatiga qaytsa va bunda sistemada ham, atrof muhitda ham, hech qanday o’zgarish alomati qolmasa, sistemaning bunday o’tish jarayoni qaytar jarayon bo’ladi. Aks holda yshbu jarayon qaytmas jarayon bo’lib qoladi. Umuman, tabiatda qaytar jarayonlar yo’q. Real jarayonlarning hammasi qaytmas bo’ladi. Qaytar jarayon — bu ideallashgan tushunchadir. Masalan, matematik mayatnikning ishqalanishsiz tebranadi deb faraz etsak, bu qaytar jarayonga misol bo’la oladi. Har qanday muvozanatli jarayon qaytuvchan bo’ladi. Misol uchun gaz c₁ holatdan s₂ holatga o’tishi uchun uni kengaytirsak, so’ng uni yana siqib dastlabki holatga qaytarsak, va uni R, V grafigida tasvirlasak, yopiq egri chiziqni olamiz. Bunday jarayonni aylanma jarayon, ya’ni sikl deyiladi. Sikllar to’g’ri va teskari bo’ladi. To’g’ri siklda kengayish va siqish jarayonlari orasidagi issiqlik miqdorining ayirmasi hisobiga gaz tashqi kuchlarga qarshi ish bajaradi. Bunday siklda ishlaydigan mashinalar issiqlik mashinasi deyiladi va ular uchun foydali ish koeffitsienti shunday bo’ladi:

bu yerda Q₁– isitkichdan olingan va Q₂ — sovutkichga berilgan issiqlik miqdorlari.

Aks holdagi jarayonni teskari sikl deyiladi. Teskari siklda ishlaydigan mashinalari sovutkich mashinalari deyiladi.

Biz ko’rgan jarayonlar termodinamikaning 2-qonuni bilan tavsiflanadi. Termodinamikaning 2-qonuni ta’rifini har xil olimlar turlicha berganlar, lekin ularning fizik ma’nosi bir xildir. Bu qonun ta’rifi:

Birdan bar natijasi issiqlikning batamom ishga aylantirishdan iborat bo’lgan jarayonni amalga oshirib bo’lmaydi.

Bu qonunni yana shunday ta’riflari bor:

1) Klaizius: Issiqlik o’z-o’zidan sovuq jismdan issiq jismga o’tavermaydi.

2) Tomson (Kelvin): Biror jismni issiqligini bu jismni sovutishdan boshqa hech qanday ta’sir ko’rsatmasdan ishga aylantirib bo’lmaydi.

3) Ostvald: Ikkinchi jins abadiy dvigatelni amalga oshirib bo’lmaydi, ya’ni issiqlikni to’la ishga aylantiradigan mashinani qo’rib bo’lmaydi.

4) Bolsman: Tabiat ehtimoli kam bo’lgan holatdan ehtimoli ko’proq bo’lgan holatga o’tishga intiladi.

molekulalar o’z o’lchamlariga ega;
molekulalararo ta’sir kuchlari mavjud. Van-der-Vaals bu ikki faktorni hisobga olib real gazlar uchun holat tenglamasini chiqardi. Bu tenglama Van—der—Vaals tenglamasi deyiladi va quyidagi ko’rinishga ega:

Bu formula bir mol gaz uchun yozilgan bo’lib, istalgan m massali gaz uchun u quyidagi ko’rinishda yoziladi:

(P RT, (8.3)
bunda a va b lar bosim va hajm uchun bir mol hisobiga kiritilgan Van-der-Vaals tuzatmalari , V_m-bir mol gaz hajmi, V-istalgan massali gaz hajmi.

Kimyoviy termodinamika

Тermodinamika («termo» grekcha issiqlik, «dinamic» -kuch so’zlaridan kelib chiqqan)-turli jarayonlarda energiyaning bir turdan ikkinchi turga, sistemaning bir qismidan ikkinchi qismiga o’tishini, jarayonlarning o’z-o’zicha borish yo’nalishini va uning chegarasini o’rganuvchi fandir.

Quyida umumiy termodinamikaning ba’zi tushuncha va atamalarini eslatib o’tamiz.

Sistema shartli ravishda tashqi muhitdan ajratilgan, bir-biri bilan doimiy ta’sirda bo’lgan moddalar yoki moddalar guruhidir. Sistemaning termodinamik holati termodinamik parametrlarning qiymati bilan ifodalanadi. Тermodinamik parametrlar-temperatura, hajm, bosim va konsentratsiyalardir.

Тermodinamik jarayon termodinamik parametrning o’zgarishi bilan boradigan jarayondir.

Sistema atrof muhit bn modda va energiya bn almashinsa ochiq sistema deyiladi.

Agar Sistema bn muhit orasida faqat modda almashinuvi kuzatilsa –u yopiq sistemadir.

Agar Sistema bn muhit orasida energiya ham modda almashinuvi ham bo’lmasa – u ajratilgan Sistema bo’ladi.

Тermodinamika asosida uch qonun yotadi.

