תהליך ספונטני

כל מה שרצית לדעת על תהליך ספונטני:
בתרמודינמיקה, תהליך ספונטני הוא שינוי בזמן של מערכת המתרחש ללא צורך השקעת אנרגיה במערכת.
למשל: קרח שמפשיר בתוך כוס מים חמים, בושם שמפעפע בחדר, או ברזל שמחליד במגע עם אוויר.
במהלך תגובה ספונטנית, האנטרופיה הכללית (של המערכת והסביבה) עולה.
במקביל, המערכת משחררת אנרגיה חופשית, ונעה למצב נמוך יותר באנרגיה ויציב יותר מבחינה תרמודינמית.
האנרגיה החופשית הרלוונטית תלויה באופי המערכת: בתהליך המתרחש בלחץ וטמפרטורה קבועים משתמשים באנרגיה חופשית של גיבס ואילו לתיאור תהליך המתרחש בתנאי נפח קבוע משתמשים באנרגיה חופשית של הלמהולץ.

נלקח מויקיפדיה

הגדרות נוספות הקשורות לתהליך ספונטני:
תרמודינמיקה

מצב מטסטבילי

כל מה שרצית לדעת על מצב מטסטבילי:
בתרמודינמיקה, מצב מטסטבילי או מצב יציב למחצה הוא מצב במערכת תרמודינמית בעל זמן מחצית חיים קצר מאוד ביחס למצבים אחרים, יציבים, במערכת.
האנרגיה של מצב מטסטבילי היא מינימום מקומי אך לא מינימום מוחלט של המערכת.
בדוגמה יומיומית, מצב מטאסטבילי דומה לערמה לא יציבה של חפצים: הערמה עלולה ליפול עקב כל מגע קל, או סתם ליפול מעצמה.
כאשר החפצים בערימה האנרגיה גבוהה מאוד אך היא במינימום מקומי, כי אפשר לנדנד אותה בעדינות רבה והיא תישאר עומדת.
כאשר כל החפצים נפלו לרצפה הם במצב יציב, כי האנרגיה שלהם במצב הנמוך ביותר במערכת.
דוגמה קלאסית למצב תרמודינמי מטאסטבילי היא קירור-על: כאשר מקררים מים מזוקקים במקפיא הם יכולים להתקרר הרבה מעבר לטמפרטורת הקיפאון, אך כל מגע קל מקפיא את המים באופן מיידי.

נלקח מויקיפדיה

הגדרות נוספות הקשורות למצב מטסטבילי:
תרמודינמיקה

חוק החלוקה השווה

כל מה שרצית לדעת על חוק החלוקה השווה:
בפיזיקה סטטיסטית, חוק החלוקה השווה (equipartition theorem) הוא חוק פיזיקלי האומר כי האנרגיה הפנימית במערכת מתחלקת באופן שווה בין כל דרגות החופש הריבועיות.
האנרגיה הממוצעת לכל דרגת חופש: ⟨ U ⟩ = 1 2 K B T {\displaystyle \langle U\rangle ={\frac {1}{2}}K_{B}T} כאשר T הטמפרטורה של המערכת ו-   K B {\displaystyle \ K_{B}} קבוע בולצמן.
דרגת חופש ריבועית היא דרגה שבה האנרגיה תלויה בגודל המשתנה בריבוע (לדוגמה, אנרגיה פוטנציאלית של קפיץ, אנרגיה קינטית של גוף התלויה במהירות שלו באחד הצירים).

נלקח מויקיפדיה

הגדרות נוספות הקשורות לחוק החלוקה השווה:
קצרמר פיזיקה
משפטים פיזיקליים
תרמודינמיקה

התעבות

כל מה שרצית לדעת על התעבות:
בפיזיקה, התעבות היא תהליך שבו עובר חומר ממצב צבירה גז למצב צבירה נוזל.
התעבות מתרחשת בדרך כלל בעת קירור של הגז, אך גם בעת הפעלת לחץ על הגז.
עבור כל חומר, טמפרטורת העיבוי זהה לטמפרטורת הרתיחה (מעבר מנוזל לגז), ותלויה באופי הקשר הכימי בין המולקולות בנוזל.
ענן המורכב מטיפות מים זעירות נוצר על ידי התעבות אדי המים באוויר.

נלקח מויקיפדיה

הגדרות נוספות הקשורות להתעבות:
קצרמר פיזיקה
תרמודינמיקה
מצבי צבירה

אפקט ג'ול-תומסון

כל מה שרצית לדעת על אפקט ג'ול-תומסון:
בתרמודינמיקה, אפקט ג'ול-תומסון מתאר את השינוי בטמפרטורה של גז או נוזל המתפשט אדיאבטית (ללא החלפת חום עם הסביבה) דרך נחיר או שסתום מלחץ גבוה ללחץ נמוך.
כתוצאה מההתפשטות, הגז יתקרר או יתחמם בהתאם לדומיננטיות של כוחות המשיכה או הדחייה בין מולקולות הגז.
בטמפרטורת החדר ובלחץ אטמוספירי, כל הגזים מלבד ניאון, מימן והליום מתקררים כתוצאה מההתפשטות.
האפקט קרוי על-שם ג'יימס ג'ול וויליאם תומסון (הלורד קלווין) שגילו אותו בשנת 1852 בהתבסס על עבודתו המוקדמת של ג'ול אודות התפשטות גז לתוך ריק (התפשטות ג'ול).

נלקח מויקיפדיה

הגדרות נוספות הקשורות לאפקט ג'ול-תומסון:
תרמודינמיקה
קירור ומיזוג אוויר
הנדסת כימיה

פרדוקס גיבס

כל מה שרצית לדעת על פרדוקס גיבס:
בתרמודינמיקה, פרדוקס גיבס (על שמו של ג'וסיה וילארד גיבס) הוא סתירה לכאורה, הנוצרת כאשר האנטרופיה במערכת מחושבת ללא התחשבות בחילופיות חלקיקים, זאת אומרת תוך התייחסות לתמורות של מצבים זהים כשונים.
האנטרופיה המחושבת באופן כזה יוצרת ערך שאינו אקסטנסיבי, דבר המוביל לסתירה של החוק השני של התרמודינמיקה כפי שמוסבר בהמשך.
הפרדוקס נפתר על ידי התחשבות בחילופיות החלקיקים, דבר ההופך את האנטרופיה לאקסטנסיבית.
פתרון אחר הוא התייחסות אל אנטרופיה זו כמדד שונה המתעלם מהחילופיות.

