PDP = int_ (P_1) ^ (P_2) V - T ((delV) / (delT)) _PdP #
Nå bestemmer hvilken gasslov å bruke, eller hva
Vel, fra total differensial ved konstant temperatur,
#dH = avbryt ((delH) / (delT)) _ PdT) ^ (0) + ((delH) / (delP)) _ TdP # ,
så ved definisjon av integraler og derivater,
#DeltaH = int_ (P_1) ^ (P_2) ((delH) / (delP)) _ TdP # # "" bb ((1)) #
De naturlige variablene er
#dG = -SdT + VdP # # "" bb ((2)) #
Dette er også relatert, åpenbart, av den velkjente isotermiske Gibbs-relasjonen
#dG = dH - TdS # # "" bb ((3)) #
Skille
T = ((delH) / (delP)) _ T - T ((delS) / (delP)) _ T #
Fra
# ((delG) / (delP)) _ T = V #
og også fra
# ((delS) / (delP)) _ T = - ((delV) / (delT)) _ P #
siden Gibbs frie energi er en statlig funksjon og dets kryssderivater må være like. Dermed fra
#V = ((delH) / (delP)) _T + T ((delV) / (delT)) _P #
eller vi går derfor tilbake til
(PI) (DelH) / (delP)) _TdP = int_ (P_1) ^ (P_2) V - T ((delV) / (delT))) _PdP "") | #
Og det som gjenstår er å skille mellom siste termen for gasser, væsker og faste stoffer …
GASS
Bruk hvilken gasslov du vil finne den. Hvis uansett grunn din gass er ideell, da
# ((delV) / (delT)) _ P = (nR) / P #
og det betyr bare
# ((delH) / (delP)) _ T = V - (nRT) / P #
# = V - V = 0 # som sier det Ideelle gasser har endringer i entalpi som en funksjon av kun temperatur. Man ville få
#color (blå) (DeltaH = int_ (P_1) ^ (P_2) 0 dP = 0) # .Ikke veldig interessant.
Selvfølgelig, hvis din gass er ikke ideell, dette er ikke nødvendigvis sant.
Væsker og faste stoffer
Disse dataene er tabulert som koeffisienter med volumetrisk termisk ekspansjon
#alpha = 1 / V ((delV) / (delT)) _ P # ved forskjellige temperaturer for ulike kondenserte faser. Noen eksempler på
# 20 ^ @ "C" # :
#alpha_ (H_2O) = 2,07 xx10 ^ (- 4) "K" ^ (- 1) # #alpha_ (Au) = 4,2 xx10 ^ (- 5) "K" ^ (- 1) # (fordi det er virkelig nyttig, ikke sant?)#alpha_ (EtOH) = 7,50 xx10 ^ (- 4) "K" ^ (- 1) # #alpha_ (Pb) = 8,7 xx10 ^ (- 5) "K" ^ (- 1) #
I så fall,
# ((delH) / (delP)) _ T = V - TValpha #
# = V (1 - Talpha) #
Og dermed,
#color (blå) (DeltaH = int_ (P_1) ^ (P_2) V (1 - Talpha) dP ~ ~ V (1 - Talpha) DeltaP) #
siden væsker og faste stoffer er svært inkompressible og krever stor trykkendring.
Hva er en isotermisk prosess med et eksempel?
En isotermisk prosess er en som Delta "T" = 0, der Delta "T" er temperaturendringen av systemet. Vurder en faseendring under konstant temperatur, som indusert av en trykkendring. Ved å konsultere et fasediagram vil du vise at flere faser, eller til og med allotrop, av en art kan eksistere ved en gitt temperatur "T". La oss ta fasediagrammet av karbon, med hovedallotropene av grafitt og diamant, som et eksempel. Dette fasediagrammet viser et trippelpunkt - forhold som fører til at en prøve viser tre av dets tilstander - ved et trykk på 10,8 ± 0,2 "MPa" og en t
Hva er forskjellen mellom adiabatisk prosess og isotermisk prosess?
Se nedenfor og se denne lenken for mer informasjon. Vel, bildet sier alt. Gå til sidenkoblingen jeg har gitt meg til å vite mer. Definisjoner: i) Isotermisk prosess: - Isotermisk prosess er en forandring av et system, hvor endringen i tempeature er null, dvs. DeltaT = 0. Og, selvfølgelig, er dette en ideell prosess. ii) Adiabatisk prosess: - En adiabatisk prosess er forandringen i systemet som oppstår uten overføring av varme eller en sak mellom et termodynamisk system eller dets omgivelser; det vil si Q = 0. Håper dette hjelper.
Hvorfor er en isotermisk prosess sakte?
Det er vanligvis ikke. Enhver termodynamisk prosess vil være sakte dersom prosessen skal være reversibel. En reversibel prosess er ganske enkelt en som gjøres uendelig sakte, slik at det er 100% effektivitet i strømmen av energi fra system til omgivelse og omvendt. Prosessen vil med andre ord teoretisk sett bli gjort så sakte at systemet har tid til å balansere etter hver forstyrrelse under prosessen. I virkeligheten skjer det aldri, men vi kan komme nærmere.