Slayt 1 - Hadde Metal

1-DERSİN İÇERİĞİ:
•Giriş ve termodinamik terimlerin tanımı
•Termodinamiğin 1. kanunu
•Termodinamiğin 2. kanunu
•İstatistik entropi
•Termodinamik için yardımcı temel matematik eşitlikler
•Isı kapasitesi, entalpi, entropi ve termodinamiğin 3.
kanunu
•Bir bileşenli sistemlerde faz dengesi
•Gaz kanunları
•Gaz reaksiyonları
•Gaz fazlarında ve sıvı fazlarda reaksiyon dengesi
•Çözünenlerin davranışı
•İki Bileşenli Alaşımlarda Serbest Enerji-Bileşen ve faz
Diyagramları
•Çözünmüş sıvıların reaksiyon dengeleri
•Elektrokimya
2-DERSİN YAYIN KAYNAKLAR:
•“Introduction to Metallurgical
Thermodynamics” , David R. Gaskell,
McGraw-Hill
•“Metall Thermodynamics”, David
Ronage, YTÜ Sabancı Kütüphanesi,
•“Metalurji Termodinamiği”,
Prof.Dr.Veli Aytekin İTÜ Yayını
•“Çözümlü Metalurji Termodinamiği
Problemleri”, Prof.Dr. Feridun DikeçProf. Dr. Süheyla Aydın
3-SINAV VE DEĞERLENDİRME:
1. Yıl içi sınavı %40
2. Ders uygulaması %10
3. Ödev %10
4. Final sınavı %40
1. Hafta
Giriş ve temel esaslar
2. Hafta
Termodinamiğin 1. yasası
3. Hafta
Isı, iş, enerji, entalpi, entropi, çevrim ve problem çözümü
4. Hafta
Termodinamiğin 2. yasası, entropi, 1. ve 2. yasaların birleştirilmesi
5. Hafta
Problem çözümleri
6. Hafta
Temel termodinamik eşitlikler ve dönüşüm formülleri
7. Hafta
Termodinamiğin 3. yasası ve örnek problem çözümleri, faz ve denge
koşulları
8. Hafta
1.VİZE SINAVI (12-17Kasım 2007)
9. Hafta
Gaz, katı-gaz ve katı-sıvı reaksiyonlarında denge oluşumu
10. Hafta
Ellingahm diyağramı ve uygulamaları
11. Hafta
Çözeltiler, aktivite, faz ve denge koşullarının belirlenmesi
12. Hafta
Gibbs faz kuralı, serbest enerji ve denge koşulları
13. Hafta
2.VİZE SINAVI (10-15Aralık 2007)
14. Hafta
Termodinamiğin 2. ve 3. yasalarının deneysel analizi
15. Hafta
Elektrokimya, EMK, standart potansiyel ve metalurjik uygulamalar
Giriş ve Termodinamik Terimlerin Tanımı
Metalürji termodinamiğinin klasik
termodinamikten farkı kimyasal reaksiyon
sistemini incelemesidir. Reaksiyonu yapacak
madde sistemde ve çevrede bir durum yada
konumla tanımlanır. Basınç(P), sıcaklık(T) ve
hacım(V) ancak sistemde maddenin tanımını
yapabilir. Termodinamik olayları incelemek için
sistem ve çevreyi birlikte ele almak
gerekmektedir. Kutupsal koordinatlarda P,T,V nin
oluşturduğu bir alanı ele alarak termodinamik
özelliğin yoldan bağımsız olduğunu ispatlayalım;
V
a
b
d
c
T
P1
P2
P
T1
T2
V = V (P,T)
 V 
P1 P  dP
T1
dV = Vc – Va diferansiyelini ele alalım ve
TERMODİNAMİĞİN SON DURUM İLE İLK
DURUM ARASINDAKİ kuralını
uygulayarak ve bu değişimin abc yolu
ile gidildiği kabul edersek;
dV = Vc – Va = (Vb – Va) + (Vc – Vb)
matematiksel ispatı gerçekleştirebiliriz.
ab yolu T= sabit, bc yolu P=sabit
olduğundan;
P2
(Vb-Va) =
 V 
T 1 T  dT