נלקח מויקיפדיה

הגדרות נוספות הקשורות לפרדוקס גיבס:
תרמודינמיקה
פרדוקסים פיזיקליים

קרינת גוף שחור

כל מה שרצית לדעת על קרינת גוף שחור:
התפלגות זו מתוארת על ידי עקומה המתאימה עוצמת הקרינה (או למעשה צפיפות ההספק) הנפלטת על ידי הגוף לכל אורך גל או תדירות.
הגרף המתאר את תלות עוצמת הקרינה בתדירות נקרא "ספקטרום קרינה של גוף שחור".
למעשה, ניתן לפתח את משוואת פלנק מתוך פונקציית צפיפות האנרגיה   u ( ν , T ) {\displaystyle \ u(\nu ,T)} , כמתואר להלן:התפלגות צפיפות האנרגיה   u = U / V {\displaystyle \ u=U/V} של הקרינה ליחידת תדירות נתונה על ידי   u ( ν , T ) = 8 π ν 2 c 3 h ν e h ν / k B T − 1 {\displaystyle \ u(\nu ,T)={\frac {8\pi \nu ^{2}}{c^{3}}}{\frac {h\nu }{e^{h\nu /k_{B}T}-1}}} כאשר   h {\displaystyle \ h} הוא קבוע פלאנק ו־   ν {\displaystyle \ \nu } הוא התדירות.
הקרינה מתפשטת לכל הכיוונים במהירות האור   c {\displaystyle \ c} , והזווית המרחבית שבה מתפשטת הקרינה היא   4 π {\displaystyle \ 4\pi } , שהיא הזווית המרחבית המקסימלית.
לפיכך, מטעמי איזוטרופיות וסימטריה נובע ששטף האנרגיה ליחידת תדירות הוא   I ( ν , T ) = c 4 π u ( ν , T ) = 2 ν 3 c 2 h e h ν / k B T − 1 {\displaystyle \ I(\nu ,T)={\frac {c}{4\pi }}u(\nu ,T)={\frac {2\nu ^{3}}{c^{2}}}{\frac {h}{e^{h\nu /k_{B}T}-1}}} וזהו חוק פלאנק.
הקשר בין צפיפות לפי תדר וצפיפות לפי אורך גלאת חוק פלאנק ניתן לנסח כתלות בתדר I ( ν , T ) {\displaystyle I(\nu ,T)} וגם כתלות באורך הגל I ( λ , T ) {\displaystyle I(\lambda ,T)} .
בהינתן גל בתדר ν {\displaystyle \nu } ואורך λ {\displaystyle \lambda } ערכים אלה אינם שווים.
במקום זה מתקיים I ( λ , T ) = c λ 2 I ( ν , T ) {\displaystyle I(\lambda ,T)={\frac {c}{\lambda ^{2}}}I(\nu ,T)} .
הסיבה לכך היא ש I ( ν , T ) {\displaystyle I(\nu ,T)} מיצג את הגבול כש- ε {\displaystyle \varepsilon } שואף ל 0 {\displaystyle 0} של שטף הקרינה בתחום התדרים [ ν , ν + ε ] {\displaystyle [\nu ,\nu +\varepsilon ]} חלקי ε {\displaystyle \varepsilon } .
בעוד ש I ( λ , T ) {\displaystyle I(\lambda ,T)} מיצג את הגבול כש- ε {\displaystyle \varepsilon } שואף ל 0 {\displaystyle 0} של שטף הקרינה בתחום אורכי הגל [ λ , λ + ε ] {\displaystyle [\lambda ,\lambda +\varepsilon ]} חלקי ε {\displaystyle \varepsilon } .
תחום אורכי הגל [ λ , λ + ε ] {\displaystyle [\lambda ,\lambda +\varepsilon ]} מתאים בקרוב לתחום התדרים [ ν − c λ 2 ε , ν ] {\displaystyle [\nu -{\frac {c}{\lambda ^{2}}}\varepsilon ,\nu ]} , ומכאן המקדם c λ 2 {\displaystyle {\frac {c}{\lambda ^{2}}}} בקשר בין הנוסחאות.
אם בוחרים פרמטר שונה לתיאור הגל (למשל התדר בסקאלה לוגוריתמית) יהיה צורך להכפיל במקדם מתאים.
במילם אחרות I ( ∗ , T ) {\displaystyle I(*,T)} הוא מידה במרחב התדרים ולא פונקציה, לכן כאשר מבצעים החלפת משתנים יש להכפיל בערכה המוחלט של הניגזרת של פונקציית המעבר.

