ppt第三章热力学第二定律.ppt

第三章,热力学第二定律,引言,热力学第一定律即能量转化与守恒原理违背热力学第一定律的变化与过程一定不能发生不违背热力学第一定律过程却未必能自动发生：例：两物体的传热问题温度不同的两个物体相接触，最后达到平衡态，两物体具有相同的温度。但其逆过程是不可能的，即具有相同温度的两个物体，不会自动回到温度不同的状态，尽管该逆过程不违背热力学第一定律。,利用热力学第一定律并不能判断一定条件下什么过程不可能进行，什么过程可能进行，进行的最大限度是什么。要解决此类过程方向与限度的判断问题，就需要用到自然界的另一普遍规律热力学第二定律。热力学第二定律是随着蒸汽机的发明、应用及热机效率等理论研究逐步发展、完善并建立起来的。卡诺（Carnot）、克劳修斯（Clausius）、开尔文（Kelvin）等人在热力学第二定律的建立过程中做出了重要贡献。,热力学第二定律是实践经验的总结，反过来，它指导生产实践活动热力学第二定律关于某过程不能发生的断言是十分肯定的。而关于某过程可能发生的断言则仅指有发生的可能性，它不涉及速率问题。,3-1 热力学第二定律,1.自发过程,自发过程：在自然条件（不需外力帮助）下能 够自动发生的过程非自发过程：自发过程的逆过程,一切自发过程都是不可逆的。不过要注意自发过程并非不可逆转，但必须外力帮助(外界对之做功)。,例如：用制冷机可以将热由低温物体转移到高温物体；用压缩机可将气体由低压容器抽出，压入高压 容器；用水泵可以将水从低处打到高处。但这一切外界必须付出代价，做出相应的功，而不是自发逆转。也就是说自发过程进行后，虽然可以逆转，使系统回复到原状，但环境必须消耗功。系统复原，但环境不能复原。所以一切自发过程都是不可逆的。,2.热、功转换,热力学第二定律是人们在研究热机效率的基础上建立起来的，所以早期的研究与热、功转换有关。热功转换的方向性：功可以全部转化为热 热转化为功却是有限制的热机效率问题,蒸汽热机工作原理：利用燃料煤燃烧产生的热，使水（工作介质）在高压锅炉内变为高温、高压水蒸气，然后进入绝热的气缸膨胀从而对外作功，而膨胀后的水蒸气进入冷凝器降温并凝结为水（向冷凝器散热过程），然后水又被泵入高压锅炉循环使用,蒸汽热机能量转化总结果：,从高温热源吸收的热（Q1），一部分对外做了功（W），另一部分（Q2）传给了低温热源（冷凝器）,热机效率：指热机对外做的功与从高温热源吸收的热量之比,若热机不向低温热源散热，即吸收的热全部用来对外作功，此时热机效率可达到100%，实践证明，这样的热机第二类永动机是根本不能实现的。,第二类永动机的不可能性说明热转化为功是有限度的,2.热力学第二定律,热不能自动从低温物体传给高温物体而不产生其 它变化”。Clausius说法,“不可能从单一热源吸热使之全部对外作功而不产生其 它变化”。（第二类用动机是不可能的）Kelvin说法,Clausius说法指明高温向低温传热过程的不可逆性Kelvin说法指明了功热转换的不可逆性两种说法完全等价,3.2 卡诺循环与卡诺定理,1.卡诺循环,Carnot从理论上证明了热机效率的极限,卡诺循环：恒温可逆膨胀绝热可逆膨胀恒温可逆压缩绝热可逆压缩,卡诺循环示意图,Carnot 循环的热、功分析（理想气体为工作介质）12：恒温可逆膨胀。U1=02 3，绝热可逆膨胀3 4，恒温可逆压缩 U2=04 1，绝热可逆压缩,热机效率,整个过程系统对外作的功：,因23过程和41过程为绝热可逆过程，应用理想气体绝热可逆过程方程式，有：,得：,卡诺热机效率：,a）卡诺热机效率仅与两个热源的温度有关。