PDP = int_ (P_1) ^ (P_2) V - T ((delV) / (delT)) _PdP #
Beslut nu hvilken gaslov at bruge, eller hvad
Nå, fra den samlede differential ved konstant temperatur,
#dH = annullere ((delH) / (delT)) _ PdT) ^ (0) + ((delH) / (delP)) _ TdP # ,
så ved definition af integraler og derivater,
#DeltaH = int_ (P_1) ^ (P_2) ((delH) / (delP)) _ TdP # # "" bb ((1)) #
De naturlige variabler er
#dG = -SdT + VdP # # "" bb ((2)) #
Dette er også relateret, selvfølgelig, af den velkendte isotermiske Gibbs-relation
#dG = dH - TdS # # "" bb ((3)) #
Differentiering
T = ((delH) / (delP)) _ T - T ((delS) / (delP)) _ T #
Fra
# ((delG) / (delP)) _ T = V #
og også fra
# ((delS) / (delP)) _ T = - ((delV) / (delT)) _ P #
da Gibbs 'frie energi er en statsfunktion, og dens tværsederivater skal være ens. Således fra
#V = ((delH) / (delP)) _ T + T ((delV) / (delT)) _ P #
eller vi går derfor tilbage til
(PI)) (TIp = int_ (P_1) ^ (P_2) V - T ((delV) / (delT))) _PdP "") | #
Og hvad der er tilbage, er at skelne mellem sidste sigt for gasser, væsker og faste stoffer …
GASSER
Brug den gas lov, du vil finde den. Hvis din gas er uanset, hvorfor
# ((delV) / (delT)) _ P = (nR) / P #
og det betyder bare
# ((delH) / (delP)) _ T = V - (nRT) / P #
# = V - V = 0 # som siger det Ideelle gasser har ændringer i entalpier som en funktion af kun temperatur. Man ville få
#color (blå) (DeltaH = int_ (P_1) ^ (P_2) 0 dP = 0) # .Ikke meget interessant.
Selvfølgelig, hvis din gas er ikke Ideelt er dette ikke nødvendigvis sandt.
Væsker og faste stoffer
Disse data er tabuleret som koefficienter af volumetrisk termisk ekspansion
#alpha = 1 / V ((delV) / (delT)) _ P # ved forskellige temperaturer for forskellige kondenserede faser. Nogle eksempler på
# 20 ^ @ "C" # :
#alpha_ (H_2O) = 2,07 xx10 ^ (- 4) "K" ^ (- 1) # #alpha_ (Au) = 4,2 xx10 ^ (- 5) "K" ^ (- 1) # (fordi det er rigtigt nyttigt, ikke?)#alpha_ (EtOH) = 7,50 xx10 ^ (- 4) "K" ^ (- 1) # #alpha_ (Pb) = 8,7 xx10 ^ (- 5) "K" ^ (- 1) #
I det tilfælde,
# ((delH) / (delP)) _ T = V - TValpha #
# = V (1 - Talpha) #
Dermed,
#color (blå) (DeltaH = int_ (P_1) ^ (P_2) V (1 - Talpha) dP ~ ~ V (1 - Talpha) DeltaP) #
da væsker og faste stoffer er meget inkompressible og kræver en stor ændring i tryk.
Hvad er en isotermisk proces med et eksempel?
En isotermisk proces er en, for hvilken Delta "T" = 0, hvor Delta "T" er temperaturændringen af systemet. Overvej en faseændring under konstant temperatur, som induceret af en trykændring. Rådgivning om et fasediagram viser, at der kan forekomme flere faser eller endog allotrope af en art ved en given temperatur "T". Lad os tage fasediagrammet af kulstof, med de vigtigste allotrope af grafit og diamant, som et eksempel. Dette fasediagram viser et tredobbelt punkt - betingelser, der får en prøve til at udvise tre af dets tilstander - ved et tryk på 10,8 ±
Hvad er forskellen mellem adiabatisk proces og isotermisk proces?
Se nedenfor og se dette link for flere detaljer. Nå, billedet siger det hele. Besøg webstedet link, jeg har givet til at vide mere. Definitioner: i) Isotermisk proces: - Isotermisk proces er en ændring af et system, hvor ændringen i tempeature er nul i.e DeltaT = 0. Og selvfølgelig er dette en ideel proces. ii) Adiabatisk proces: - En adiabatisk proces er den ændring i systemet, der opstår uden overførsel af varme eller et spørgsmål mellem et termodynamisk system eller dets omgivelser; dvs. Q = 0. Håber dette hjælper.
Hvorfor er en isotermisk proces langsom?
Det er generelt ikke. Enhver termodynamisk proces ville være langsom, hvis processen skal vendes. En reversibel proces er simpelthen en, der gøres uendeligt langsomt, så der er 100% effektivitet i strømmen af energi fra system til omgivelser og omvendt. Med andre ord vil processen teoretisk ske så langsomt, at systemet har tid til at genudligne efter hver forstyrrelse under processen. I virkeligheden sker det aldrig, men vi kan komme tæt på.