נלקח מויקיפדיה

הגדרות נוספות הקשורות לקרינת גוף שחור:
תרמודינמיקה
קרינת גוף שחור

אנתלפיה

כל מה שרצית לדעת על אנתלפיה:
האנתלפיה היא הפוטנציאל התרמודינמי שהמשתנים הטבעיים שלו הם האנטרופיה, מספר החלקיקים והלחץ.
חשיבותו העיקרית נובעת מכך שבתהליכים המתרחשים בלחץ קבוע, השינוי באנתלפיה נותן את כמות החום שזרמה אל המערכת (או ממנה, אם השינוי שלילי).
רעיון האנתלפיה הוצג לראשונה ב־1875 על ידי ג'וסיה וילארד גיבס.
אף על פי כן, גיבס לא השתמש בכתביו במונח "אנתלפיה", שהוטבע לראשונה ב־1909.
האנתלפיה מסומנת באות   H {\displaystyle \ H} , ומוגדרת כ:   H = U + P V {\displaystyle \ H=U+PV} כאשר   U {\displaystyle \ U} היא האנרגיה הפנימית של המערכת   P {\displaystyle \ P} היא הלחץ   V {\displaystyle \ V} היא הנפחהמשתנים הטבעיים של האנתלפיה הם האנטרופיה   S {\displaystyle \ S} , הלחץ   P {\displaystyle \ P} ומספר החלקיקים   N i {\displaystyle \ N_{i}} מסוג   i {\displaystyle \ i} .
מערכת שמשתנים אלה הם המשתנים הנשלטים שלה תהיה בשיווי משקל תרמודינמי כאשר האנתלפיה במינימום.
האנתלפיה היא הפוטנציאל התרמודינמי שמתקבל כאשר עושים התמרת לז'נדר על האנרגיה הפנימית, כך שהלחץ הופך למשתנה נשלט – במקום הנפח.
הדיפרנציאל של האנתלפיה מתקבל מהדיפרנציאל של האנרגיה הפנימית:   d H = d U + d ( P V ) = δ Q + V d P + ∑ i μ i d N i {\displaystyle \ dH=dU+d(PV)=\delta Q+VdP+\sum _{i}\mu _{i}dN_{i}} .
כאשר   δ Q {\displaystyle \ \delta Q} הוא מעבר חום אינפיניטסימלי, שמקיים   δ Q ≤ T d S {\displaystyle \ \delta Q\leq TdS} , כאשר השוויון מתקיים עבור תהליכים הפיכים.
החשיבות של האנתלפיה נובעת מכך שבתהליכים שמתקיימים בלחץ קבוע (תהליכים איזובריים), כפי שלרוב קורה בתגובות כימיות:   d P = 0 {\displaystyle \ dP=0} , והשינוי באנתלפיה נותן את החום שהמערכת סופגת או פולטת.
הסימן של השינוי קובע האם התהליך הוא אנדותרמי (כלומר סופג חום, ואז הסימן חיובי) או אקסותרמי (כלומר פולט חום, ואז הסימן הוא שלילי).
ניתן באמצעות השוואת דיפרנציאלים לקבל ש:   T = ( ∂ H ∂ S ) p , N i {\displaystyle \ T=\left({\frac {\partial H}{\partial S}}\right)_{p,{N_{i}}}}   V = ( ∂ H ∂ p ) S , N i {\displaystyle \ V=\left({\frac {\partial H}{\partial p}}\right)_{S,{N_{i}}}}   μ i = ( ∂ H ∂ N i ) S , p , N j ( j ≠ i ) {\displaystyle \ \mu _{i}=\left({\frac {\partial H}{\partial N_{i}}}\right)_{S,p,{N_{j}(j\neq i)}}} תרמודינמיקהחוקי יסודחוקי שימור (החומר, האנרגיה) • חוקי התרמודינמיקה: אפס, ראשון, שני (ראו גם: תנועה נצחית, השד של מקסוול), שלישיקבועיםקבוע הגזים • קבוע בולצמן • קבוע אבוגדרו • קבוע פלאנקמשתניםאינטנסיבים (טמפרטורה, לחץ, פוטנציאל כימי) • אקסטנסיבים (אנטרופיה, נפח, מספר חלקיקים) • משוואת מצביחידות מידהטמפרטורה (צלזיוס, קלווין, יח' אחרות) • נפח (ליטר, מטר מעוקב) • לחץ (בר, אטמוספירה, פסקל) • מספר חלקיקים (מול) • אנרגיה (ג'אול, קלוריה)אפיוןהפיכות • שינוי האנתלפיה (תהליך אקסותרמי, תהליך אנדותרמי) • שינוי באנרגיה (תהליך ספונטני, תהליך מאולץ) • תהליך (איזוברי, איזותרמי, איזוכורי, אדיאבטי, איזנטרופי, איזואנתלפי)פוטנציאלים תרמודינמייםאנרגיה פנימית • אנתלפיה • האנרגיה החופשית של הלמהולץ • האנרגיה החופשית של גיבסמצבי צבירה ומעברי פאזותמצבי צבירה (מוצק, נוזל, גז) • מעברי פאזות (התכה, התאדות, המראה, התעבות, הקפאה) • נקודת התכה • נקודת רתיחה • נקודה משולשת • נקודה קריטית • דיאגרמת פאזות • משוואת קלאוזיוס-קלפרון • חוק הפאזות של גיבסגזיםגז אידיאלי • גז ואן דר ואלס • התאוריה הקינטית של הגזים • לחץ חלקי • חוק ראול • מודל דלטון • חוק בויל-מריוט • חוק גה-ליסאק • חוק שארלחום וטמפרטורההאפס המוחלט • יח' מידה לטמפרטורה • שיווי משקל תרמודינמי • קיבול חום • יחס קיבולי החום • חום כמוס • חוק הס • קלורימטר • אפקט ג'ול-תומסון • הסעת חום • מוליכות חום • מעבר חום • קרינה תרמיתמעגלי עבודהמעגלים תרמודינמיים (קרנו, סטרלינג, ברייטון, אריקסון, רנקין, סטירלינג, דיזל, לנואר, אוטו, היגרוסקופי, סקודירי, סטודרד) • נצילותיישומיםמכונות חום • מנועים • משאבות • משאבת חום • מחליף חום • מיזוג אוויר • מקרר • קירור תרמואלקטרי • תחנות כוחמונחים נוספיםתאוריית הקלוריק • תנועה בראונית • פונקציית מצב • תרמודינמיקה סטטיסטית • קשרי מקסוול • תרמוכימיהדמויות בולטותדניאל ברנולי (1700–1782) • בנג'מין תומפסון (1753–1814) • הרוזן רמפורד (1753–1814) • סאדי קרנו (1796–1832) • אמיל קלפרון (1799–1874) • רוברט מאייר (1814–1878) • ג'יימס ג'ול (1818–1889) • ויליאם ג'ון מקורן רנקין (1820–1872) • הרמן פון הלמהולץ (1821–1894) • רודולף קלאוזיוס (1822–1888) • ויליאם תומסון (1824–1907) • ג'יימס קלרק מקסוול (1831–1879) • יוהנס דידריק ואן דר ואלס (1837–1923) • ג'וסיה וילארד גיבס (1839–1903) • לודוויג בולצמן (1844–1906) • מקס פלנק (1858–1947) • פייר דוהם (1861–1916) • קונסטנטין קרתיאודורי (1873–1950) • לארס אונסגר (1903–1976)
נלקח מויקיפדיה