要提高热机效率，应尽可能提高T1(高)，降低T2(低)b）T2相同的条件下，则T1越高，热机效率越大意味着从T1热源传出同样的热量时，T1越高，热机对环境所作的功越大能量除了有量的多少外，还有“品位”或“质量”的高低，而热的“品位”或“质量”与温度有关，温度越高，热的“品位”或“质量”越高。,c）在卡诺循环中，可逆热温商之和等于零,d）由于卡诺循环为可逆循环，故当所有四步都逆向进行时，环境对系统作功，可把热从低温物体转移到高温物体冷冻机的工作原理,2.卡诺定理,卡诺循环：两个绝热可逆过程的功数值相等，符号相反两个恒温可逆过程的功则不同：恒温可逆膨胀时因过程可逆使得热机对外作的功最大 恒温可逆压缩时因过程可逆使系统从外界得的功最小故一个循环过程的总结果是热机以极限的作功能力向外界提供了最大功，因而其效率是最大的。对此卡诺以定理形式给出了如下表述：在两个不同温度的热源之间工作的所有热机，以可逆热机效率最大卡诺定理。卡诺定理的推论：在两个不同热源之间工作的所有可逆热机中，其效率都相等，且与工作介质、变化的种类无关,1.熵的导出,3-3 熵与克劳修斯不等式,卡诺循环：,无限小的卡诺循环：,任何卡诺循环的可逆热温商之和为零。,对任意可逆循环：可分成无限多的小卡诺循环,而每个小卡诺循环有：,对整个大循环有：,即：,当小卡诺循环无限多时：,积分定理:若沿封闭曲线的环积分为零，则所积变量应当是某函数的全微分。该变量的积分值就应当只取决于系统的始、末态，而与过程的具体途径无关，即该变量为状态函数，Clausius将此状态函数定义为熵,熵的定义：,S为状态函数、广延量，单位：,从态 1 到态 2 的熵变为：,熵的物理意义,对于熵的确切物理意义，将在第九章“统计力学初步”讲述。玻耳兹曼熵定理：,k 玻耳兹曼常数 系统总的微观状态数,系统总的微观状态数 越大，系统愈混乱，系统的熵越大。,只做一些简单的说明：,熵的定义式,温度T总是为正值，对于可逆吸热过程,（可逆吸热过程）,一定量的纯物质发生可逆相变slg时吸热，系统的熵不断增加：,气态：无序度最大气体分子可在整个空间自由运动而固态：无序度最小分子只能在其平衡位置附近振动液态：无序度介于气态、固态之间,熵可以看成是系统无序度的量度,3.克劳修斯不等式,卡诺定理：工作于两个热源间的任意热机i与可逆热机r，其热机效率间关系：,将任意的一个循环用无限多个微小的循环代替：,如图所示由不可逆途径a和可逆途径b组成的不可逆循环：,可逆途径b：,Clausius不等式,过程的方向与限度判断：若过程的热温商小于熵差，则过程不可逆 若过程的热温商等于熵差，则过程可逆Clausius不等式也称为热力学第二定律的数学表达式,对于绝热过程：,3.熵增原理,（绝热过程）,即在绝热过程中熵不可能减小，这就是熵增原理,对于隔离系统，由于与外界不再有热交换：,即隔离系统的熵不可能减小，熵增原理的另一种说法,在隔离系统中：不可逆过程=自发过程,利用隔离系统的熵差来判断过程方向与限度，故又称熵判据。,3.4 熵变的计算,1.单纯pVT变化过程熵变计算,的计算：单纯pVT变化 相变化 化学反应 3.5,熵的定义式：,可逆、过程热一律：,pVT变化熵变计算出发点,(1)理想气体单纯pVT状态变化过程,理想气体：,积分：,理想气体单纯pVT变化,理想气体绝热可逆过程为等熵过程，,上述三式移项、整理得：,即前面的理想气体绝热可逆过程方程式,说明：计算熵变的公式由熵定义式与可逆过程热力学第一定律而来，但由于熵是状态函数，其熵变只与始末态有关，而与途径无关，故对不可逆过程同样适用,例：2 mol双原子理想气体，由始态T1=400 K、p1=200 kPa经绝热、反抗恒定的环境压力p2=150 kPa膨胀到平衡态，求该膨胀过程系统的S解：,双原子理想气体,过程绝热,代入已知数值，可求得末态温度：,注：该过程绝热，但因为过程不可逆，其熵变不为零。