熱力學(xué)第二定律及發(fā)展與應(yīng)用(文件)
【正文】 過程是不可逆的，要使熱傳遞方向倒轉(zhuǎn)，只有靠消耗功來實現(xiàn)。第二定律指出在自然界中任何的過程都不可能自動地復(fù)原，要使系統(tǒng)從終態(tài)回到初態(tài)必需借助外界的作用，由此可見，熱力學(xué)系統(tǒng)所進(jìn)行的不可逆過程的初態(tài)和終態(tài)之間有著重大的差異，這種差異決定了過程的方向。3 熱力學(xué)第二定律的應(yīng)用(1)熱力學(xué)第二定律是宏觀規(guī)律，對少量分子組成的微觀系統(tǒng)是不適用的。19世紀(jì)后半期，有些科學(xué)家錯誤地把熱力學(xué)第二定律應(yīng)用到無限的、開放的宇宙，提出了所謂“熱寂說”。這就是說，熱力學(xué)第一定律告訴我們，時間是均勻流逝的。證明了黑洞的面積A隨時間變化只能增加，不能減少，即 。幾乎與此同時，青年物理學(xué)家貝根斯坦和斯馬爾，各自獨(dú)立得出了關(guān)于黑洞的一個重要公式。式中U、T、S分別是系統(tǒng)的內(nèi)能、溫度和熵；Ω、J、V、Q等物理意義與前式類似。即有dS+dS0≥0把熱力學(xué)第二定律應(yīng)用于化學(xué)反應(yīng)，就是要判斷化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向以及確定達(dá)到化學(xué)平衡的條件。按式≤－dG（）max=－dG即在可逆的定溫定壓過程中，系統(tǒng)所作的最大有用功等于系統(tǒng)吉布斯自由能的降低。該式說明，在可逆的定溫定容反應(yīng)過程中，反應(yīng)系統(tǒng)所作的最大有用功等于系統(tǒng)亥姆霍茲自由能的降低；而在不可逆的定溫定容反應(yīng)過程中，系統(tǒng)所作的有用功小于系統(tǒng)亥姆霍茲自由能的降低。參考文獻(xiàn)：[1]《熱力學(xué)與統(tǒng)計物理學(xué)》，龔昌德編，高等教育出版社，1984年版。[3]《熱學(xué)》，李椿、章立源、錢尚武編，人民教育出版社，1982年版。它對于人類改進(jìn)蒸汽機(jī)、內(nèi)燃機(jī)和開發(fā)利用能源具有重要的指導(dǎo)意義。在定溫定容反應(yīng)過程中，反應(yīng)系統(tǒng)的容積保持不變，故容積變化功為零。對于這類反應(yīng)過程，系統(tǒng)的溫度一定且與周圍環(huán)境溫度相同，因而有dS0=/T0=/T代入熵增原理的表達(dá)式便可得到TdS≥O化學(xué)反應(yīng)過程有用功的表達(dá)式為≤(dUTdS)在定溫定壓反應(yīng)中，G＝H－TS,狀態(tài)參數(shù)G稱為吉布斯自由能，也稱為吉布斯函數(shù)。根據(jù)熱力學(xué)第二定律，
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