הגדרות נוספות הקשורות לאנתלפיה:
ויקיפדיה: ערכים הדורשים פישוט
קצרמר פיזיקה
תרמודינמיקה

נצילות

כל מה שרצית לדעת על נצילות:
נצילות היא היחס בין האנרגיה המתקבלת ביציאה ממערכת לבין האנרגיה הנכנסת אליה, והיא נמדדת באחוזים או בשבר עשרוני.
המערכת יכולה להיות מכונה, מכשיר חשמלי, בעל חיים או תופעה טבעית כמו השמש.
במערכת מכנית להעברת תנועה כדוגמת אופניים, האנרגיה שאנו משקיעים בסיבוב הדוושות לא מגיעה בשלמותה אל הגלגלים כיוון שחלק ממנה מתבזבז עקב חיכוך בין גלגלי השיניים לשרשרת והופך לאנרגיית חום.
במערכת הידראולית אנרגיית שמן המוזרם מהמשאבה לצרכנים בצינורות מתבזבזת בחלקה עקב צמיגותו של השמן ובחלקה עקב דליפות השמן מן המערכת.
במערכות חשמליות חלק מהאנרגיה החשמלית שמגיעה ממקור חשמל אל הצרכנים (כמו מנועים חשמליים ונורות) מתבזבזת עקב התנגדות חשמלית והופכת לאנרגיית חום.
במנועים, הנצילות לעתים מחושבת כיחס בין ההספק הנכנס להספק המופק.

נלקח מויקיפדיה

הגדרות נוספות הקשורות לנצילות:
קצרמר פיזיקה
תרמודינמיקה
מנועים
אנרגיה

האנרגיה החופשית של גיבס

כל מה שרצית לדעת על האנרגיה החופשית של גיבס:
האנרגיה החופשית של גיבס היא מידת העבודה "החופשית" שניתן להפיק ממערכת סגורה כאשר הלחץ והטמפרטורה קבועים.
תחת אילוצים אלו, היא מגיעה למינימום כאשר המערכת בשווי משקל.
האנרגיה החופשית של גיבס היא אם-כן הפוטנציאל התרמודינמי שהמשתנים הטבעיים שלו הם הטמפרטורה והלחץ.
מכיוון שבתגובות כימיות הטמפרטורה והלחץ הם בדרך כלל המשתנים הנשלטים, יש לאנרגיה החופשית של גיבס חשיבות רבה בקביעת הכיוון המועדף של התגובה.
האנרגיה החופשית של גיבס פותחה בשנות ה-70 של המאה ה-19 על ידי המתמטיקאי האמריקאי ג'וסיה וילארד גיבס.
האנרגיה החופשית של גיבס מסומנת באות , ונקראת על שם המדען האמריקני ג'וסיה וילארד גיבס.
היא מוגדרת כ:

כאשר

היא האנרגיה הפנימית של המערכת
היא הטמפרטורה
היא האנטרופיה
היא הלחץ
היא הנפח
היא האנתלפיה

האנרגיה החופשית של גיבס היא בעלת חשיבות רבה לצורך אפיון של מערכת.
היא גורם בקביעת המתח של תא אלקטרוכימי וקבוע שיווי משקל לתהליכים הפיכים.
היא גם ידועה בשמות שונים כגון פונקציית האנרגיה של גיבס, אנרגיה חופשית, אנתלפיה חופשית ופוטנציאל תרמודינמי בלחץ קבוע.
האנרגיה החופשית של גיבס היא הפוטנציאל התרמודינמי שמתקבל כאשר מבצעים התמרת לז'נדר על האנרגיה הפנימית כך שהטמפרטורה והלחץ הופכים למשתנים הנשלטים במקום האנטרופיה והנפח.
הדיפרנציאל (בתהליכים הפיכים) של האנרגיה החופשית של גיבס מתקבל מהדיפרנציאל של האנרגיה הפנימית:

.

האנרגיה החופשית היא כלי נוח לקביעת הכוון הספונטני של תגובה:

– תהליך ספונטני
– שווי משקל כימי – התגובה תתרחש בשני הכיוונים במידה שווה, היחס בין המגיבים לתוצרים יישאר קבוע.
– התגובה תתרחש בעיקר בכוון ההפוך

מקור: http://he.
wikipedia.
org/w/index.
php?title=אנרגיה_חופשית_של_גיבס&oldid=16024055
קטגוריה: תרמודינמיקה

נלקח מויקיפדיה

הגדרות נוספות הקשורות להאנרגיה החופשית של גיבס:
תרמודינמיקה