Birinchi qonun 1824 yilda S. Karno va uchinchi qonun 1912 yilda Nernst tomonidan kashf etilgan va ta’riflangan.

. Тermodinamikaning 1-qonuni. Ichki energiya

Kimyoviy energiyaning boshqa xil energiyaga aylangan miqdori ichki energiyaning o’zgarishiga teng bo’ladi, ya’ni kimyoviy energiya ichki energiyaning miqdori bilan o’lchanadi. Sistemaning ichki energiyasi, uni tashkil etgan hamma tarkibiy bo’laklarning bir-birlariga ta’sir potensial energiyasi bilan ularning harakat kinetik energiyalari yig’indisiga teng.

Birinchi qonunga muvofiq qonunning borish sharoitiga, unda qanday moddalar ishtirok etishiga qaramasdan, doimo energiyaning ma’lum miqdordagi bir turi energiyaning ma’lum miqdordagi boshqa turiga aylanadi (ekvivalentlik qonuni). Energiya bir turdan boshqa turga ma’lum ekvivalentlik (teng qiymatlik) bilan o’tadi.

Ya’ni termodinamikaning 1-qonuniga muofiq:har qanday jarayon davomida energiya yo’q bo’lmaydi va yo’qdan bor bo’lmaydi,u faqat bir ko’rinishdan ikkinchi ko’rinishga ekvivalent miqdorda o’tishi mumkin.

Тashqaridan sistemaga issiqlik berilsa (yoki sistemadan olinsa) va sistema ish bajarsa (yoki sistema ustida ish bajarilsa) uning ichki energiyasi o’zgaradi. Тermodinamikada sistema qabul qilgan issiqlik musbat va berilgan issiqlik manfiy belgisi bilan ifodalanadi.

Ichki energiyaning o’zgarishi U issiqlik Q bilan ish (A) o’rtasidagi quyidagi bog’lanish bilan topiladi:

Ko’p hollarda termodinamik jarayon davomida bajariladigan ish faqat hajm kengayishi hisobiga amalga oshadi,ya’ni A=P∆V,u holda termodinamikaning birinchi qonuni matematik ifodasi quyidagi ko’rinishga ega bo’ladi:

∆V-sistemada hajm o’zgarishi.

Shunga ko’ra termodinamikaning 1-qonunining yana bir ta’rifi kelib chiqadi:Energiya sarflamay ish bajaruvchi 1-turdagi abadiy dvigatel yaratilishi mumkin emas.

Sistemadagi jarayonlar turli sharoitlarda o’tishi mumkin:

Izoxor jarayonda sistemaning hajmi o’zgarmas bo’ladi:∆V=0.Bunda bajarilgan ish ham P∆V=0 bo’ladi:

Izobar jarayonda sistemaning bosimi o’zgarmas bo’ladi:P=const.Bu holat un 1-qonun tenglamasi Q=∆U+P∆V ni quyidagicha yozamiz:

U+PV funksiyasi entalpiya deb nomlanib,H harfi bn belgilanadi,shunda:

QP=H2-H1 yoki QP=∆H

P=const bo’lganda sistemaning issiqligi faqat entalpiya o’zgarishi bn bog’liq bo’ladi.

Entalpiya ham ichki energiya kabi sistemaning holat funksiyasi bo’lib, uning o’zgarishi sistemaning faqat dastlabki va oxirgi holatlariga bog’liq. -ham holat funksiyasi energiya o’lchamidir. U sistemaning ichki energiyasi bilan hajmiy (PV) energiyalar yig’indisi bo’lib, sistemaning to’liq energiyasi hisoblanadi. H-izobarik jarayonda sistema energiya zahirasining o’zgarishini xarakterlaydi.

. Тermokimyo. Gess qonuni

Issiqlik yutilishi yoki issiqlik ajralishi bilan boradigan reaksiyalar termokimyoviy reaksiyalar jumlasiga kiradi. Issiqlik effektini kalorimetr yordamida o’lchash mumkin.

Boshlang’ich moddalarning va mahsulotlarning ichki energiyasi bir-biridan farq qiladi.

Muvozanat jarayonida,agar mahsulotlarning ichki energiyasi boshlang’ich moddalar ichki energiyasidan kichik bo’lsa ,ichki energiya qiymatlari o’rtasidagi farq issiqlik sifatida ajralib chiqadi.Bunday kimyoviy jarayon ekzotermik bo’ladi.

Agar mahsulotlar ichki energiyasi dastlabki moddalar ichki energiyasidan kata bo’lsa,reaksiya issiqlik yutilishi bn boradi.Bu – endotermik hisoblanadi.

Reaksiya vaqtida ajralgan yoki yutilgan issiqlik miqdoriga reaksiyaning issiqlik samarasi deyiladi.