 P2
T2
ve (Vc-Vb) =
eşitlikleri ile tanımlanarak ,
 V 
P1 P  dP
T1
P2
dV =
 V 
+ 
 dT
T 1  T  P 2
T2
bulunur.
adc yolunu dikkate alınırsa da benzer eşitlik elde edilir.
 V 
dV =  
 dT +
T  P1
T 1
T2
 V 
P1 P  dP olur.
T2
P2
Hacım değişimini;
 V 
 dT +
ΔV =  

T 1 T  P1
T2
 V 
P1 P  dP
T2
P2
Veya;
dV =
 V 
V 

 dP + 
 dT

P

T
 T  P
şeklinde ifade edilebilir, V = V ( P, T) fonksiyonunun diferansiyelinin
matematiksel değerine eşittir.
ÇEVRE
İŞ
W
SİSTEM
U=İç enerji
SİSTEMİN
ALDIĞI (+)
Q
SİSTEM
VERDİĞİ (-)
Q
Bir gümüş klorit (AgCl O2) kimyasal reaksiyonunda, ΔH = 0
olduğunda,
AgClO2 (k) → Ag (k) + 1/2 Cl2 (g) + O2 (g)
Isı etkisi ile element yavaşça ayrışır ve değişime eğilim
göstermez. Yine de ΔH = 0 ‘a yakın olması tamamen raslantısal
meydana gelmiştir. Ekzotermiklikten başka gücü kullanan başka
kuvvetler de vardır. Bozulan her mol gümüş klorit başına yarım
mol gaz oluşur.
Eğer bir miktar dietil eteri açık bir tabağın içine konursa doğal
buharlaşma meydana gelir ve bu sabit bir sıcaklığı sürdürmesi için
ısı enerjisine ihtiyaç gösterir, sonuçta serinletici bir etki gösterir. Bu
etkiden faydalanılarak tıpta lokal anestezi yöntemi bulunmuştur.
Etil bromid’in buharlaşma sıcaklığı 38.4°C ‘dir. Bu sıcaklık normal
vücut sıcaklığına çok yakındır, bu nedenle buharlaşması çok hızlı
olur. Bu oluşumun reaksiyonu ve dönüşüm entalpisi;
C2H5Br (k) = C2H5Br (g),
ve
ΔH° = 27.36 kJ/ mol.
Sıvı yüzeyinden bir miktar buharlaşma meydana gelir. Üstelik, bu buharlaşma
olayı endotermiktir. Gümüş kloritin bozunması olayındaki gibi bu oluşum önemli
hacim artışı göstermektedir. Bunlar kendiliğinden oluşan değişimlerdir fakat
bazı endotermik kimyasal reaksiyonlar laboratuar sıcaklığının altında meydana
gelmektedir. Tionil klorit kuru temizleyicilerde çok fazla işe yarar çünkü üretim
tamamen gazlıdır ve kirlenme yok denecek kadar azdır. Suyla reaksiyona
girerek (hem de billurlaşmış suyla) denkleme göre;
SOCl2 (k) + H20 (s) = S02 (g) + 2HCl (g).
Reaksiyon için entalpi değişimi ΔH = +50.02kJ/mol ve bu reaksiyon normal
labaratuvar koşullarının altında önemli soğutma etkisi oluşturur. Bu ve bunun
gibi endotermik kimyasal reaksiyonların gaz ürünleri yoğunlaşmış reaktanlardan
ortaya çıkar. Şunu rahatlıkla söyleyebiliriz ki bu gaz oluşturma olayı entropinin
yükselmesi veya reaksiyonun gelişigüzel birleşmesinden meydana gelmiştir. Bu
uygun olmayan pozitif ΔH’a sahip reaksiyon oluşması, düzensiz birleşme
olayına örnektir.
KATI, SIVI, GAZ HALİNDE BULUNAN MADDE ÇEVRESİ İLE
DENGE OLUŞTURUR. ATOMLARI VE MOLEKÜLLER
ARASINDA HİÇ SÜRTÜNME YAPMAYAN MADDEYE İDEAL GAZ
DENİR. İDEAL GAZLARIN P-V-T İLİŞKİSİ;
1660 ROBERT BOYLE: T = Sabitse
P1/V
1787 CHARLES
: P = Sabitse
V  T
1802 JOSEPH GAY-LUSSAC: α = 1 / VO (V /T)P
v
v
P2 > P 1
T2 > T1
P1
P2
T2
T1
P
T
İDEAL GAZ İÇİN α = 1 / 273 OLUP MUTLAK SICAKLIK İLE
SANTİGRAT ARASINDAKİ FARK 273,16 DIR.
GENEL GAZ KANUNU:
P. V = n R T OLUP
R = ÜNİVERSAL GAZ SABİTİDİR.
STANDART BASINÇ 1 ATMOSFER,
STANDART SICAKLIK 0 K,
STANDART HACIM 22,414 LİTRE ALINARAK;
R = P V/ T = 1 atm. 22,414 lt / 273,16 K mol
=0,082057 lt atm / K mol
1 atm = 760 mm civa sütunudur ;
= Yükseklik x Yoğunluk x Yerçekimi
= 0,760 (m) x 1,3595 x 104 (kg/cm ) x 9,80665 (kg. m.s )
= 1,0132 x 105 (N/m2)
Bu eşitliğin her iki tarafını (1lt=1dm3=10-3 m3) ile çarparsak
1 lt.atm = 1,0132 x 102 Nm = 1,0132 x 102 joul (J) bulunur.
R=0,082057 lt.atm /K mol = 8,3144 J / K mol = 1,96 cal / K mol
3
-2
H2O nun faz diyagramının şematik çizimi
P
SIVI
1 atm
KATI
GAZ
0 Co
100 Co
T
VE GAZ BUHAR KARIŞIMLARI
İdeal gazlar için genel gaz kanunu; P.V = n.R.T = Sabit olup,
burada n mol miktarıdır. Bu denklem P-V sisteminde her noktaya
uygulanabilir. Gazlar sabit sıcaklıkta (İzoterm), sabit basınçta
(izobar) ve sabit hacımda bulundukları konumdan bir başka
konuma durum değiştirebilirler. Bir diğer durum da adyabatik
durum değiştirmedir, burada çevre ile ısı değişimi olmaz.

