ديناميكا حرارية: الفرق بين النسختين

[مراجعة غير مفحوصة][مراجعة غير مفحوصة]
تم حذف المحتوى تمت إضافة المحتوى
ZkBot (نقاش | مساهمات)
ط روبوت: استبدال قوالب: مقال تفصيلي; تغييرات تجميلية
سطر 7:
بدأت دراسات الحركة الحرارية مع اختراع [[آلة بخارية|الآلة البخارية]] وترتب عليها قوانين كثيرة تسري أيضا على جميع أنواع الآلات ، وبصفة خاصة تلك التي تحول الطاقة الحرارية إلى [[عمل (ترموديناميك)|شغل ميكانيكي]] مثل جميع أنواع [[محرك|المحركات]] أو عند تحول [[طاقة حركة|الطاقة الحركية]] إلى [[طاقة كهربائية]] مثلا أو العكس.
 
نفرق في الترموديناميكا بين "نظام مفتوح " و"نظام مغلق " و" نظام معزول". في النظام المفتوح تعبر مواد حدود النظام إلى الوسط المحيط ، بعكس النظام المغلق فلا يحدث تبادل للمادة بين النظام والوسط المحيط. وفي النظام المعزول فلا يحدث بالإضافة إلى ذلك تبادل [[طاقة|للطاقة]] بين النظام المعزول والوسط المحيط ، وطبقا لقانون بقاء الطاقة يبقي مجموع الطاقات الموجودة فيه ([[طاقة حرارية]] ، و[[طاقة كيميائية]] ، و[[طاقة حركة]] ، و[[طاقة مغناطيسية]] ، و،إلخ) تبقي مجموعها ثابتا.
 
[[ملف:Carnot engine (hot body - working body - cold body).jpg|thumb |left| 320px|صورة ملونة للصورة الأصلية من عام 1824 لآلة كارنو تبين غلاية ساخنة ، ووسط شغال (بخار في أسطوانة ذات مكبس) ، ووسط بارد (ماء). والرموز على الاسطوانة تُعلم نقاط توقف مهمة في [[دورة كارنو]].]]
سطر 34:
قام العالم الفيزيائي الفرنسي [[سادي كارنو]] عام 1824 بدراسة كمية الحرارة التي تعمل بها [[آلة بخارية]]. وتبين له أن ال[[بخار]] الساخن يمكن أن يسخن ماء بارد وأن يقوم بإنتاج عمل ميكانيكي في نفس الوقت. واعتقد كارنو أنه خلال تلك العملية لا يحدث فقدا في الطاقة. كما وصف "كارنو" العمليات الجارية في الآلة البخارية بأنها عملية دورية، أي أنها دورة تتكرر مرارا. واستطاع العالم [[كلابيرون]] بعد ذلك بصياغة تلك الدورة في صياغة رياضية وسميت تلك الطريقة [[دورة كارنو]].<ref>''Handbuch der Experimentellen Chemie Sekundarbereich II'', Band 7: ''Chemische Energetik''. Aulis Verlag Deubner, Köln, S. 1</ref>
 
ثم جاء الطبيب الألماني "يوليوس ماير" عام 1841 وقدم الافتراض أن [[الطاقة]] في نظام مغلق تكون ثابتة المقدار. فلا يمكن أن تفنى الطاقة ، وإنما تتحول من صورة إلى أخرى. هذا الافتراض أصبح معروفا [[قانون بقاء الطاقة]]. وقام "ماير " بحسابات في تحويل الحرارة إلى طاقة حركة ميكانيكية. وقام بحساب كمية الطاقة اللازمة لرفع درجة حرارة 1 [[جرام]] من الماء 1 [[درجة مئوية]] ، وكم تبلغ تلك الطاقة عندما تتحول إلى طاقة ميكانيكية. وأتم ماير الحساب واتضح له أن تلك الكمية من الحرارة تكفي لرفع 1 [[جرام]] 367 [[متر]] إلى أعلى (في الحقيقة ترفعه 426 متر). وشكلت تلك الحسابات أساسا [[القانون الأول للديناميكا الحرارية|للقانون الأول للديناميكا الحرارية]] عن الحركة الحرارية (الترموديناميكا). <ref>Hans Joachim Störig: ''Kleine Weltgeschichte der Wissenschaften'' 2, Fischer Taschenbuch, Juni 1982, S. 91</ref> ثم عين [[جيمس جول]] عام 1844 المكافئ الميكانيكي الحراري بدقة كبيرة.
 
وفي عام 1840 قام العالم الكيميائي الألماني السويسري [[هرمان هس|هيرمان هاينريش هس]] مقالة علمية تحت عنوان : "فحوصات حرارية كيميائية" تتعلق بظاهرة حفظ الطاقة في [[جزيء|الجزيئات]] بمشاهداته الحرارة الناتجة من تفاعلات كيميائية.
 
وبينما كان تصور "كارنو" أن كمية الطاقة تبقى كاملة لا تتغير أثناء عمل [[آلة بخارية]]، أخذ "ماير" في الحسبان إمكانية تحول الطاقة من صورة إلى أخرى مثل تحولها إلى طاقة حركة عند تشغيل آلة . ثم جاء العالم الفيزيائي الألماني [[رودولف كلاوسيوس]] عام 1854 وربط بين الفكرتين : فكرة كارنو وفكرة ماير، وبيّن أن الآلة البخارية تعمل عندما تسري حرارة من وسط ساخن إلى وسط بارد داخل الآلة ، وأيد بذلك فكرة كارنو في أن الطاقة لا تفنى وإنما يمكن أن يتحول جزء منها إلى شغل، أي طاقة ميكانيكية (طاقة حركة). أي أن الطاقة الحرارية لا تبقى بأكملها على صورتها الحرارية - كما كان كارنو يعتقد مقدما - وإنما يتحول جزء منها إلى [[عمل (ترموديناميك)|شغل ميكانيكي]] ويتسرب الباقي إلى الجو المحيط مع العادم .
 
واتضح ل "كلاوسيوس" أن الطاقة الحرارية في آلة (ألة بخارية) تتحول جزئيا إلى شغل ميكانيكي ، والباقي يتسرب في الجو. وتحدد [[كفاءة حرارية|الكفاءة]] لآلة النسبة بين الشغل الميكانيكي الناتج إلى كمية الحرارة
المزودة بها الآلة.
 
تلك المعلومة التي توصل إليها كلاوسيوس شكلت صيغة القانون الثاني للديناميكا الحرارية :" لا توجد آلة تعمل دوريا وينقصر عملها فقط في تحويل الحرارة (كلها) إلى شغل ميكانيكي." <ref>Gerd Wedler: ''Lehrbuch der Physikalischen Chemie''. Verlag Weinheim, 1982, S. 59</ref> وكمية الحرارة التي لم تنتج شغلا ميكانيكيا أثناء الدورة فهي تُعطى إلى الوسط المحيط. تلك الكمية من الحرارة (طاقة) الغير مستفاد منها ربطها كلاوسيوس ب[[درجة الحرارة]] وصاغ منها دالة جديدة أسماها [[إنتروبيا]].
 
جميع العمليات التي تسير طبيعيا تحتوي على جزء من الإنتروبيا الغير عكوسية ، وظيفتها تصريف الحرارة الغير مستفاد منها إلى الوسط المحيط.
 
بعد ذلك صاغ [[بولتزمان]] الإنتروبيا بطريقة يسهل تصورها بأنها مقياس لعدم الانتظام (مقياس للهرجلة في نظام).
.<ref>Lorenz: ''Abriß der geschichtlichen Entwickelung der Wärmelehre''. In: ''Zeitschrift für Kälteindustrie'', 1904, Heft 8, S. 144</ref> وأنه في نظام مغلق (منعزل عن الوسط المحيط) ويحدث فيه تغير عكوسي للحالة فإن فرق الإنتروبيا - بين الحالة الابتدائية والحالة النهاية - يكون مساويا للصفر.
 
ثم جاء العالم الكيميائي الفرنسي "مارسلين برتلوت" في عام 1862 وبين أن القوة الدافعة وراء تفاعل كيميائي تكمن في الحرارة التي تنتج من التفاعل.
 
وربط [[هيرمان هلمهولتز]] الألماني [[الطاقة الكهربائية]] [[بطارية|لبطارية]] [[طاقة كيميائية|بالطاقة الكيميائية]] و[[الطاقة الحرارية]] ، وتوصل في رسالته العلمية المسماة: " عن حفظ القوة " إلى [[قانون حفظ الطاقة]]، بدون علمه عن أعمال "ماير".
 
ثم تفرغ "هلمهولتز" خلال السنوات التالية لدراسة التفاعلات الكيميائية ، وأيد أعمال "برتولت " من حيث نشأة حرارة من تفاعلات كيميائية كثيرة ، مع أنه وجد أيضا أن بعضها يبرد أثناء التفاعل. وقام هلمهولتز في رسالته العلمية تحت عنوان :" ترموديناميكية العمليات الكيميائية" <ref>H. von Helmholtz: ''Die Thermodynamik chemischer Vorgänge'', 1882. In: ''Wissenschaftliche Abhandlungen von Hermann Helmholtz'', Band 2. J. A. Barth, Leipzig 1882, S. 958–978</ref> بأن الطاقة تتحول خلال تفاعل كيميائي إلى طاقة حرة وطاقة داخلية ، تبقى مرتبطة بالنظام. <ref>''Handbuch der Experimentellen Chemie Sekundarbereich II'', Band 7: ''Chemische Energetik''. Aulis Verlag Deubner, Köln, S. 11</ref> وربط "هلمهولتز" [[طاقة داخلية|الطاقة الداخلية]] و[[طاقة هلمهولتز الحرة|الطاقة الحرة]] بحاصل ضرب الإنتروبيا و[[درجة الحرارة]].
 
وطبقا لهلمهولتز يكون التفاعل الكيميائي ممكنا فقط عندما تنخفض الطاقة الحرارة. كذلك توصل العالم الفيزيائي الكيميائي الأمريكي [[ويلارد غيبس]] بين الأعوام 1875 - 1878 إلى نفس النتائج التي توصل إليها هلمهولتز.
 
وسميت العلاقة [[معادلة غيبس-هلمهولتز]] تكريما لهذاين العالمين. وبواسطتها يمكن للكيميائي معرفة إمكانية سير تفاعل وتكوين [[جزيء|جزيئات]] جديدة. كما يمكنه معرفة درجة الحرارة و[[تركيز|تركيز المواد]] الداخلة في التفاعل والخارجة منه.
 
بالإضافة إلى الترموديناميكا الكلاسيكية ابتكرت نظرية الحركة الحرارية. وطبقا لهذه النظرية يتكون الغاز من جسيمات - ذرات وجزيئات - تتحرك حرة وعشوائيا وتتصادم ببعضها البعض في فراغ بينها. وعند ارتفاع درجة الحرارة تزداد سرعة حركة الجسيمات وتكثر اصطداماتها وطذلك اصداماتها بجدار الوعاء وتمارس عليه ضغطا.
سطر 65:
من العلماء الذين ساهموا في صياغة تلك النظرية [[رودولف كلاوسيوس]]، و[[جيمس ماكسويل]]، و[[لودفيغ بولتزمان]].<ref>''Handbuch der Experimentellen Chemie Sekundarbereich II'', Band 7: ''Chemische Energetik''. Aulis Verlag Deubner, Köln, S. 9</ref> واستخدم كل من بولتزمان وماكسويل طرق حساب الاحتمالات (الطرق الإحصائية) بغرض تفسير الكميات الترموديناميكية التي نراها ونقيسها معمليا واعتمادها على خصائص الجزيئات.
 
قام الفيزيائي "إليوت ليب" عام 1999 بتقديم منظومة للترموديناميكا محاولا تفسير الإنتروبيا بطريقة جديدة ، ولكن محاولته هذه لا تغير من نتائج الترموديناميكا الكلاسيكية.
 
ونظرا للتاريخ الطويل والمراحل العديدة التي تتطورت فيها الترموديناميكا واتساع تطبيقاتها في وصف " الحركة الحرارية التقنية " ، (مثل وصف عمل [[محرك الاحتراق الداخلي]] أو عمل [[الثلاجة]]) ، و[[ترمودینامیكا كيميائية|الترموديناميكا الكيميائية]] (مثل وصف [[معدل التفاعل|سرعة التفاعلات الكيميائية]]) ،و "الترموديناميكا الإحصائية" (التي تصف مستويات الطاقة الكمومية في الجوامد) نظرا لهذا التاريخ الطويل فكل من تلك الفروع له طريقته في صياغة المعادلات.
سطر 72:
[[ملف:Eight founding schools.png|400px|thumb|left|ثمانية من العلماء ساهموا في الكشف عن الحركة الحرارية (ترموديناميك) ولهم مدارس فيها. من أهم تلك المدارس مدرسة [[برلين]] وعالمها [[رودولف كلاوسيوس]] 1865 ، ومدرسة [[فيينا]] وعالمها في الكيمياء الإحصائية [[لودفيج بولتزمان]] ، ومدرسة جامعة ييل ومؤسسها [[ويلارد غيبس]] 1876 في الترموديناميكا الكيميائية.<ref name="autogenerated1">[http://www.eoht.info/page/Schools+of+thermodynamics Schools of thermodynamics] – EoHT.info.</ref>]]
 