绝热不可逆过程不能用绝热可逆过程方程式,(2)凝聚态物质单纯pVT状态变化过程,a)恒容过程:,b)对恒压过程：,(恒容),(恒压),c）对非恒容、非恒压pVT过程,p对液体、固体等凝聚态物质的S影响一般很小忽略,实际上，对任何物质，若设 S=f(T,p),凝聚态物质,理想气体,真实气体,（通式）,（3）理想气体、凝聚态物质的混合或传热过程,这里的混合仅限两种或两种以上不同理想气体的混合，或不同温度的两部分或多部分同一种液态物质的混合 混合过程熵变：分别计算各组成部分的熵变，然后求和,注意：计算理想气体混合物各组分熵变时 若用 V各气体实际占有的体积（即混合气体的总体积）若用 p各气体的分压,例 始态为0C、100 kPa的2 mol单原子理想气体B与150C 100 kPa的5 mol双原子理想气体C，在恒压100 kPa下绝 热混合达到平衡态，求过程的W、U及S。,解：单原子理想气体B,双原子理想气体C,混合过程绝热、恒压，即,末态温度：,混合气体中各组分的分压：,过程绝热,2.相变化过程熵变的计算,（1）恒温恒压可逆相变,可逆相变：在某一温度及其平衡压力下进行的相变,上一章基础热数据摩尔相变焓即摩尔可逆相变焓,若温度T下的可逆摩尔相变焓 未知，但另一温度T0下的可逆摩尔相变焓 已知则可先求（上一章）,（2）不可逆相变,不可逆过程的S 需借助状态函数法设计过程计算,设计过程：pVT 变化+可逆相变,例：1 mol 过冷水在 10 oC，101.325 kPa下结冰。已知：水的凝固热 Cp,m(冰)=37.6 Jmol1K1,Cp,m(水)=75.3 Jmol1K1.求：S=?,熵变为负值说明系统的有序度增加了；不过此时不能将此熵变结果作为熵判据，因它只是系统的熵变,3.环境熵变计算,一般环境往往是大气或很大的热源，当系统与环境间发生有限量的热量交换时，仅引起环境温度、压力无限小的变化，环境可认为时刻处于无限接近平衡的状态。这样，整个热交换过程对环境而言可看成是在恒温下的可逆过程，则由熵的定义,例：求上题中过冷水结冰过程中的Samb及Siso,解：,说明过冷水凝固是一自发的不可逆过程,3.5 热力学第三定律及化学变化过程熵变的计算,1.热力学第三定律(1)热力学第三定律的实验基础,在二十世纪初，低温下凝聚系统电池反应实验发现：随着温度的降低，凝聚系统恒温反应对应的熵变下降 当温度趋于0 K时，熵变最小,在此基础上，Nernst1906年提出如下假定：,凝聚系统在恒温过程中的熵变，随温度趋于0 K而趋于零,能斯特热定理,在不违背Nernst热定理的前提下，为了应用方便，1911年Planck进一步做了如下假定：0 K下凝聚态、纯物质的熵为零，即,0K下的凝聚相态没有特别指明，而玻璃体、晶体等又都是凝聚相态，故为了更严格起见，路易斯（Lewis G N）和吉布森（Gibson G E）在1920年对此进行了严格界定，提出了完美晶体的概念，这才使得热力学第三定律的表述更加科学、严谨,（2）热力学第三定律,纯物质、完美晶体、0K时的熵为零，即,热力学第三定律最普遍的表述,与熵的物理意义一致：0 K下、纯物质、完美晶体的有序度最大，其熵最小完美晶体微观状态数=1，由玻耳兹曼熵定理S=kln 知，熵也为零,完美晶体：晶体中质点的排列只有一种方式。,玻璃体、固溶体等无序结构固体，S*(0K)0,2.