In onze tijd is natuurkunde een heel gewone wetenschap geworden. Het is letterlijk overal aanwezig. Het meest elementaire voorbeeld: een appelboom groeit in je tuin en er rijpen vruchten op, de tijd komt en de appels beginnen te vallen, maar in welke richting vallen ze? Dankzij de wet van universele zwaartekracht v alt onze foetus op de grond, dat wil zeggen, hij gaat naar beneden, maar niet naar boven. Het was een van de beroemdste voorbeelden van natuurkunde, maar laten we aandacht besteden aan de thermodynamica, of beter gezegd, aan fase-evenwichten, die niet minder belangrijk zijn in ons leven.
Thermodynamica
Laten we eerst eens kijken naar deze term. ΘερΜοδυναΜική - zo ziet het woord er in het Grieks uit. Het eerste deel ΘερΜo betekent "warmte", en het tweede δυναΜική betekent "kracht". Thermodynamica is een tak van de natuurkunde die de eigenschappen van een macroscopisch systeem bestudeert, evenals verschillende manieren om energie om te zetten en over te dragen. In deze sectie worden verschillende toestanden en processen speciaal bestudeerd zodat het begrip temperatuur in de beschrijving kan worden geïntroduceerd (dit is een fysieke grootheid die een thermodynamisch systeem kenmerkt en wordt gemeten met behulp vanbepaalde apparaten). Alle lopende processen in thermodynamische systemen worden alleen beschreven door microscopisch kleine hoeveelheden (druk en temperatuur, evenals de concentratie van componenten).
Clapeyron-Clausius-vergelijking
Elke natuurkundige kent deze vergelijking, maar laten we het stuk voor stuk opsplitsen. Het verwijst naar de evenwichtsprocessen van de overgang van bepaalde materie van de ene fase naar de andere. Dit is duidelijk te zien in dergelijke voorbeelden: smelten, verdampen, sublimeren (een van de manieren om producten te conserveren, wat gebeurt door het volledig verwijderen van vocht). De formule geeft duidelijk de lopende processen weer:
- n=PV/RT;
- waar T de temperatuur van de stof is;
- P-druk;
- R-specifieke warmte van faseovergang;
- V-verandering in specifiek volume.
De geschiedenis van het ontstaan van de vergelijking
De Clausius-Clapeyron-vergelijking is een uitstekende wiskundige uitleg van de tweede wet van de thermodynamica. Ook wel de "Clausius-ongelijkheid" genoemd. Natuurlijk is de stelling ontwikkeld door de wetenschapper zelf, die de relatie tussen de warmtestroom in het systeem en entropie, evenals zijn omgeving, wilde verklaren. Deze vergelijking is ontwikkeld door Clausius in zijn pogingen om entropie te verklaren en te kwantificeren. In letterlijke zin geeft de stelling ons de mogelijkheid om te bepalen of een cyclisch proces omkeerbaar of onomkeerbaar is. Deze ongelijkheid biedt ons een kwantitatieve formule om de tweede wet te begrijpen.
De wetenschapper was een van de eersten die aan het idee van entropie werkte, en gaf het zelfsproces naam. Wat nu bekend staat als de stelling van Clausius werd voor het eerst gepubliceerd in 1862 in Rudolfs zesde werk, Over het gebruik van de transformatie-equivalentiestelling voor interieurwerk. De wetenschapper probeerde een evenredig verband tussen entropie en energiestroom aan te tonen door verwarming (δ Q) in het systeem. In de bouw kan deze thermische energie worden omgezet in arbeid en via een cyclisch proces worden omgezet in warmte. Rudolph bewees dat "de algebraïsche som van alle transformaties die optreden in een cyclisch proces alleen kleiner kan zijn dan nul of, in extreme gevallen, gelijk aan nul."
Gesloten geïsoleerd systeem
Geïsoleerd systeem is een van de volgende:
- Het fysieke systeem is verre van anderen die er geen interactie mee hebben.