ساهم في تطور هذا العلم [[رودولف كلوسيوس]] و[[لورد كلفن|ويليام طمسون]] و[[هرمان فون هلمهولتز]] ، [[جوزيه غيبس]] ، و[[سادي كارنو]] ، و[[ويليم رانكين]] وغيرهم. وقد تفرع من دراسة الأنظمة الترموديناميكية في عدة فروع ، يستخدم كل فرع منها نموذجا خاصا للمعاملة ، مثل الاعتماد على تحليل نتائج التجارب أو التحليل الرياضي ، أو تطبيق مبادئ خاصة على نظمها المختلفة. من أهم تلك الفروع نذكر :
 
=== ترموديناميكا كلاسيكية ===
 
في الترموديناميكا الكلاسيكية نقوم بوصف حالة نظام (وعلى الأخص في حالة توازنه) وعمليات الأنظمة الحركية الحرارية ("أنظمة ترموديناميكية"). ويقوم الوصف على استخدام الخواص العينية الكبيرة للنظام التي يسهل قياسها كالحرارة و الضغط و الحجم ، وكذلك وصفها بصياغة معادلات مناسبة للنتائج التجريبية. وفي هذا الإطار تقوم الترموديناميكا الكلاسيكية (أي التقليدية) بدراسة تغيرات [[الطاقة]] و[[الشغل]] و[[الحرارة]] وتغير المادة على أساس [[قوانين الديناميكا الحرارية]]. ويعبر التعبير "الكلاسيكية" عن أن الوصف الذي تقوم به لنظام يعتمد على متغيرات معملية يمكن قياسها بالمختبرات ، فكانت هي أول سبل تفهمنا خلال القرن التاسع عشر. ثم تبع ذلك محاولات وصف النظام الصغري (أي دراسة كياناته الصغرى) وتمثل ذلك في تطور " الترموديناميكا الإحصائية ".
 
=== ترموديناميكا إحصائية ===
سطر 83:
 
=== ترموديناميكا كيميائية ===
{{مقال تفصيليمفصلة|ترمودینامیكا كيميائية}}
 
تهتم الترموديناميكا الكيميائية (أو الحركية الحرارية الكيميائية) بدراسة العلاقة بين [[الطاقة]] و[[تفاعل كيميائي|التفاعلات الكيميائية]] والتحول الكيميائي وكذلك بالتغيرات الفيزيائية المتعلقة بحالة نظام ترموديناميكي من وجهة قوانين الترموديناميكا. يعود الفضل الكبير في تطور فهمنا للترموديناميكا الحرارية إلى اكتشافات [[ويلارد غيبس]] 1876.
سطر 92:
 
=== النظام الديناميكي الحراري ===
{{مقال تفصيليمفصلة|نظام حركة حرارية}}
 
[[ملف:system boundary.svg|thumb|left|تعريف النظام والوسط المحيط والحدود بينهما.]]
 
هي جسم أو مجموعة من الأجسام المادية التي تتبادل [[الطاقة]] والمادة فيما بينها ، أو مع الوسط المحيط بها (الأجسام الواقعة خارج حدود النظام الدينامي الحراري ، والمسماة بالوسط المحيط أو الوسط الخارجي).
 
'''مثال:''' الغاز المحصور في أسطوانة والمكبس يشكل [[نظام حركة حرارية|نظاما ديناميكيا حراريا]] ، حيث يمثل [[الهواء|الهواء الجوي]] المحيط بالاسطوانة من الخارج "الوسط المحيط " ، وتشكل جدران الاسطوانة مع سطح المكبس حدود النظام ويشكل الغاز المحصور "الجسم العامل".
سطر 108:
 
=== كمية الحرارة ===
{{مقال تفصيليمفصلة|طاقة حرارية}}
الحرارة هي إحدى صور [[طاقة|الطاقة]] وتنتقل من نقطة لأخرى أو من جسم لآخر نتيجة للاختلاف في درجة حرارة الجسمين، وتقاس كمية الحرارة بوحدة الطاقة وهي [[الجول]].
 
إذا قمنا بتسخين 1 [[كيلوجرام]] من [[الماء]] من درجة حرارة 15 [[درجة مئوية]] إلى 20 درجة مئوية ، يكتسب الماء كمية من الحرارة تساوي :
 
:كمية الحرارة المكتسبة = [[حرارة نوعية|الحرارة النوعية]] للماء. 5 درجات حرارة =
سطر 117:
: = 24050 [[جول]]
 
هذه هي كمية الحرارة التي يكتسبها 1 كيلوجرام ماء عند تسخينه ورفع [[درجة الحرارة|درجة حرارته]] 5 درجات.
وهذا المثال يوضح أيضا الفرق بين [[الحرارة]] التي هي [[طاقة حرارية]] وتقاس [[جول|بالجول]] ، وبين [[درجة الحرارة]] التي قد نقيسها "بدرجة سيلزيوس" أو [[كلفن]].
 
سطر 123:
 
=== درجة الحرارة ===
{{مقال تفصيليمفصلة|درجة حرارة}}
درجة الحرارة هي مقياس الاتزان الحراري ونعني بهذا الحالة التي عندها لا تنتقل الحرارة من نقطة لأخرى وذلك لعدم وجود فارق في درجات الحرارة. وتقاس الحرارة بوحدات [[درجة حرارة مئوية|مئوية]] أو [[فهرنهايت (وحدة قياس)|فهرنهتية]] أو [[درجة الحرارة المطلقة|مطلقة]]. وتقاس درجات الحرارة بأنواع مختلفة من مقاييس الحرارة أهمها مقياس الحرارة السائلي، ومقياس الحرارة الغازي، ومقياس الحرارة البلاتيني، ومقياس الحرارة ذو المزدوجة الحرارية، وأخيراً مقياس الحرارة المسمى بالبيومتر الضوئي.
 
=== الحرارة النوعية ===
{{مقال تفصيليمفصلة|حرارة نوعية}}
هي كمية الحرارة اللازمة لرفع درجة حرارة 1 [[كيلوجرام]] من المادة درجة مئوية واحدة (أو مطلقة) وبذلك تكون وحدتها هي [[جول]] لكل كيلوجرام لكل درجة.
 
وحدة قياسها هي : جول / (كجم. ْم) أو جول / (كجم. كلفن)
(ملحوظة: طبقا للتعريف القديم كانت الحرارة النوعية لمادة هي كمية الحرارة اللازمة لرفع درجة حرارة 1 [[جرام]] من المادة درجة مئوية واحدة. فكانت وحدتها [[سعرة]]/جرام/درجة).
 
والجدول أدناه يبين الحرارة النوعية لبعض المواد :
{| class="wikitable" border="1"
!المادة
سطر 166:
 
=== السعة الحرارية ===
{{مقال تفصيليمفصلة|سعة حرارية}}
هي كمية الحرارة اللازمة لرفع درجة حرارة كمية معينة من مادة ما درجة مئوية واحدة.
 
سطر 187:
 
== قوانين الديناميكا الحرارية الأربعة ==
{{مقال تفصيليمفصلة|قوانين الديناميكا الحرارية}}
=== القانون الصفري للديناميكا الحرارية ===
{{مقال تفصيليمفصلة|القانون الصفري للديناميكا الحرارية}}
إذا كانت حرارة الجسم أ تساوي حرارة الجسم ب وحرارة ب تساوي حرارة ج فإن حرارة أ تساوي حرارة ج.
 
=== القانون الأول للديناميكا الحرارية ===
{{مقال تفصيليمفصلة|القانون الأول للديناميكا الحرارية}}
 
ينص على أن الطاقة في النظام تساوي [[عمل (ترموديناميك)|العمل]] المبذول (المضاف أو المنتزع) يضاف إليها الطاقة الداخلية (المضافة أو المنتزعة).
سطر 212:
 
ويمكن كتابة معادلة التوازن للدورة كالآتي حيث <math> W_{\mathrm{Kr}} </math>
الشغل المكتسب من النظام :
 
: <math> W_{\mathrm{Kr}}= -\oint \delta Q </math>
 
تجمع تلك المعادلة [[تكامل|التكامل الدائري]] لجميع التيارات الحرارية في الدائرة. ويكون هذا المجموع ذو إشارة موجبة إذا دخلت الحرارة من خارج النظام إليه ، وتكون أشارة المجموع سلبة الإشارة إذا خرجت الحرارة من النظام إلى الوسط المحيط. وتكون
<math> W_{\mathrm{Kr}}</math> هي الشغل الذي أداه النظام (محرك مثلا أو كما هو مثالنا هنا في حالة [[توربين غازي]]) خلال دورة واحدة. ونعطي للشغل إشار سالبة عندما نكتسب من النظام شغلا(هذا ما اصطلح عليه العلماء ، أن تكون الحرارة أو الشغل الخارج من النظام ذو إشارة سالبة، ويكون ذو إشارة موجبة إذا أدينا نحن شغلا على النظام أو أمددنا النظام بحرارة من الخارج).
 
تكتب هذه المعادلة أيضا كدالة لمقادير الحرارة :
 
: <math> W_{\mathrm{Kr}}=Q_{\mathrm{zu}}- \left|Q_{\mathrm{ab}}\right| </math>
 
حيث توضح الحرارة المفقودة من النظام والتي اعطاها النظام غلى الوسط المحيط.
 
وبالتالي يمكننا حساب [[كفاءة حرارية|الكفاءة الحرارية]] للآلة :
 
: <math> \eta_{\mathrm{th}} = \frac{{Q_\mathrm{zu}}-\left|Q_{\mathrm{ab}}\right|}{Q_\mathrm{zu}} </math>
سطر 232:
 
=== القانون الثاني للديناميكا الحرارية ===
{{مقال تفصيليمفصلة|القانون الثاني للديناميكا الحرارية}}
يتعلق القانون الثاني [[اعتلاج|بالاعتلاج]] أو الأنتروبية وينص على مبدأ أساسي يقول بأن تغيرًا تلقائيًا في نظام فيزيائي لا بد وأن يترافق بازدياد في مقدار اعتلاج هذا النظام.
 
صاغ العالم الألماني [[رودولف كلاوسيوس]] القانون الثاني أثناء محاضرته امام الجمعية الفلسفية في [[زيوريخ]] في 24 أبريل 1865 قائلا:
 
<blockquote style="font-size:125%">" تميل الانتروبية في الكون إلى نهاية عظمى."</blockquote>
سطر 241:
ويعتبر هذا النص أشهر نص للقانون الثاني. ونظرا للتعريف الواسع الذي يتضمنه هذا القانون، حيث يشمل [[كون|الكون]] كله من دون أي تحديد لحالته، سواء كان كونا مفتوحا أو مغلقا أو معزولا لكي تنطبق عليه صيغة القانون، يتصور كثير من الناس أن الصيغة الجديدة تعني أن القانون الثاني للحرارة ينطبق على كل شيء يمكن تصوره.ولكن هذا ليس صحيحا فالصيغة الجديدة ماهي إلا تبسيط لحقيقة أعقد من ذلك.
 
وبمرور السنين اتخذت الصيغة الرياضية للقانون الثاني للديناميكا الحرارية في حالة [[نظام معزول]] تجري فيه تحولات معينة الشكل التالي :
 
:<math>\frac{dS}{dt} \ge 0</math>
سطر 253:
 
=== القانون الثالث للديناميكا الحرارية ===
{{مقال تفصيليمفصلة|القانون الثالث للديناميكا الحرارية}}
 
'''"من المستحيل تبريد نظام إلى [[صفر مطلق|درجة الصفر المطلق]]"'''.
سطر 260:
 
== الكمونات الدينامية الحرارية ==
{{مقال تفصيليمفصلة|كمون دينامي حراري}}
 
الطاقة الداخلية <math>U(S,V,N)</math> لنظام (وهي دالة [[إنتروبيا|للإنتروبيا]] S و[[الحجم]] V وكمية المادة N) وجميع مشتقاتها بواسطة [[تحويل ليجاندر]] تعتبر كمونات دينامية حرارية للنظام. وتحول معادلات ليجاندر كمون الانتروبيا <math>S</math> بالنسبة إلى تغير درجة الحرارة <math>T</math> ، وكمون الحجم <math>V</math> بالنسبة إلى تغير الضغط ، وتغير كمية المادة <math>N</math> بالنسبة إلى تغير [[كمون كيميائي|الكمون الكيميائي]] <math>\mu</math>.
سطر 266:
تستنبط منها 3 أزواج من المتغيرات '''<math>{(S,T),(V,p),(N,\mu)}</math> ''' وينشأ منها بالتالي ''' <math>2^3=8</math> ''' كمونات ترموديناميكية.
 
