A relação entre a equação fundamental da Termodinâmica e da equação do balanço de energia no contexto dos Sistemas fechados e abertos

A relação entre a equação fundamental da Termodinâmica e da equação do balanço de energia no contexto dos Sistemas fechados e abertos

RESUMO: Neste trabalho, elaboramos sobre a ligação entre a equação fundamental da termodinâmica, que é essencialmente a combinação das Primeira e Segunda Leis da Termodinâmica, e da equação do balanço de energia no contexto dos sistemas fechados e abertos. Destacamos algumas interpretações equivocadas na tentativa de obter a equação fundamental de estes primeiros e segunda leis da termodinâmica, que ocorrem em vários livros didáticos. Esses erros estão ligados a interpretações incorretas de calor e condições de trabalho em relação a alterações da variação da energia interna e entropia do sistema. As conseqüências da transferência de matéria para a formulação da Primeira e Segunda Leis muitas vezes não são devidamente tidos em conta, e não há um interpretação ampla do que é chamado de 'trabalho químico. Neste artigo, apresentamos uma derivação correta da fundamental equação das leis básicas da termodinâmica, através de uma análise cuidadosa de transferência assunto para um sistema aberto. Isto proporciona insights sobre o significado de "trabalho químico”.

PALAVRAS-CHAVE: Educação Continuada, do segundo ano de graduação, Engenharia Química, Físico-Química, Equívocos / Eventos discrepantes, fases / Transições de Fase / diagramas, Química Teórica, Termodinâmica.

O objetivo deste trabalho é abordar alguns erros nas tentativas para derivar a equação fundamental para o energia das leis básicas da termodinâmica (EQS 1 e 2), que ocorrem em vários livros sobre termodinâmica para químicos e físicos, e para fornecer informações sobre o significado de "trabalho químico”. Estes erros são conectados com interpretações incorretas de calor e condições de trabalho em relação as mudanças de energia e de entropia interna do sistema, em particular Quando as expressões para a Primeira e Segunda Leis da Termodinâmica que se aplicam a sistemas fechados são utilizados para sistemas abertos. Má interpretação do que é chamado de "químico trabalho" e a negação da contribuição de troca assunto para a variação de entropia de um sistema aberto são responsáveis ​​por isso. Esperamos que esta contribuição vai ajudar os professores e palestrantes para lidar com estas questões de forma transparente, e para evitar certas interpretações que podem ainda ser encontrados em várias de outra forma excelentes livros didáticos.

Tradicionalmente, as introduções aos termodinâmica para químicos e os físicos se concentrar em sistemas fechados, sistemas que não matéria de intercâmbio com o seu ambiente. Estes cursos começam a introduzir os conceitos básicos de termodinâmica no contexto de sistemas fechados. Assim, a primeira lei é apresentada como:

dUc = dq + dw                (1)

        Aqui, Uc é a inergia interna do sistema. Como a distinção entre sistemas abertos e fechados é central neste papel, escrevemos o índice C para enfatizar que este é um sistema fechado. Além disso, dq é o calor transferido para o sistema, e MJS a quantidade de trabalho realizado sobre o sistema mediante alguma pequena alteração infinitesimal. No presente trabalho, vamos lidar apenas com o trabalho de volume:

dW = -pdV, onde p é a pressão e V é o volume do sistema. Obviamente, outros termos de trabalho podem ser incluídas em DJW quando relevante, por exemplo, para o trabalho interfacial ou obra de polarização.

        É uma das mensagens centrais deste papel que a mera inclusão do chamado "trabalho químico” em djw para dar conta da transferência de matéria em ou a partir de um sistema aberto não faz levar corretamente em conta a variação de energia associada troca de matéria entre um sistema e seus arredores. Trabalho químico representa apenas parte da mudança total de energia e ignora as contribuições para a energia total relacionado a entropia e chamado de fluxo de trabalho.

Nós restringir a discussão para processos reversíveis, porque é suficiente para os pontos que deseja fazer. Para alterações reversíveis sistemas fechados, a segunda lei lê:

dSc = dq/T                                  (2)

Onde S é a entropia e T a temperatura. Combinação da primeira e segunda lei dada nas equações 1 e 2, substituindo TdSc para troca de calor reversível dq e –pdV para dW, a expressão total diferencial de Uc (muitas vezes chamado a equação fundamental para a energia interna):

dUc = TdSc – pdV                        (3)

Isso é problemático, mas ela se aplica a sistemas fechados somente, que é, sistemas que não trocam matéria com seu meio ambiente. Troca de matéria e do potencial químico são geralmente introduzido e discutido em qualquer fase posterior de um curso de termodinâmica. Normalmente, pouca ou nenhuma atenção é dedicada ao as implicações da troca de assunto para a formulação da Primeira e Segunda Leis. Tememos que muitos alunos com esta pode instalar a ideia de que as equações 1 e 2 aplica tão bem para abrir sistemas. Como veremos, este mal-entendido tem ainda transpareceu em alguns livros didáticos. Além disso, é o mais frequentemente meramente postulado que μdn termos têm que ser adicionados ao total diferenciais de um potencial termodinâmico, como o de energia. Deste modo, a equação fundamental para a energia de aberto sistemas, também indicado na equação de Gibbs, postula-se correctamente como :

dU = TdS − pdV + Σ μi dn i                        (4)

          i

Aqui, i significa uma substância particular, e μi e n i denotar potencial químico e quantidade (número de moles) de que substância, respectivamente. A maioria dos textos (por exemplo, 3-7) não explicitamente elaborar sobre a ligação entre a equação fundamental e a Primeira e Segunda Lei. Em vez disso, o adicional μi dn i  as condições são feitas aceitável por argumentos heurísticos, por exemplo, mencionar a analogia com a rota que leva a eq 3 e por enfatizando a analogia entre os termos μi dn i e as condições de trabalho tal como –pdV, sendo ambos da forma "intensiva d extensa". Alguns outros cursos e livros didáticos fornecer um pouco mais de fundo e de primeiro reconhecer que U é não só uma função S e V, mas também de quantidades de substâncias: U = U(S,V,{ni}), A partir disto, segue-se imediatamente que: