7 Thermodynamik • • • Wärme: ungeordnete Molekülbewegung Wärmeenergie: kinetische Energie dieser Bewegung Temperatur: lineares Maß für den Mittelwert der Energie 7.1 Kinetische Energie des idealen Gases 1 ρGas ≈ ρ Festk . / Flüss . W kin >> W pot 1000 7.1.1 Druck, Dichte und barometrische Höhenformel p= F⊥ A [p]: = N/m2 = Pa (Pascal) (760 Torr = 1 atm = 1013,25 hPa1 mbar = 1 hPa) Definitionen: • Vakuum: p • Grobvakuum: 1 mbar • Feinvakuum: 10-3 mbar • Hochvakuum: 10-7 mbar • Ultrahochvakuum: • Bestes, je erreichtes ird. Vakuum: • Normaldruck: Druckmessung: • Höhe einer Flüssigkeitssäule < p0 <p <p <p p p pn ≈ 1 bar (Atmosphärendruck) < 103 mbar < 1 mbar < 10-3 mbar < 10-7 mbar ≈ 10-17 mbar = 101325 Pa ρ ⋅ g ⋅ h = ( p − p0 ) • Membranmanometer Arbeitsbereich: mechanisch: 1000 – 0,1 mbar Kapazitätsmessung: ≥ 10-6 mbar • Wärmeleitmanometer Arbeitsbereich: ≈ 1 – 10-3 mbar Messung des Widerstandes R = f (T ( p )) • Ionisationsmanometer Arbeitsbereich: ≈ 10-3 – 10-12 mbar • Viskositätsmanometer Arbeitsbereich: ≈ 10-1 – 10-7 mbar Dichte: Boyle – Mariotte’sches Gesetz: Kompressibilität: Dichte: Barometrische Höhenformel: barometrische Höhenformel p ⋅ V = const. 1 κ= p ρ∝p dp = − ρ ⋅ g ⋅ dh p = p0 ⋅ e 31 − ρ 0 ⋅ g ⋅h p0 ; T = const. Flüssigk.: ρ ≈ const . Gas: p ⋅ V = p 0 ⋅ V0 ; T= const. 7.1.2 Temperatur Volumen- und Druckänderung eines idealen Gases: V (T ) = V0 ⋅ (1 + γ V ⋅ T ) ; p = p0 ⋅ (1 + γ p ⋅ T ) ; V ∝T p∝T γ p =γV = γ = Temperaturskalen: Fixpunkte: Umrechnung: bei konstantem Druck bei konstantem Volumen 1 273.15 0 C Gay – Lussac - Gesetz TC: Celsius – Skala TF: Fahrenheit – Skala TK: Kelvin – Skala (absolute Temperaturskala) Tripelpunkt des Wassers: TK = 273.16 K oder TC = 0.010 C absoluter Nullpunkt: TK = 0 K TK = TC + 273.15 Normaltemperatur: Tn = 273.15 K Normalbedingungen: Tn = 273.15 K ; pn = 101325 Pa Absoluter Nullpunkt: Extrapolation der (T-V) – Beziehung zu V = 0 Thermometer: Als Thermometer eignet sich jede Größe, die sich mit der Temperatur ändert: • Länge, Volumen • elektrischer Widerstand • Kontaktspannung • Strahlungsleistung Längenausdehnung fester Körper: l (T ) = l0 (1 + α T ); α : lin. Ausdehnungsk. Volumen fester und flüssiger Körper: V (T ) = V0 (1 + γ T ) ; γ = 3α 7.1.3 Mikroskopische Interpretation des Druckes ideales Gas: • statistische Geschwindigkeitsverteilung • vollelastische Stöße: Energie- und Impulssatz • keinerlei sonstige Wechselwirkung • Eigenvolumen vernachlässigbar klein Thermische Zustandsgleichung: aus mit: p ⋅V = 2 1 N ( m v 2 ) folgt: 3 2 p ⋅V = N ⋅ k ⋅ T 1 3 m v 2 = kT 2 2 k : Boltzmann – Konstante k = 1,38 x 10-23 J / K Definition absolute Temperatur Avogadro’sche Zahl: N A = 6 ⋅ 10 23 Teilchen Stoffmenge von NA Teilchen = 1 Mol Andere Schreibw. Zustandsgln. Gaskonstante: p ⋅ V = nRT R = NA k = 8,31 J K-1 mol-1 32 Folgerungen und Anmerkungen: • Gesetz von Boyle – Mariotte: • • • Gesetz von Gay – Lussac: Gesetz von Charles: Zustandsdiagramm: 1 V p∝T V ∝T isotherm: isobar: isochor: p∝ (T = const.) (V = const.) (p = const.) konstante Temperatur konstanter Druck konstantes Volumen • Interpretation der Temperatur: Temperatur : anderes Maß für die mittlere kinetische Energie der Moleküle