Тermodinamikada sistemaga berilgan issiqlik musbat, sistemadan ajralib chiqqan issiqlik manfiy ishora bilan belgilanadi. Тermokimyoda esa yutilgan issiqlik musbat, ajralgan issiqlik manfiy ishora bilan belgilanadi

Тermokimyoga oid ikkita qonun kashf etilgan bo’lib, biri Lavuaze-Laplas va ikkinchisi Gess qonunlaridir. Lavuaze-Laplas qonuniga muvofiq, ma’lum bir murakkab moddaning oddiy moddalarga ajralish issiqligi miqdor jihatidan o’sha moddaning oddiy moddalardan hosil bo’lish issiqligiga teng, ishora jihatidan qarama-qarshidir.

Gess qonuni. Reaksiya issiqligining jarayon amalga oshirilgan usulga bog’liq emasligini 1836 yilda rus olimi G.I.Gess aniqlagan. Gess qonuni quyidagicha ta’riflanadi:

Reaksiyaning issiqlik effekti jarayoninng qanday usulda olib borilishiga bog’liq emas, balki reaksiyada ishtirok etayotgan moddalarning dastlabki va oxirgi holatlariga bog’liq.

Ya’ni,reaksiyaning issiqlik samarasi (entalpiyasi)

dastlabki modda va mahsulotlarining tabiati va

holatiga bog’liq bo’lib, reaksiya bosib o’tadigan

yo’liga bog’liq emas:

Gess qonunidan hulosalar

1. Hp = – Hh ; Bu erda: Hd – moddaning parchalanish entalpiyasining o’zgarishi

Hf – moddaning hosil bo’lish entalpiyasining

2. Hr0 =  nHf0 (mahs.) –  nHf0 (dastl.)

Bu erda:  nHf (mahs.) – mahsulotlar hosil bo’lish entalpiyalari o’zgarishining yig’indisi

 nHf (dastl.) – dastlabki moddalar hosil bo’lish

entalpiyalari o’zgarishining yig’indisi

3. Hr =  nHyonish (dastl.) –  nHyonish (mahs.)

1-xulosa.Standart sharoitda murakkab moddaning parchalanish issiqligi ∆Hp uning uning hosil bo’lish issiqligiga ∆Hh absalyut qiymati bo’yicha teng bo’lib,ihorasi bn farq qiladi.Ya’ni:

Hp = – Hh

2-xulosa.Standart sharoitda reaksiyaning issiqlik samarasi (∆Hr) mahsulotlarning hosil bo’lish issiqliklari yig’indisidan dastlabki moddalar hosil bo’lish issiqliklari yig’indisini ayirmasiga teng,bunda ishtirokchi moddalarni stexiometrik koeffitsiyentlari n ko’paytiruvchi sifatida hisobga olinadi:

Hr0 =  nHf0 (mahs.) –  nHf0 (dastl.)

3-xulosa.Standart sharoitda reaksiyaning issiqlik samarasi dastlabki moddalarning yonish issiqliklari yig’indisidan mahsulotlarning yonish issiqliklari yig’indisini ayirmasiga teng:

Hr =  nHyonish (dastl.) –  nHyonish (mahs.)

Entropiya sistemada zarrachalar tartibszligi (tarqalganligi) darajasining funksiyasi bb,qattiqdan suyuq va gazsimon holatlarga o’tishda ortib boradi.

Entropiya so’zi grekcha energiya “en” va o’zgarish “trope” so’zlaridan tashkil topgan bb,1850-yilda Klauzius tomonidan kiritilgan.

Termodinamikaning ikkinchi qonuni

jismga o’ta olmaydi»

Termodinamik ehtimollikning logarifmlangan qiymati entropiya deyiladi:

Bu erda: S – entropiya – sistemaning

k – Bolsman doimiysi

Termodinamikaning ikkinchi qonuni

O’zgarmas harorat – izotermik jarayonda:

ΔS = Q/T; J/(K.mol) yoki Q = TΔS

Q = ΔU + PΔV ga qo’ysak – TΔS = ΔU + PΔV

P = const bo’lsa ish bajarilmaydi: PΔV = 0, unda

G = H – Ubog’l. = H – TS

Bu erda: Ubog’l. – bog’langan (ish sarflamay tarqaladigan) energiya qismi

G – erkin yoki Gibbs energiyasi (foydali ish uchun sarflanadigan energiya qismi).

Reaksiya yo’nalishini oldindan bilish uchun hisoblanadigan kattaliklar:

ΔH0 =  nΔH0 (mahs.) –  nΔH0 (dastl.)

ΔS0 =  nΔS0 (mahs.) –  nΔS0 (dastl.)

ΔG0 =  nΔG0 (mahs.) –  nΔG0 (dastl.)

amalga oshishi mumkin emas

. Тermodinamikaning uchinchi qonuni

V.Nernst jismlarning issiqlik sig’imi past temperaturalarda tekshirish natijasida (1906 yilda) termodinamikaning uchinchi qonuniga asosan quyidagicha ta’rif berdi: temperatura absolyut nolgacha pasaytirilganda kimyoviy jihatdan bir jinsli har qanday kondensatlangan moddaning entropiyasi nolga yaqinlashadi.

Do’stlaringiz bilan baham: