Б) теплообмена системы с окружающей средой

Математическая формулировка первого закона для закрытых систем:

dU = d Q - d A; D U = Q - A. (Б)

Буквы d в уравнении (Б) отражают тот факт, что Q и A не являются функциями состояния, они служат формами передачи энергии и связаны с процессами, а не с состояниями системы. Их называют также функциями перехода и бесконечно малое изменение теплоты и работы не является полным дифференциалом.

Теплота может переходить в систему при нагревании. Для расчета теплоты используют понятие теплоемкости (С)

, (В)

где - бесконечно малое количество теплоты, сообщенное системе для изменения ее температуры на . Теплоемкость - экстенсивное свойство. Теплоемкость зависит от природы вещества, его агрегатного состояния, от температуры. На рисунке показана в общем виде зависимость мольной изобарной теплоемкости вещества от температуры.

Зависимость изобарной

теплоемкости вещества

от температуры

Эта зависимость получается при подстановке произвольных значений температуры в эмпирически наблюдаемые и приведенные в справочной литературе температурные ряды

, (Г)

где - эмпирические коэффициенты.

При температуре системы, меньшей чем температура плавления (Т < Т ^пл), температурная зависимость теплоемкости вещества имеет вид

. (Д)

При температуре, находящейся в интервале от температуры плавления до температуры кипения (T ^пл < Т < Т ^кип), вещество будет в жидком состоянии и температурная зависимость теплоемкости будет следующей:

. (Е)

И, наконец, при температуре системы выше температуры кипения вещества (T ^кип < Т), когда вещество находится в газообразном виде, зависимость теплоемкости от температуры имеет вид:

. (Ж)

Для идеальных газов мольная теплоемкость практически не зависит от температуры и равна:

для одноатомных идеальных газов = 3/2 R;

двухатомных идеальных газов = 5/2 R;

нелинейных трехатомных и многоатомных молекул = 3 R.

Для идеальных газов справедливо уравнение Майера

. (И)

Экспериментально обнаружено, что внутренняя энергия идеального газа не зависит ни от объема, ни от давления, т.е.

и .

· Второй закон термодинамики устанавливает критерии необратимости термодинамических процессов: с уществует функция состояния - энтропия S, которая обладает следующим свойством , причем знак равенства относится к обратимым процессам, а знак больше - к необратимым.

Для изолированных систем второй закон утверждает, что энтропия изолированных систем в необратимых процессах может только возрастать, а в состоянии термодинамического равновесия она достигает максимума (dS = 0).

В отличие от многих других термодинамических функций, энтропия имеет точку отсчета, которая задается постулатом Планка: при абсолютном нуле T = 0 К все идеальные кристаллы имеют одинаковую энтропию, равную нулю.