C2.0热力学基础汇编.ppt

2.4 热力学第二定律 Z 重物-储热器系统 过程Ⅰ:重物做功W,产生热量q传至温度T2的储热器 过程Ⅱ:热量q从温度T2的储热器传至低温T1 的储热器 过程Ⅲ:重物做功W，产生热量q传至低温T1 的储热器 过程Ⅲ=过程Ⅱ+过程Ⅰ ΔS越大，不可逆程度越高。可逆过程ΔS为0 定义 称ΔS为熵的增量(熵变) 热温商 熵的增量等于热温商 不可逆程度 越来越大 用熵的增量表征不可逆程度 不可逆过程 水蒸气膨胀对外做功， 水蒸气欠饱和，液态水自发蒸发 平衡破环，活塞上移 液态水自发蒸发吸热，液态水温降低 有热量Q自发地从热源传至气缸。 直到某刻，环境压力恢复至原先压力，则系统再次达到平衡，过程结束。 可逆过程： 水蒸气无限缓慢膨胀对外做功 水蒸气欠饱和度无限小， 液态水无限缓慢蒸发 平衡破环，活塞无限缓慢上移 有热量Qrev缓慢地从热源传至气缸。 直到某刻，环境压力恢复至原先压力，则系统再次达到平衡，过程结束。 不可逆过程与可逆过程的始态和终态一样，内能变化相同 不可逆过程中有一部分能量退化为热能（留在系统）， 不能用来做有效功--这是不可逆过程的必然结果 不可逆的本质即退化(Degradation） 可逆过程： 不可逆过程： 可逆过程对外做最大膨胀功 可逆过程 封闭系统和环境组合而成的孤立系统若发生可逆过程， 则孤立系统熵的增量ΔS孤立等于0。 由定义 可逆过程 系统和热源传递的热为可逆热 等价 不可逆过程 封闭系统和环境组合而成的孤立系统进行的是不可逆过程， 所以整个系统熵的增量ΔS孤立大于0。 由定义 不可逆过程 热源传至系统的热 由于过程不可逆，一部分 能量退化产生的热。 系统中的热能有两部分组成。 等价 2.4 热力学第二定律 可逆过程 不可逆过程 封闭系统的熵是系统的状态函数 ※封闭系统熵的增量与过程是否可逆无关 ※封闭系统熵的增量的定义式：dS封闭 = ?Qrev/T， 计算封闭系统不可逆过程的熵的增量时， 须用封闭系统始态和终态相同的可逆过程的热温商?Qrev/T 熵 S：克劳修斯取名为entropy—“转变含量”，德文是entropie，源于希腊文? ? o ? ? —“转变”的意思，加字头en使其与能量energy类似。 中文“熵”的来历：源于熵的宏观定义—热温商 2.4 热力学第二定律 熵作为过程进行方向的判据 1 2 可逆过程 不可逆过程 2.4 热力学第二定律 热力学第二定律指出不受外力作用时，自然界发生的是自发过程。 自发过程是不可逆过程。不可逆过程的ΔS孤立 0。 因此实际过程的方向就是指向ΔS孤立 0。即S孤立不断增加的方向 3 ΔS孤立还可以衡量过程的不可逆程度。ΔS孤立愈大，过程越不可逆，退化程度越大； ΔS孤立愈接近于零，则过程愈接近于可逆过程。 孤立系统的可逆过程就是熵值保持不变的过程。 2.4 热力学第二定律 熵作为过程的限度（达到平衡）的判据 孤立系统中任何自发进行的不可逆过程，熵在过程进行 中总是增加，直至最大，达到平衡态。 实际过程达到的平衡态就是熵值最大的某个状态点。 熵增原理：一个孤立系统的熵永不减少 第二章 热力学基础 热力学基本概念和基本定律是化工热力学的基础 热力学基本定律是经典热力学的核心和精髓 2.1 热力学基本概念 2.2 热力学第零定律（热平衡和温度） 2.3 热力学第一定律（能量转化） 2.4 热力学第二定律（过程方向） 2.5 热力学第三定律（熵值计算） 2.1.1 系统(System)和环境(Surroudings) 2.1.2 系统的状态(State)和状态函数(State Function) 2.1.3 热力学平衡态 2.1.4 系统的过程与途径 2.1 热力学基本概念(Basic Concepts) 系统(System)： 大量分子、原子、离子等物质微粒组成的宏观集合体 人为地将所研究的一定范围的物体或空间与其余部分 分开，作为我们研究的对象。 环境(Surroudnings)：系统以外的周围部分 2.1.1 系统与环境 根据系统与环境之间的物质和能量交换 开放系统、封闭系统、孤立(隔离)系统 怎么认识系统 描述系统状态的具体的热力学变量 如：U、H、G、 T、P、V ??? 这些热力学变量即状态函数 2.1.2 状态与状态函数 状态：系统所具有的宏观性质的总和 状态 系统的“面貌” 系统的宏观外在表现 观察 抽象 概念化 内能U (Internal energy)：它是系统内部能量的总和，包括：分子运动的平动能、分子内的转动能、振动能、电子能、核能以及各种粒子之间的相互作用位能等。 内能是状态函数