- Het thermodynamische systeem wordt afgesloten door stijve, onbeweeglijke wanden waar materie noch energie doorheen kan.
Ondanks het feit dat het onderwerp intern gerelateerd is aan zijn eigen zwaartekracht, wordt een geïsoleerd systeem meestal buiten de grenzen van externe zwaartekracht en andere verre krachten gebracht.
Dit staat in contrast met wat (in de meer algemene terminologie die in de thermodynamica wordt gebruikt) een gesloten systeem wordt genoemd, omgeven door selectieve wanden waardoor energie kan worden overgedragen in de vorm van warmte of arbeid, maar geen materie. En met een open systeem waarin materie en energie naar binnen of naar buiten gaat, hoewel het verschillende ondoordringbare muren kan hebbendelen van zijn grenzen.
Een geïsoleerd systeem gehoorzaamt aan de behoudswet. Meestal worden in de thermodynamica materie en energie als afzonderlijke concepten beschouwd.
Thermodynamische overgangen
Om kwantumfaseovergangen te begrijpen, is het nuttig om ze te vergelijken met klassieke transformaties (ook wel thermische inversies genoemd). CPT beschrijft de cusp in de thermodynamische eigenschappen van een systeem. Het signaleert de reorganisatie van deeltjes. Een typisch voorbeeld is de bevriezingsovergang van water, die een vloeiende overgang tussen een vloeistof en een vaste stof beschrijft. Klassieke groeifasen zijn te wijten aan de concurrentie tussen de energie van het systeem en de entropie van zijn thermische fluctuaties.
Een klassiek systeem heeft geen entropie bij nultemperatuur en daarom kan er geen fasetransformatie plaatsvinden. Hun volgorde wordt bepaald door de eerste discontinue afgeleide thermodynamische potentiaal. En natuurlijk heeft het de eerste bestelling. Fasetransformaties van een ferromagneet naar een paramagneet zijn continu en van de tweede orde. Deze constante veranderingen van een geordende naar een ongeordende fase worden beschreven door een ordeparameter die nul is. Voor de bovenstaande ferromagnetische transformatie is de orderparameter de totale magnetisatie van het systeem.
Gibbs-potentieel
De Gibbs Free Energy is de maximale hoeveelheid arbeid zonder uitzetting die kan worden verwijderd uit een thermodynamisch gesloten systeem (dat warmte kan uitwisselen en met de omgeving kan werken). Zo eenhet maximale resultaat kan alleen worden bereikt in een volledig omkeerbaar proces. Wanneer het systeem terug transformeert van de eerste toestand naar de tweede, is de vermindering van de Gibbs vrije energie gelijk aan die uitgevoerd door het systeem in zijn omgeving, minus de arbeid van de drukkrachten.
Saldobalans
Thermodynamisch en mechanisch evenwicht is een axiomatisch concept van thermodynamica. Dit is de interne toestand van een of meer systemen die zijn verbonden door min of meer doorlatende of ondoordringbare wanden. In deze toestand zijn er geen zuivere macroscopische stromen van materie of energie, noch binnen een systeem, noch tussen systemen.
In zijn eigen opvatting van de toestand van intern evenwicht, vindt er geen macroscopische verandering plaats. De systemen bevinden zich gelijktijdig in onderlinge thermische, mechanische, chemische (constante) stralingsevenwichten. Ze kunnen in dezelfde vorm zijn. In dit proces worden alle weergaven in één keer en voor onbepaalde tijd opgeslagen totdat de fysieke bewerking wordt verbroken. In macroscopisch evenwicht vinden perfect nauwkeurige gebalanceerde uitwisselingen plaats. Het bovenstaande bewijs is een fysieke verklaring van dit concept.
Basis
Elke wetten, stellingen, formules hebben hun eigen fundamenten. Laten we eens kijken naar de 3 fundamenten van de wet van fase-evenwicht.
- Fase is een vorm van materie, homogeen in chemische samenstelling, fysieke toestand en mechanisch evenwicht. Typische fasen zijn vast, vloeibaar en gasvormig. Twee niet-mengbare vloeistoffen (of vloeibare mengsels met verschillende samenstellingen) gescheiden door een aparte grens worden beschouwd als twee verschillende fasen en niet-mengbare vaste stoffen.
- Het aantal componenten (C) is het aantal chemisch onafhankelijke componenten van het systeem. Het minimum aantal onafhankelijke soorten dat nodig is om de samenstelling van alle fasen van het systeem te bepalen.
- Het aantal vrijheidsgraden (F) in deze context is het aantal intensieve variabelen die onafhankelijk van elkaar zijn.
Classificatie per fase-evenwicht
- Reacties van continue netto-overdracht (vaak vastestofreacties genoemd) treden op tussen vaste stoffen van verschillende samenstelling. Ze kunnen elementen bevatten die in vloeistoffen worden aangetroffen (H, C), maar deze elementen worden vastgehouden in vaste fasen, dus er zijn geen vloeibare fasen bij betrokken als reactanten of producten (H2O, CO2). Vaste zuivere overdrachtsreacties kunnen continu of discontinu of terminaal zijn.
- Polymorf is een speciaal type vaste-fasereactie die fasen met identieke samenstelling omvat. Klassieke voorbeelden zijn de reacties tussen aluminiumsilicaten kyaniet-sillimaniet-andalusiet, de omzetting van grafiet in diamant onder hoge druk en het evenwicht van calciumcarbonaat.
Evenwichtswetten
De Gibbs Factory Rule werd voorgesteld door Josiah Willard Gibbs in zijn beroemde paper getiteld "The Equilibrium of Heterogeneous Substances", dat verscheen van 1875 tot 1878. Het is van toepassing op:niet-reactieve multicomponent heterogene systemen in thermodynamisch evenwicht en is een gegeven gelijkheid:
- F=C-P+2;
- waarbij F het aantal vrijheidsgraden is;
- C – aantal componenten;
- P - aantal fasen in thermodynamisch evenwicht met elkaar.
Het aantal vrijheidsgraden is het aantal onbezette intensieve variabelen. Het grootste aantal thermodynamische parameters, zoals temperatuur of druk, die gelijktijdig en willekeurig kunnen variëren zonder elkaar te beïnvloeden. Een voorbeeld van een ééncomponentsysteem is er een met een enkele zuivere chemische stof, terwijl tweecomponentensystemen, zoals mengsels van water en ethanol, twee onafhankelijke componenten hebben. Typische faseovergangen (fase-evenwicht) zijn vaste stoffen, vloeistoffen, gassen.
Faseregel bij constante druk
Voor toepassingen in de materiaalkunde die te maken hebben met faseveranderingen tussen verschillende vaste structuren, treedt vaak een constante druk op (bijvoorbeeld één atmosfeer) en wordt deze genegeerd als een vrijheidsgraad, dus wordt de regel: F=C - P + 1.
Deze formule wordt soms geïntroduceerd onder de naam "gecondenseerde faseregel", maar zoals we weten, is deze niet van toepassing op deze systemen die onderhevig zijn aan hoge drukken (bijvoorbeeld in de geologie), aangezien de gevolgen van deze druk kan catastrofale gevolgen hebben.
Het lijkt misschien dat fase-evenwicht slechts een lege zin is, en er zijn maar weinig fysieke processen waarin dit momentis erbij betrokken, maar, zoals we hebben gezien, zonder dat, werken veel van de wetten die we kennen niet, dus je moet een beetje bekend raken met deze unieke, kleurrijke, zij het een beetje saaie regels. Deze kennis heeft veel mensen geholpen. Ze hebben geleerd hoe ze deze op zichzelf kunnen toepassen, bijvoorbeeld elektriciens, die de regels kennen voor het werken met fasen, kunnen zichzelf beschermen tegen onnodig gevaar.