v 2 = vth = • Freiheitsgrade: f Kalorische Zustandsgleichung: 3kT m H = 1.67 × 10 − 27 Kg m Translation: maximal 3 Rotation: maximal 3 Schwingung: maximal 3 f Wges = n ⋅ R ⋅ T 2 7.1.4 Die Boltzmann und Maxwell – Verteilung: Kann ein System eine Reihe von Zuständen der Energien W1 , W2 , ... einnehmen, dann ist die Wahrscheinlichkeit Pi daß es sich im Zustand i befindet: Boltzmann – Verteilung W Pi = g i exp − i î kT gi = statistisches Gewicht Die Geschwindigkeitsverteilung im idealen Gas: 3 Maxwell – Verteilung − 1 2 mv 2 m 2 2 f (v) ⋅ dv = ⋅ 4πv ⋅ exp ⋅ dv kT 2πkT î Stoßquerschnitt, mittlere freie Weglänge: • Stoßquerschnitt σ für zwei Kugeln mit Radien r1 , r2: • mittlere freie Weglänge l: • mittlere freie Stoßzeit τ: • Absorptionskoeffizient α: 33 σ = π (r1 + r2 ) 2 l = 1 (n ⋅ σ ) τ = 1 v = 1 (n ⋅ σ ⋅ v ) α =σ ⋅n =1 l 7.1.5 Transportphänomen in Gasen • • • Diffusion: Diffusion: Viskosität: Wärmeleitung: Massen Impuls Energie - Transport Nettotransport von Teilchen einer Sorte aus einem Raumgebiet höherer Konzentration in ein Raumgebiet niedrigerer Konzentration. Teilchenstromdichte: jn = n ⋅ v 1. Fick‘sches Gesetz: jn = − D ⋅ grad n 2. Fick‘sches Gesetz: n = D⋅ ∆n Diffusionskonstante: 1 D = lv 3 Brown’sche Bewegung: x 2 = 3Dt = n = Teilchendichte mit n = − div j 1 dn j = − lv 3 dx KT t 2π η r vt (Zahl der Stöße) l l = freie Weglänge K= Wärmeleitung: Transport von kinetischer Energie Stromdichte : Viskosität: j = − λ grad T Wärmeleitfähigkeit: λ= 1 f nk v l 12 die innere Reibung Stromdichte: jp = η dv dx Viskositätskoeffizient: η = Zusammenfassung: Alle drei Transportvorgänge lassen sich im Rahmen der kinetischen Gastheorie auf den Austausch von Energie und Impuls zurückführen 34 1 nmv A 3 7.2 Wärme und Wärmetransport 7.2.1 Spezifische, molare Wärmekapazität Führt man einem Körper eine definierte Energie zu, so steigt seine Temperatur um ∆T. ∆W = ∆Q = C ∆T Spezifische Wärmekapazität: ∆Q m ∆T 1 cm = f ⋅ R 2 c= Molare Wärmekapazität C: Wärmekapazität Q: Wärmemenge m: Gesamtmasse 3 R 2 konstantes Volumen: cV = konstanter Druck: c P = cV + R 7.2.2 Wärmeäquivalent, Umwandlung äquivalenter Energie in Wärme Das Wärmeäquivalent: Wasser (1l, 1bar): cV = 0.22 cal / 0C cP = 0.31 cal / 0C 1 Kalorie ist diejenige Wärmemenge, die notwendig ist, um 1 g Wasser von 14.50C auf 15.50C zu erhöhen. 1 cal = 4.186 J (Joule) Äquivalenz: mechanische Energie - Wärme 7.2.3 Wärmeleitung Wärme strömt immer nur längs einen Temperaturgefälles; um so stärker, je steiler das Gefälle. Mechanismen: Strömung (Konvektion) Leitung Strahlung Wärmeströmung, Konvektion: Ursache: lokale Temperatur- bzw. Dichteunterschiede; Auftrieb des wärmeren bzw. weniger dichten Bereichs. Folge: komplizierte, stationäre oder nichtstationäre Strömungsmuster; linear oder turbulent. Wärmeleitung: dQ =φ dt φ = Wärmestrom dT dx λ (T ) = a (T ) ⋅ σ λ = Wärmeleitfähigkeit ; A: Fläche φ = A⋅ λ Wiedemann-Franz, 35 σ: elektrische Leitfähigkeit φ= Wärmestrom dQ = j ⋅ dA dt ∫ Wärmestromdichte j = − λ ⋅ grad T Wärmeleitungsgleichung T = T= Wärmequellen: λ = Wärmeleitfähigkeit λ ⋅ ∆T c⋅ρ ( λ : Temperatur - Leitwert c⋅ρ ) 1 1 − div j + η = ( λ ⋅ ∆T + η ) c⋅ρ c⋅ρ η :Wärmequelldichte Wärmestrahlung: Stefan - Boltzmann dW = σ ⋅ A⋅T4 dt Strahlungsleistung dQ = σ ⋅ A(T14 − T24 ) dt σ = 5.77⋅10-8 W/(m2K4) 7.3 Die Hauptsätze der Thermodynamik Hauptsätze: Fundamentale Beziehung zwischen Zustandsgrößen, die erfahrungsgemäß für alle Systeme gelten. 7.3.1 Systeme, Zustandsgrößen, Gleichgewicht • System: Ansammlung von Materie (fest, flüssig, gasf.), deren Eigenschaften durch Angabe von Zustandsvariablen eindeutig und vollständig gegeben ist. • Abgeschlossenes System: Keinerlei Wechselwirkung mit der Umgebung (kein Energie- und/oder Massenaustausch). Geschlossenes System: Energieaustausch mit Umgebung, kein Massenaustausch Offenes System: Kann sowohl Energie als auch Masse mit Umgebung austauschen. • • Zustandsgrößen: Physikalische Größen, die ein makroskopisches System möglichst eindeutig kennzeichnen. • mechanische: • thermische: • elektrische: • magnetisch: Druck Temperatur Potential Feldstärke P T ϕ Feldstärke B E Volumen Entropie Ladung Dipolmoment V S q Wel Dipolmoment Wmag intensiv (Intensitätsgrößen) - unabhängig von Stoffmenge - nicht additiv - können lokal definiert sein 36 extensiv (Quantitätsgrößen) - abhängig von Stoffmenge - additiv Als Gleichgewicht bezeichnet man denjenigen makroskopischen Zustand eines abgeschlossenen Systems, der sich nach hinreichend langer Wartezeit von selbst einstellt. 0. Hauptsatz der Thermodynamik Alle Systeme die mit gegebenem System im Gleichgewicht sind , sind auch untereinander im Gleichgewicht. 7.3.2 Zustandsgleichungen ideales Gas: Thermische Zustandsgleichung p ⋅V = n ⋅ R⋅T U= Kalorische Zustandsgleichung 3 n⋅ R⋅T 2 (U : innere Energie von N Atomen) reales Gas: Van-der-Waalsgln. Kritischer Punkt: 1 a p Kr = 27 b 2 2 n p + ⋅ a (V − n ⋅ b) = n ⋅ R ⋅ T V 2 n ⋅ a : Binnendruck V n ⋅ b : Kovolumen n: Stoffmenge in Mol ; VKr = 3 ⋅ b ; TKr = 8 1 a 27 R b Zustandsgleichungen von Flüssigkeiten und Festkörpern: V (t, p) = V0 (1 + γ (T − T0 )) + κ ( p − p0 ) Volumenausdehnungskoeffizient: Kompressibilität: γ = κ= 1 ∂V V0 ∂t p = p0 1 ∂V V0 ∂p T =T0 7.3.3 Zustandsänderungen und 1. Hauptsatz Irreversibel: Übergänge von Nichtgleichgewichtszuständen in Gleichgewichtszustände. Prozesse die nicht von selbst in umgekehrter Richtung ablaufen. Reversibel: Das System befindet sich während des Überganges von Anfangs- zu Endzustand immer im Gleichgewicht (nichtexistente Idealisierung). Quasireversibel: Der Übergang von Anfangs- zu Endzustand findet durch viele kleine Zustandsänderungen statt, das System ist „fast“ immer im Gleichgewicht. 37 1. Hauptsatz der Thermodynamik: • es gibt kein Perpetuum Mobile erster Art • die Änderung der inneren Energie U2-U1 zwischen zwei Gleichgewichtszuständen 1 und 2 ist unabhängig vom Weg • die innere Energie U ist eine Zustandsgröße dU = ∆Q + ∆W dU = c ⋅ m ⋅ dT − PdV ideales Gas Anmerkung: Die einem System zugeführte Energie wird immer positiv gezählt (Vorzeichen Konvention) Beispiel: Änderung der inneren Energie, wenn sich die Temperatur von T nach T+∆ T und das Volumen von V nach V+∆ V ändert. ∂U ∂U ∆U = ∆T + ∆V ∂ T V ∂ V T b Für die von einem Gas geleistete Arbeit gilt: W = ∫ p dV Damit schreibt sich der 1. Hauptsatz: ∆U = ∆Q + p∆V Bei konstanten Volumen ∆ V=0 