Студопедия  
Главная страница | Контакты | Случайная страница

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатика
ИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханика
ОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторика
СоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансы
ХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника

Уравнение Пригожина и его анализ.

Читайте также:
  1. Iii. Уравнение прямой, проходящей через данную точку в данном направлении
  2. PEST-анализ. Метод анализа внешней среды
  3. R-виды стратегий и их роль в сукцессионных процессах (график и уравнение роста, сильные и слабые стороны стратегий).
  4. Анализ внешней среды организации. SWOT-анализ.
  5. Анализ дебиторской и кредиторской задолженности, их сравнительный анализ.
  6. Анализ как важнейший этап изучения литературного произведения. Школьный и литературоведческий анализ. Требования к школьному анализу.
  7. Аналитические коэффициенты. Вертикальный и факторный анализ.
  8. Вопрос №1 Идеальный газ. Основное уравнение МКТ идеального газа. Температура и ее измерение. Абсолютная температура.
  9. Вопрос №1 Уравнение состояния идеального газа. Изопроцессы.
  10. Вопрос №1 Фотоэффект. Законы фотоэффекта. Уравнение Эйнштейна для фотоэффекта. Применение фотоэффекта в технике

Термодинамика биологических процессов (продолжение).

Неравновесная термодинамика.

 

Вышеизложенные положения классической (равновесной) термодинамики верны для изолированных и закрытых систем и описывают системы, находящиеся в состоянии термодинамического равновесия.

Неравновесная термодинамика подразделяется на линейную термодинамику и нелинейную. Линейная термодинамика рассматривает процессы, протекающие вблизи равновесия. Нелинейная термодинамика – вдали от него.

Уравнение Пригожина и его анализ.

Уравнение Пригожина позволяет решить вопрос применимости второго закона термодинамики к открытым системам. Согласно второму закону термодинамики,

 

dS ≥ 0.

 

Пригожин предложил разбить общее изменение энтропии на два слагаемых:

 

dS = dSe + dSi,

 

где: dSe– изменение энтропии за счет обмена энергией и веществом с внешней средой,

dSi– изменение энтропии за счет необратимых процессов, протекающих в системе, и оно всегда больше нуля: dSi > 0. В стационарном состоянии, если dS = 0, то dSe = – dSi.

Если изменение энтропии за счет необратимых процессов всегда больше нуля, то свободная энергия Гиббса связана с выражением:

 

dSi/dt = (1/Т) · (– dG/dt) > 0.

 

В результате возможно осуществление нескольких вариантов:

1) если dSe > 0, то и dS > 0;

2) если dSe < 0, а |dSe| < |dSi|, то dS > 0,

3) если dSe < 0, а |dSe| > |dSi|, то dS < 0.

 

Последний вариант является лишь кажущимся отклонением от второго закона термодинамики, так как процесс обмена (dSe < 0) идет заведомо против градиента и осуществляется за счет внешних сил, т.е. работа совершается над системой. Это просто следствие некорректной формулировки – открытую систему в этом случае с точки зрения термодинамики нельзя изолировать от среды, необходимо раздвинуть границы и тогда с соблюдением параметров новой открытой системы – общее изменение энтропии сменит знак (dS > 0).

Неравновесная линейная термодинамика необратимых процессов. Основы неравновесной линейной термодинамики заложены Онзагером и развиты Пригожиным. Согласно ее положениям, допускается, что, даже если система в целом неравновесная, каждая из подсистем может находиться в состоянии равновесия (принцип локального равновесия).

Таким образом, неравновесная линейная термодинамика рассматривает процессы вблизи термодинамического равновесия, когда между потоками и силами существует линейная зависимость.

Изменение энтропии в открытых системах. Для анализа изменений энтропии в открытых системах вводится понятие локальная скорость энтропии (σ) в элементарном объёме (dV).

На основании этого допущения в неравновесной термодинамике можно использовать основные положения равновесной, и тогда изменение энтропии можно считать равным:

dSi/dt = ∫ σ · dV, а так как dSi/dt ≥ 0, то σ ≥ 0.

V

 

Эта функция универсальна для всех термодинамических процессов. Например, для химической реакции она равна:

 

Т · dSi/dt = А · υ,

 

где: A– сродство химической реакции, а υ – скорость реакции.

 

Таким образом, эта функция, отражающая в общем случае произведение силы (Х) на поток (J) получила название «диссипативная функция»:

 

J · X = Т · dSi/dt = Т · σ.

 

Если в открытой системе протекает количество процессов, равное К, то «диссипативная функция» равна:

 

Т · σ = ∑ JК · XК.

К

 

Таким образом, и в открытой системе протекание термодинамических процессов всегда сопровождается диссипацией (рассеянием энергии).

 




Дата добавления: 2015-04-12; просмотров: 60 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав

<== 1 ==> |


lektsii.net - Лекции.Нет - 2014-2024 год. (0.009 сек.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав