В правой части – строго фиксированная температура. А потому передаваемое здесь тепло не изменяет среднюю кинетическую энергию частиц в системе

Но что же тогда меняется?

Поскольку тепло – это та часть кинетической энергии частиц системы, Которая связана исключительно с хаотическим движением, можно сказать,

что понятие тепла выявляет особую качественную характеристику системы –

её хаотичность. А энтропия – количественная мера хаотичности системы.

Осознание понятия термодинамической энтропии, количественно характеризующей хаос, утвердила и сам хаос как одно из объективных

качеств окружающего нас физического мира, равнозначное таким его

характеристикам, как энергия, масса, объем, давление.

К таким же выводам приводит и другой подход к определению энтропии, который развил Л.Больцман, исходя из вероятностного подхода к описанию термодинамических систем.

Больцман связал хаотичность с непредсказуемостью – чем более хаотична система, тем более трудно предсказать ее конкретную структуру при заданном термодинамическом состоянии, т.е. при заданных параметрах.

Например, для газов, указать конкретные координаты и импульсы всех

молекул в заданном объеме при определенных P,V,T. Он ввел и меру сложности предсказания – термодинамическую вероятность W. Термодинамическая вероятность W–это число возможных микросостояний системы, которые обеспечивают параметры данного макросостояния.

Больцман показал, что такая, вероятностная, трактовка хаотичности связана с энтропией по Клаузиусу соотношением: S=k*lnW где k– постоянная Больцмана (1,38*10^(-23)Дж/К), а W–термодинамическая вероятность данного состояния.

Вот пример связи S и W. Рассмотрим такой вопрос: сколькими способами (взаимным расположением в пространстве и заданием энергетического состояния) можно реализовать систему, содержащую 1 моль газообразного водорода при давлении 1,013*10^(5)Па и температуре 298 К?

Энтропия моля водорода при этих (стандартных) условиях равна

H

S=130,59Дж/(моль К).

Расчет по формуле Больцмана дает:

W≅exp(10000000000000000000000000) Вот таково число вариантов размещения в 22,4 литра пространства 6,02*10^(23)штук молекул водорода при стандартных условиях.

Расчет изменения энтропии в конкретных процессах является хорошо

разработанным разделом термодинамики.

После введения понятия энтропии оказалось, что в термодинамических

системах помимо Первого, существует и действует Второй закон (Второе Начало) термодинамики. Он имеет много формулировок, первую из которых дал Клаузиус в 1850 году, однако для нас будет важна такая:

В изолированных системах самопроизвольно протекают только процессы, не сопровождающиеся уменьшением энтропии.

Математически это записывается так:

dSad≥0 (Здесь индекс ad означает адиабатический процесс). Равенство нулю возможно при обратимом проведении циклических процессов.

Следует подчеркнуть, что действие Второго Начала термодинамики строго ограничено ТОЛЬКО изолированными системами. А вот понятие энтропии,

которое породило этот закон, применимо ко всем видам термодинамических систем и играет важную роль в понимании хода всех термодинамических процессов.

И вне рамок адиабатических процессов энтропия, по физическому смыслу представляющая хаос, если в системе ей не противостоит какая-то противодействующая причина, стремится к возрастанию

 

Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:

Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т. д.)

Понятие энергии Гиббса широко используется в термодинамике и химии.

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста её энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж)

Классическим определением энергии Гиббса является выражение

где — внутренняя энергия, — давление, — объём, — абсолютная температура, — энтропия.

Дифференциал энергии Гиббса для системы с постоянным числом частиц, выраженный в собственных переменных — через давление p и температуру T:

Для системы с переменным числом частиц этот дифференциал записывается так:

Здесь — химический потенциал, который можно определить как энергию, которую необходимо затратить, чтобы добавить в систему ещё одну частицу.