أهم تلك الكمونات والشائعة استعمالا هي (كدوال للمتغيرات فيها) :
* [[طاقة داخلية]] <math>U=U(S,V,N)</math>
* [[طاقة هلمهولتز الحرة]] <math>F=F(T,V,N)</math>
سطر 279:
 
== العمليات الدينامية الحرارية ==
{{مقال تفصيليمفصلة|عملية ترموديناميكية}}
 
العملية الترموديناميكية هي تغير [[نظام حركة حرارية|نظام]] من حالة إلى حالة أخرى ، مثل رفع درجة حرارة النظام (غلاية مثلا). وفي حالة تواجد النظام في حالة [[توازن ترموديناميكي]] فيمكن تغير تلك الحالة عن طريق تغيير أحد [[دالة حالة|دوال الحالة]] أو عدة منها، مثل تغيير [[درجة الحرارة]] أو تغيير [[الضغط]] و[[الحجم]] وغيرها.
 
بدأت دراسة "عمليات التحريك الحراري " مع اختراع [[آلة بخارية|الآلة البخارية]]، ثم امتدت بعد ذلك وصاغت قوانينا تنطبق أيضا على جميع [[محرك|المحركات]]. وكذلك تنطبق قوانين الحرارة على [[تحول الطاقة]] من صورة إلى أخرى مثل تحويل [[طاقة الحركة]] إلى [[طاقة كهربائية]] (كما هو في إنتاج الكهرباء من سدود الأنهار) أو تحويل [[طاقة كيميائية]] إلى [[طاقة حركة]] كما هو مسلك [[محرك الاحتراق الداخلي]] مثلا أو تحويل [[طاقة كيميائية]] إلى [[طاقة كهربائية]] مثلما يجري في [[البطارية]] وفي [[خلية وقود|خلية الوقود]].
سطر 287:
=== انواع عمليات الحركة الحرارية ===
 
يتغير حالة نظام حركة حرارية بتغير العديد من المتغيرات مثل [[درجة الحرارة]] , و[[الضغط]] و[[الحجم]] و[[إنتروبيا|الإنتروبيا]] وغيرها. ولدراسة العمليات نسهل على أنفسنا فهمها بجعل أحد تلك المتغيرات ثابتا وملاحظة تغير العوامل الأخرى. من هنا نشأت بعض العمليات التي تهمنا بصفة خاصة نظرا لتطبيقاتها العملية ، وخصوصا في دراسة عمل [[محرك|المحركات]] و[[تحويل الطاقة]] إلى صور مختلفة.
 
وتنقسم العمليات الترموديناميكية إلى عدة أنواع :
سطر 298:
 
== الخصائص الحرارية ==
{{مقال تفصيليمفصلة|قائمة الخواص الترموديناميكية}}
 
من أهم الخصائص الحرارية للمواد:
سطر 315:
 
=== المعادلة الحرارية ===
من أهم القوانين التي تصف العلاقة بين [[الضغط]] P و[[درجة الحرارة]] T و[[الحجم]] V و[[عدد المولات]] n في [[غاز مثالي]]:
 
:''' PV =n.R.T '''
سطر 330:
== حساب الطاقة في الترموديناميكا ==
 
تعيين توازن الطاقة من المبادئ الرئيسية في الثرموديناميكا
 
يحتاج تغير [[طور المادة]] - مادة صلبة إلى [[حالة سائلة]] إلى [[حالة غازية]] - وكذلك عمليات الخلط (مثل خلط الملح مع الماء ، أو خلط مواد مختلفة) يحتاج إلى "طاقة تحول " مثل [[حرارة انصهار]] ، و[[حرارة تبخر]] ، و[[انثالبي التسامي]] ، أو ما يسمى "إنثالبي التحول" ، وبالتالي فإن تلك الطاقة تتحرر خلال سير العملية في الاتجاه العكسي.
 