规定熵与标准熵,相对于 这一基准，一定量的B物质在某一状态下的熵，称为该物质在该状态下的规定熵1mol物质在标准态下、温度T 时的规定熵即为温度T 时的标准摩尔熵,气态B物质标准摩尔熵的获得：,温度的下标f代表熔化，b代表沸腾；pg代表理想气体,说明：,极低温度下固态Cp,m测定困难，一般缺乏15 K以下的热容数据。可通过德拜（Debye）公式计算015 K间的热容，即,实际气体变为理想气体过程的熵变，其计算方法后边介绍,例:计算240.30 K时气态环丙烷C3H6（以A表示）的标准摩尔熵。已知101.325 kPa下A(s)的熔点，其摩尔熔化焓；A(l)的沸点，其摩尔蒸发焓,解：根据前面的分析，该计算过程可分为如下7步，见下表：,298.15K下物质的标准摩尔熵可查表，则如下反应在恒定298.15K、各反应组分均处于标准态时，进行1mol反应进度的熵变即为标准摩尔反应熵：,3.标准摩尔反应熵,（1）298.15K下标准摩尔反应熵,298.15K下标准摩尔反应熵等于末态各产物标准摩尔熵之和减去始态各反应物标准摩尔熵之和。,注意：上述计算所得 实际是如下假想过程对应的熵变,反应前后各组分单独存在,（2）任意温度T下,其它T、p下的反应需设计过程：25、p 下的 rSm+pVT变化；,3.6 亥姆霍兹函数和吉布斯函数,多数化学反应是在恒温恒容或恒温恒压，而且非体积功等于零的条件下进行的。在这两种条件下，由克劳修斯不等式可引出两种新的判据，及两种新的状态函数 亥姆霍兹函数和吉布斯函数，从而避免了另外计算环境熵变的麻烦。,方向限度判据：,熵增原理:计算系统的熵变+环境熵变,1.亥姆霍兹函数,克劳修斯不等式,代入,两边同乘 T，有：,恒温、恒容且,A是状态函数，是广度量，单位为：J,因T 恒定,（1）定义,A称为亥姆霍兹（Helmholtz）函数,（2）判据,亥姆霍兹函数判据,即恒温、恒容且 条件下，一切可能自动进行的过程，其亥姆霍兹函数减小，而对平衡过程，其亥姆霍兹函数不变。,（3）物理意义,恒温时,过程恒温可逆进行时，系统对环境作的功最大，可逆功表示系统所具有的对外作功的能力，故 反映了系统进行恒温状态变化时所具有的对外作功能力的大小,可逆体积功+可逆非体积功,若过程除恒温以外，且恒容，即dV=0，则,恒温、恒容过程系统亥姆霍兹函数的增量表示系统所具有的对外作非体积功的能力。,2.吉布斯函数,克劳修斯不等式,代入,两边同乘 T，有：,恒温、恒压且,G是状态函数，是广度量，单位为：J,因T 恒定,（1）定义,G称为吉布斯（Gibbs）函数,（2）判据,吉布斯函数判据,即恒温、恒压且 条件下，系统吉布斯函数减小的过程能够自动进行，吉布斯函数不变时处于平衡状态，不可能发生吉布斯函数增大的过程。,（3）物理意义,恒T、恒p时,恒温、恒压过程系统吉布斯函数的增量表示系统所具有的对外作非体积功的能力,判据小结：,3.A 及 G 的计算,根据A、G的定义式:,恒T过程:,有：,标准摩尔生成吉布斯函数,在温度为T 的标准态下，由稳定相态的单质生成化学计量数B=1的相态的化合物B()，该生成反应的吉布斯函数变即为该化合物B()在温度T 时的标准摩尔生成吉布斯函数,单位:,热力学稳定相态的单质：,例：求1mol过冷水在 10 oC,101.325 kPa下凝结为冰的G,解：设计过程：,前已得出：H(263K)=5643 J,S(263K)=20.63 JK1,过程恒温,过程自发,例:已知1000K时:反应1:C(石墨)+O2(g)=CO2(g),反应2:CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g),求:1000K时反应3:C(石墨)+1/2O2(g)=CO(g),解：反应3=反应1 反应2,3.7 热力学基本方程及 Maxwell 关系式,U、S 第一、二定律基本函数 H,A,G 组合辅助函数U,H 能量恒算S,A,G 判断过程的方向与限度,找出可测变量与不可直接测定的函数间的关系,热力学基本方程：,（1）基本方程,可逆时：Wr=pdV，将两定律结合，有：,代入其它函数的定义式，有：,热力学基本方程,适用条件：封闭系统、的可逆过程。它不仅适用于无相变化、无化学变化的平衡系统（纯物质或多组分、单相或多相）发生的单纯变化的可逆过程，也适用于相平衡和化学平衡系统同时发生变化及相变化和化学变化的可逆过程。,热力学基本方程在热力学计算中的直接应用：,封闭系统恒T的pVT变化：,基本方程,（2）U、H、A、G的一阶偏导数关系式,利用状态函数全微分性质,结合基本方程,可得:,由方程 还可推出:,将G=H TS代入,有:,同理,Gibbs-Helmholtz方程,后边讨论温度对化学反应平衡影响的基础,3.麦克斯韦（Maxwell）关系式,根据高等数学，若全微分,则有：,用于基本方程,麦克斯韦（Maxwell）关系式,4.其它重要的热力学关系式,(1),（2）循环关系式,z 恒定时，dz=0，整理上式得：,对纯物质和组成不变的单相系统,只有两个独立变量,循环公式,z、x、y三个变量顺序求偏导的积为1,5.热力学函数关系式应用计算、证明,例1：已知25C时液体汞Hg(l)的体膨胀系数 密度。设外压改变时液体汞的体积不 变。求在25C、压力从100 kPa增至1 MPa时，Hg(l)的 Um、Hm、Sm、Am和Gm。,解：Hg的摩尔质量,摩尔体积为:,麦克斯韦关系式：,积分,由热力学基本方程，有：,（恒温时）,利用状态函数全微分的性质：,可导出：,例2：证明：,计算单纯pVT变化过程U、H、S的通式：适用于理想气体、真实气体和凝聚态系统等,例2：证明：,理想气体：,例3:证明在绝热可逆过程中,证：,由麦克斯韦关系式,对理想气体,理想气体的摩尔定压热容仅仅是温度的函数,3-8 热力学第二定律在单组分系统相平衡中的应用,1.克拉佩龙方程,纯物质B的 相与 相两项平衡,Clapeyron方程,适用于任意两相平衡时，平衡压力、平衡温度间关系,又因,或,例：已知100 kPa下冰的熔点为0C，此条件下冰的熔化 焓，冰和水的密度分别 为。试求将外 压增至15 MPa时，冰的熔点为多少？,解：由克拉佩龙方程有,积分，得,解得,冰熔化时,即加压后熔点降低,2 克劳修斯克拉佩龙(Clausius-Clapeyron)方程克拉佩龙方程在液-气（固-气）平衡中的应用蒸发、升华平衡的共同特点：一相为气相,Clausius-Clapeyron方程,定积分式,不定积分式,设vapHm不随温度变化，积分可得：,工程上最常用的是安托万（Antoine）方程：,例：水在101.325 kPa 下的沸点为100 oC求：西藏某地区大气压力为78.50 kPa下水的沸点。已知：vapHm=40.668 kJmol1，水蒸气可作为理想气体,解：,即该地区水沸腾时的温度为 92.87oC,本 章 小 结,利用热力学第二定律，可判断热力学过程的方向和限度。在本章中，熵S、亥姆霍兹函数A、吉布斯函数G等热力学函数被引入，其中S是热力学第二定律中最基本的状态函数，而A和G是由U、S及p、V、T组合得出的，它们均为状态函数。熵函数S是通过可逆过程的热温商定义的,即。定义了S以后，在卡诺定理的基础上，得出了热力学第二定律的数学表达式，即克劳修斯不等式，将其应用于不同的过程、系统分别得出了熵判据（即熵增原理）、亥姆霍兹函数判据和吉布斯函数判据通过热力学的定量计算来判断过程的方向和限度,