قوانين الديناميكا الحرارية في الكيمياء
تحدد قوانين الديناميكا الحرارية، عند تطبيقها على الأنظمة الكيميائية، كيفية حفظ الطاقة في التفاعلات، ولماذا تحدث بعض التفاعلات تلقائيًا، وكيف تقترب الإنتروبيا من حد معين عند الصفر المطلق.
Definition
قوانين الديناميكا الحرارية في الكيمياء هي القوانين الأول والثاني والثالث للديناميكا الحرارية المتخصصة في التغير الكيميائي، والتي تحكم طاقة التفاعل، واتجاه التفاعلات التلقائية، والإنتروبيا المطلقة للمواد.
Scope
يغطي هذا الموضوع التطبيق الكيميائي للقوانين الأربعة: القانون الصفري ودرجة الحرارة؛ القانون الأول المعبر عنه بالطاقة الداخلية والإنثالبي وحرارة التفاعلات؛ القانون الثاني المعبر عنه بالإنتروبيا ومتباينة كلاوزيوس كمعيار للتلقائية؛ والقانون الثالث الذي يحدد الإنتروبيا المطلقة ويكمن وراء حساب ثوابت الاتزان من البيانات الحرارية. يتم تناول المعالجة التفصيلية لمعايير الطاقة الحرة، والجهد الكيميائي، والاتزان في مواضيع ذات صلة.
Core questions
- كيف يربط القانون الأول حرارة التفاعل عند حجم ثابت بحرارته عند ضغط ثابت من خلال الطاقة الداخلية والإنثالبي؟
- لماذا لا تتناقص إنتروبيا النظام المعزول، وكيف يحدد ذلك التلقائية؟
- كيف يسمح القانون الثالث بجدولة الإنتروبيا المطلقة واستخدامها في الحسابات الكيميائية؟
- كيف يتم تمييز دوال الحالة عن الكميات المعتمدة على المسار مثل الحرارة والشغل؟
Key concepts
- الطاقة الداخلية وإنثالبي التفاعل
- الإنتروبيا ومتباينة كلاوزيوس
- العمليات العكوسة واللاعكوسة
- الإنتروبيا المطلقة والقانون الثالث
- دوال الحالة مقابل دوال المسار
Key theories
- القانون الأول للأنظمة الكيميائية
- يساوي التغير في الطاقة الداخلية لنظام متفاعل الحرارة الممتصة مطروحًا منها الشغل المبذول؛ وعند ضغط ثابت يتم التعبير عن ذلك بالإنثالبي، مما يجعل إنثالبي التفاعل دالة حالة قابلة للقياس ومستقلة عن المسار.
- القانونان الثاني والثالث كمعايير ومرجع
- يجعل القانون الثاني إنتاج الإنتروبيا المعيار العالمي للتغير الكيميائي التلقائي، بينما يحدد القانون الثالث إنتروبيا البلورة المثالية بصفر عند الصفر المطلق، مما يوفر إنتروبيا مطلقة لحسابات التفاعل.
Clinical relevance
توفر هذه القوانين الأساس لحساب جميع الطاقات الكيميائية، بدءًا من الحرارة المنبعثة من الاحتراق وجدوى التوليفات الصناعية، وصولًا إلى العمليات المدفوعة بالإنتروبيا مثل الذوبان والخلط والتجمع الذاتي البيولوجي.
History
نما الاستخدام الكيميائي للديناميكا الحرارية من قانون هيس لعام 1840 لجمع الحرارة الثابتة وصياغة القانونين الأول والثاني في منتصف القرن التاسع عشر بواسطة كلاوزيوس وكلفن؛ وقد أكملت نظرية نيرنست للحرارة عام 1906، وهي أساس القانون الثالث، الإطار بجعل الإنتروبيا المطلقة متاحة.
Key figures
- Rudolf Clausius
- Walther Nernst
- Germain Henri Hess
Related topics
Seminal works
- atkins2018
- mcquarrie1997
Frequently asked questions
- لماذا يعمل الكيميائيون عادةً بالإنثالبي بدلاً من الطاقة الداخلية؟
- تُجرى معظم التفاعلات عند ضغط جوي ثابت بدلاً من حجم ثابت، وعند ضغط ثابت تساوي الحرارة المتبادلة التغير في الإنثالبي، لذا فإن الإنثالبي هي دالة الطاقة الأكثر قابلية للقياس وملاءمة للكيمياء.
- هل يمكن أن تتناقص إنتروبيا النظام الكيميائي؟
- نعم، محليًا. يمكن للنظام أن يفقد الإنتروبيا، كما يحدث عند تكثف الغاز أو تبلور مادة صلبة، شريطة أن تزداد إنتروبيا المحيط بما لا يقل عن ذلك بحيث لا تتناقص الإنتروبيا الكلية للنظام والمحيط.