энтропия

Термодинамика - это наука, изучающая взаимные превращения
различных видов энергии в макроскопических системах, связанных с
переходами энергии между системами в форме работы и теплоты.
Система - это часть чего-то (от Вселенной - до молекулы)
Как изменяется энергия системы?
Работа (W)
Тепло (Q)
Давление × объем
Нагревание вещества
Сила × расстояние
Изменение фазового состояние
ЭДС × заряд
Химическая реакция
Теплота и работа есть «транзитные» формы энергии в процессе изменений состояния системы
Первый закон термодинамики определяет внутреннюю энергию системы U как
свойство, которое зависит только от конечного и начального состояния системы и не
зависит от пути, по которому это изменение происходит
ΔU = Q + W
Второй закон термодинамики и энтропия
Рудольф Клаузиус предложил еще одну функцию состояния системы,
которую он назвал: “энтропия”.
Эта функция отражает тенденцию изолированной системы (которая не может
обмениваться энергией с окружающей средой) стремиться к равновесию. Иными
словами энтропия системы всегда увеличивается, пока не достигнет максимума:
ΔS ≥ 0
Согласно Клаузиусу
ΔS = Q / T
и, следовательно,
ΔU=TΔS+PΔV
Людвиг Больцман дал определение энтропии как меры беспорядка в
изолированной системе. Чем больше беспорядка в такой системе, тем больше её
энтропия.
S = kB ln p
kB = 1.3806503 × 10-23 JK-1
“Жизнь как питание отрицательной энтропией”
Итак: первый и второй законы термодинамики вводят две функции состояния энергию U и энтропию S, изменения которых не зависят от пути перехода между
начальным и конечным состояниями.
Теплота и работа не являются функциями состояния, поскольку зависят от пути.
Существуют еще две полезные функции состояния, образуемые комбинациями
предыдущих функций:
Энтальпия: H = U+ PV
Изменение энтальпии ∆H во время химической реакции – это тепло, поглощенное или
освобожденное при разрушении и образовании связей. В калориметрии ∆H
экспериментально измеряемая величина.
Свободная энергия Гиббса G = H – TS
Свободная энергия Гиббса зависит от изменений энтальпии (ΔH) и энтропии (ΔS) при
реакции.
ΔG < 0 самопроизвольный процесс
денатурация
ΔG > 0 несамопроизвольный процесс
ΔG = 0 система в равновесии
(при постоянной Т и P)
Испарение жидкости является самопроизвольным процессом. Пример: испарение жидкости:
H2O (жидк.)→H2 (газ) + ½ O2 (газ)
ΔG = +237 кДж×моль-1