gilt nun: ∆Q ∂ U = = cV ∆T ∂ T V a Mechanische Arbeit: Weg und Prozeßführung: • Prozeßführung isotherme Expansion reversibel: irreversibel: Wirrev < Wrev V Wrev = − n ⋅ R ⋅ T ⋅ ln 2 V1 Wirrev = 0 (im Grenzfall) abgegebene Arbeit geringer als möglich • Prozeßführung isotherme Kompression Wirrev > Wrev aufgewendete Arbeit größer als notwendig • Änderung der inneren Energie ∆Wrev + ∆Qrev = ∆Wirrev + ∆Qirrev = dU Es gilt: • ∆W, ∆Q : keine totalen Differentiale • abhängig vom Weg • abhängig von Prozeßführung 38 7.3.4 Entropie und II Hauptsatz Wenn die Wärme ∆Q reversibel einem System bei der Temperatur T zugeführt wird, so ist der Entropiezuwachs ∆S des Systems gegeben durch: ∆S : = ∆Qrev = k ⋅ ln P T S: Entropie P: Wahrscheinlichkeit • S ist ein Maß für die Wahrscheinlichkeit eines Zustandes proportional zur Zahl seiner Realisierungsmöglichkeiten. • bei einer reversiblen Änderung ändert sich die gesamte Entropie aller Teilchen des Systems nicht. • Bei einer irreversiblen Änderung wird die gesamte Entropie des Systems immer größer • Entropie ist additiv • Es sind nur Entropiedifferenzen definiert Na Nb • „Mischungsenthropie“ = ; p, T = const. Va Vb 2. Hauptsatz der Thermodynamik: • Ein System geht nie von selbst in einen bedeutend unwahrscheinlicheren Zustand über; seine Entropie nimmt nie mehr als um einige K ab. • Die Entropie ist eine Zustandsgröße; im abgeschlossenen System gilt: reversibler Prozeß: dS=0 irreversibler Prozeß: dS> 0 • Es gibt kein perpetuum mobile zweiter Art Für reversible Prozesse läßt sich der erste Hauptsatz der Thermodynamik wie folgt formulieren: dU = TdS − pdV 7.3.5 Reversible Kreisprozesse, der Carnot Prozeß Kreisprozeß: Maschine durchläuft periodisch den gleichen Zyklus. Wärmekraftmaschine: wandelt Wärme die einem Speicher entzogen wird in Arbeit um. Carnot-Prozeß: Periodischer Zyklus (Kreisprozeß) in dem jede Zustandsänderung reversibel verläuft. • jede Carnot - Maschine hat zwei mögliche Laufrichtungen (wie jeder reversible Prozeß) • alle Carnot - Prozesse haben den gleichen Wirkungsgrad η W Q2 − Q1 η= = Q2 Q2 • Es gibt keine periodische arbeitende Maschine mit einem höheren Wirkungsgrad als derjenige der Carnot – Maschine. 39 Vier Schritte eines speziell realisierten Carnot-Prozesses (kein Verlust d. Allgemeinheit): I. II. III. IV. isotherme Expansion: adiabatische Expansion: isotherme Kompression: adiabatische Kompression: 1. Hauptsatz: Th ∆Q=0 TK ∆Q=0 dU = ∆Wrev + ∆Qrev = 0 − ∆Wrev = ∆Qrev = TdS − Wrev = Qrev = ∫ TdS für I und IV gilt: Qrev=0 insgesamt: − Wrev = (Th − TK )( S 2 − S1 ) Wirkungsgrad: η rev = Allgemein: − Wrev (Th − TK )( S 2 − S1 ) Th − TK = = Qh Th ( S 2 − S1 ) Th T η ≤ 1− K Tn Adiabatische Prozesse: ∆Q=0 Adiabatengleichungen: T ⋅ V γ −1 = const. p ⋅ V γ = const. γ= cp cV Entropische Zustandsgleichungen (für ideale Gase): 3 T V ∆S isobar = n ⋅ R ln + ln V0 2 T0 5 T p ∆S isochor = n ⋅ R ln − ln p0 2 T0 7.3.6 Das thermodynamische Gleichgewicht Ein System ist im Gleichgewicht, wenn sich ohne äußere Einflüsse zeitlich nichts ändert. Ein Gleichgewicht kann sein: • stabil: nach kleinen Störungen geht das System ins Gleichgewicht zurück • labil: kleine Störungen treiben das System vom