قوانین ترمودینامیک در شیمی
قوانین ترمودینامیک، هنگامی که در سیستمهای شیمیایی به کار میروند، چگونگی حفظ انرژی در واکنشها، چرایی خودبهخودی بودن برخی واکنشها، و چگونگی نزدیک شدن آنتروپیها به یک حد معین در صفر مطلق را تعیین میکنند.
Definition
قوانین ترمودینامیک در شیمی، قوانین اول، دوم و سوم ترمودینامیک هستند که به تغییرات شیمیایی اختصاص یافتهاند و بر انرژی واکنش، جهت واکنشهای خودبهخودی، و آنتروپیهای مطلق مواد حاکم هستند.
Scope
این مبحث کاربرد شیمیایی چهار قانون را پوشش میدهد: قانون صفرم و دما؛ قانون اول که از طریق انرژی درونی، آنتالپی، و گرمای واکنش بیان میشود؛ قانون دوم که از طریق آنتروپی و نابرابری کلاوزیوس به عنوان معیار خودبهخودی بودن بیان میشود؛ و قانون سوم که آنتروپیهای مطلق را تعیین میکند و مبنای محاسبه ثابتهای تعادل از دادههای کالریمتریک است. بررسی دقیق معیارهای انرژی آزاد، پتانسیل شیمیایی، و تعادل در مباحث مرتبط دیگر توسعه یافته است.
Core questions
- چگونه قانون اول گرمای واکنش در حجم ثابت را از طریق انرژی درونی و آنتالپی به گرمای واکنش در فشار ثابت مرتبط میکند؟
- چرا آنتروپی یک سیستم ایزوله کاهش نمییابد و چگونه این امر خودبهخودی بودن را تعریف میکند؟
- چگونه قانون سوم امکان جدولبندی آنتروپیهای مطلق و استفاده از آنها در محاسبات شیمیایی را فراهم میکند؟
- چگونه توابع حالت از مقادیر وابسته به مسیر مانند گرما و کار متمایز میشوند؟
Key concepts
- انرژی درونی و آنتالپی واکنش
- آنتروپی و نابرابری کلاوزیوس
- فرآیندهای برگشتپذیر و برگشتناپذیر
- آنتروپی مطلق و قانون سوم
- توابع حالت در مقابل توابع مسیر
Key theories
- قانون اول برای سیستمهای شیمیایی
- تغییر در انرژی درونی یک سیستم واکنشدهنده برابر است با گرمای جذب شده منهای کار انجام شده؛ در فشار ثابت این مقدار توسط آنتالپی نشان داده میشود، که آنتالپی واکنش را به یک تابع حالت قابل اندازهگیری و مستقل از مسیر تبدیل میکند.
- قوانین دوم و سوم به عنوان معیار و مرجع
- قانون دوم تولید آنتروپی را معیار جهانی برای تغییر شیمیایی خودبهخودی قرار میدهد، در حالی که قانون سوم آنتروپی یک بلور کامل را در صفر مطلق، صفر تعیین میکند و آنتروپیهای مطلق را برای محاسبات واکنش فراهم میآورد.
Clinical relevance
این قوانین مبنای حسابداری تمام انرژیهای شیمیایی را فراهم میکنند، از گرمای آزاد شده توسط احتراق و امکانپذیری سنتزهای صنعتی گرفته تا فرآیندهای مبتنی بر آنتروپی مانند انحلال، اختلاط، و خودآرایی بیولوژیکی.
History
کاربرد شیمیایی ترمودینامیک از قانون جمعپذیری گرمای ثابت هس در سال ۱۸۴۰ و تدوین قوانین اول و دوم توسط کلاوزیوس و کلوین در اواسط قرن نوزدهم نشأت گرفت؛ قضیه گرمای نرنست در سال ۱۹۰۶، که اساس قانون سوم است، با قابل دسترس کردن آنتروپیهای مطلق، چارچوب را تکمیل کرد.
Key figures
- Rudolf Clausius
- Walther Nernst
- Germain Henri Hess
Related topics
Seminal works
- atkins2018
- mcquarrie1997
Frequently asked questions
- چرا شیمیدانها معمولاً با آنتالپی کار میکنند تا انرژی درونی؟
- بیشتر واکنشها در فشار اتمسفری ثابت و نه در حجم ثابت انجام میشوند، و در فشار ثابت، گرمای مبادله شده برابر با تغییر آنتالپی است، بنابراین آنتالپی تابع انرژی قابل اندازهگیری مستقیم و راحتترین برای شیمی است.
- آیا آنتروپی یک سیستم شیمیایی میتواند کاهش یابد؟
- بله، به صورت محلی. یک سیستم میتواند آنتروپی از دست بدهد، مانند زمانی که یک گاز متراکم میشود یا یک جامد متبلور میشود، به شرطی که آنتروپی محیط اطراف حداقل به همان اندازه افزایش یابد تا آنتروپی کل سیستم به اضافه محیط اطراف کاهش نیابد.