وفي حالة تغير كيميائي للمادة يمكن أن تصدر عنها "حرارة تفاعل " أو ما يسمى [[انثالبي قياسي للتكوين|إنثالبي التفاعل]] ، أو بالعكس يمكن أن يحتاج التفاعل الكيميائي لحرارة من الخارج لكي يسير ويتم.
سطر 350:
: الحجم V
 
ويعطى [[طاقة غيبس الحرة|الإنثالبي الحر]] G بالمعادلة ، وهي معروفة [[طاقة غيبس الحرة|بطاقة جيبس الحرة]]:
 
:<math>\mathrm {\ G = H - T \cdot S}</math>
سطر 359:
: S [[إنتروبيا|الإنتروبيا]]
 
وبإجراء [[تفاضل كامل|التفاضل الكامل]] لمعادلة الإمثالبي الحر ، ثم إجراء التكامل على المعادلة يمكن معرفة عما إذا كان التفاعل الكيميائي ممكنا (ذاتيا) أم غير ممكنا :
 
:<math>\mathrm {\ \Delta G = \Delta H - T \cdot \Delta S}</math>
 
فإذا كان "فرق الإنثالبيات الحرة " G<math>\Delta </math> لنواتج التفاعل مطروحا منها الإنثالبيات الحرة للمواد الداخلة في التفاعل ذات إشارة سالبة ، يكون التفاعل أو تحول الطور ممكنا.وعندما يكون فرق الإمثالبي الحر للتفاعل أو لتحول الطور سالبا الإشارة ، ينتج عن ذلك سير التفاعل - طالما لا يوجد ما يعطله - حتى نقطة معينة تصبح عندها
<math>\Delta G = 0</math>.
 
ويعتبر
[[قانون فاعلية الكتلة]] حالة خاصة لمثل هذا التوازن ، فإذا كان الفرق في الإنثالبيات الحرة ذو إشارة موجبة ، فمعنى ذلك أن التفاعل أو تحول الطور غير ممكن.
 
في عام 1869 كان مارسلين بيرثولد يعتقد أن التفاعلات الكيميائية التي [[تفاعل ناشر للحرارة|تنشر حرارة]] هي وحدها الممكنة. وشمل اعتقاده هذا أي تحول أو أي تفاعل كيميائي أنه ممكنا سواء نشر حرارة أم لم تصدر منه حرارة. وكان ذلك بأخذه في الاعتبار شق المعادلة المعبر عن تغير [[إنتروبيا|الإنتروبيا]] (T*<math>\Delta </math>S).
سطر 378:
 
== أنواع تغير الحالة ==
{{مقال تفصيليمفصلة|دورة حركة حرارية}}
 
[[ملف:Stirling Cycle.png|thumb|left|200px|شكل الضغط والحجم للدورة الترموديناميكية]]
سطر 390:
== متغيرات مترافقة ==
 
الفكرة الأساسية في الترموديناميكا هي [[الطاقة]]. يقول [[القانون الأول للديناميكا الحرارية]] أن الطاقة الكلية في نظام والوسط المحيط بالنظام تكون ثابتة لا تتغير. فيمكن للطاقة الانتقال إلى النظام عن طريق التسخين أو زيادة الضغط ، أو زيادة كمية المادة فيه ، كذلك يمكن استخراج طاقة من النظام [[تبريد|بالتبريد]] أو [[معامل التمدد الحراري|بالتمدد]] في حجم النظام أو استخراج جزء من مادته.
 
وفي [[ميكانيكا|الميكانيكا]] نحسب التغير في طاقة جسم كحاصل ضرب القوة المؤثرة (ق) على الجسم في المسافة (س) التي انزاحها الجسم.
 
والمتغيرات المترافقة في الترموديناميكا هي أزواج من المتغيرات ينتمي أحدهما إلى [[قوة]] تؤثر على نظام (ترموديناميكي) ، والمتغير المرافق يكون بمثابة "الإزاحة" الناتجة ، و[[جداء]] الإثنين يعطينا كمية الطاقة التي انتقلت إلى الجسم.
 
من المتغيرات المترافقة التي تهمنا في الأنظمة الترموديناميكية الثلاثة حالات الاتية:
سطر 432:
* [[ترمودینامیكا كيميائية]]
* [[معادلة فانت هوف]]
* [[الحالة الثرموديناميكية]]
{{col-break}}
{{col-end}}
سطر 442:
<!-- interwiki -->
{{شريط بوابات|فيزياء|كيمياء}}
{{ضبط استنادي}}
 
[[تصنيف:ديناميكا حرارية|*]]
السطر 449 ⟵ 450:
[[تصنيف:مفاهيم فيزيائية]]
[[تصنيف:هندسة كيميائية]]
{{ضبط استنادي}}