Gleichgewicht weg • indifferent: keine Einflüsse Es gilt: ∆S = ∆U − ∆W T ∆U − ∆W − T∆S = 0 oder wenn „Druckarbeit“ möglich ist gilt: dU + pdV − TdS = 0 40 Gleichgewicht bei verschiedenen Randbedingungen: I. Isotherm-isochor: Minimum der freien Energie dF=0 F: = U – TS freie Energie (Helmholtz-Potential) II. Isotherm-isobar: G: = U + pV-TS Minimum der freien Enthalpie freie Enthalpie (Gibbs-Potential) dG=0 III.Adiabatisch-isobar: Minimum der Enthalpie H: = U + pV Enthalpie dH=0 IV.Adiabatisch-isochor: Minimum der inneren Energie U: innere Energie dU=0 • • • • dF (V , T ) = − pdV − SdT dG ( p, T ) = Vdp − SdT dH ( p, S ) = Vdp + TdS dU (V , S ) = − pdV + TdS 1 p • dS (U , V ) = dU + dV T V Chemische Reaktionen: Massenwirkungsgesetz: Gleichgewichtskonzentration der Ausgangs- und Endstoffe einer chemischen Reaktion. − ∆G( p, T ) Gleichgewichtskonstante: K = exp R⋅T î X AaK +1 X AaK +2 Massenwirkungsgesetz: X: Molenbruch K = K +a11 aK2 +2 X A1 X A2 7.3.7 Der dritte Hauptsatz 3. Hauptsatz der Thermodynamik • Der thermodynamische Gleichgewichtszustand am absoluten Nullpunkt hat maximale Ordnung mit nur einer Realisierungsmöglichkeit und P = 1. • Es ist prinzipiell unmöglich, den absoluten Nullpunkt zu erreichen (Nernst’sches Postulat). 7.4 Phasenumwandlungen, Phasengleichgewichte Phase: homogener Teil eines heterogenen Systems • homogenes System: Eigenschaften aller Teilchen sind gleich • heterogenes System: Eigenschaften ändern sich sprunghaft an Grenzflächen 41 Phasenübergang: Änderung der inneren Struktur einer Substanz. Unstetigkeit in der Temperaturabhängigkeit der Entropie. 1. Ordnung: - Sprung in Entropie - Wärmekapazität unendlich - Kompressibilität unendlich 2. Ordnung - Knickpunkt in Entropie - Sprung in der Wärmekapazität - Kompressibilität unendlich 7.4.1 Koexistenz von Flüssigkeit und Dampf Dampfdruck: Bringt man in ein völlig evakuiertes Gefäß eine Flüssigkeit die es nur zum Teil erfüllt, so stellt sich der für die Flüssigkeit charakteristischer Dampfdruck ein. allgemein: Ein aus zwei oder mehr Phasen bestehendes System geht nach hinreichend langer Wartezeit immer in ein Gleichgewichtszustand über. mikroskopisch: Moleküle mit großer Geschwindigkeit treten aus der Flüssigkeit aus („Maxwell-Schwanz“). Gasmoleküle mit geringer Geschwindigkeit bleiben an der Flüssigkeitsoberfläche „haften“. Partialdruck und Dalton’sches Gesetz: Gesamtdruck: Partialdruck: Summe aller durch Impulsübertrag auf eine Fläche ausgeübten Kräfte ~ einer bestimmten Teilchensorte Für dünnes Gemisch mit K verschiedenen Komponenten gilt: K K F F pi = ∑ i = = p Dalton’sches Gesetz: ∑ A i =1 i =1 A Gibbs’sche Phasenregel: Aussage über Zahl der intensiven Variablen (Freiheitsgrade), die zur Beschreibung eines Systems notwendig sind. F = K +2−P F: Anzahl der freien Variablen K: Anzahl der Komponenten (Gemisch) P: Anzahl der Phasen ideales Gas: F = 1+2-1 = 2; Dampf: F = 1+2-2 = 1; Tripelpunkt: F = 1+2-3 = 0 Die Clausius - Clapeyron’sche Gleichung: dPS λ = dT T ⋅ (VGas − VFl . ) λ: spezifische Verdampfungswärme Lösung der Differentialgln. Mit den Annahmen: VGas - VFl. ≈ VGas und λ = const. Λ Λ PS (T ) = P0 exp exp − î RT î RT0 42 Λ : molare Verdampfungsenergie