Adyabatik durum değiştirmede; P V = Sabit olur, burada  = cp/cv
olup cp; sabit basınçtaki ısı kapasitesi, cv ise sabit hacımdaki
ısı kapasitesidir. İdeal gazlarda tek atomlu gazlarda cp=5/2R,
iki atomlu gazlarda 7/2R ve çok atomlu gazlarda 4 R dır. Tek
atomlu gazlarda ( Ar,He,vb) cv=3/2R, iki atomlu gazlarda
(H2,O2,CO,vb) 5/2R ve çok atomlu gazlarda 3 R dır. Cp = ncp ve
Cv = ncv dır. Genel olarak; Cp = (dq /dT)p = (dH /dT)p ve Cv =
(dq/dT)v = (dU /dT)v olup U; iç enerji ve H; entalpidir. Isı
kapasiteleri arasındaki fark üniversal gaz sabitine eşittir (CpCv = P(V /T)P = R.
Sıvılarda ve katılarda sıcaklık değişirken ısının bununla olan bağıntısı:Q = m c
ΔT şeklinde olup, gazlarda da aynı denklem;Q = n C ΔT dir. Hangi tür
termodinamik işlem uygulandığına bağlı olarak iki çeşit ısı kapasitesinden biri
seçilir, Cp > Cv olduğu görülür , çünkü sabit hacimde alınan bütün ısı sıcaklığı
değiştirmez, bir kısmı da iş yapar.
MUTLAK NEM, BAĞIL NEM, ÇİĞ NOKTASI:
Havadaki nemin incelendiği bilime psikrometri denir.
Mutlak nem belli bir hacimdeki su buharı ağırlığının aynı
hacimdeki kuru hava ağırlığına oranıdır (w).
Su buharı çok düşük basınçlarda gaz olarak kabul
edilebilir . Gazlar için tanımlanan eşitlikler su buharına
da uygulanır.
Psikrometride hava bir gaz karışımı olarak kabul edirse,
bunun içindeki nem, buharlaşmış su olduğu sonucuna
varırız.
Dalton – Gibbs yasasına göre; karışımda bulunan iki
gazın birbirlerine ağırlık oranları :
Bileşiminde su buharı bulunduran nemli hava (s) ile
su buharı bulundurmayan kuru hava karışımını da (k)
ile gösterirsek; genel gaz denkleminden; P=Basınç,
V=Hacım, m=kütle, ρ=Yoğunluk için;
Ps.Vs =PkVk (T=Sabit)
Ps/Pk = Vk/Vs= mk /ρk / ms /ρs = mk ρs / ms ρk
Ps
mk ρs
Vk
—— = —— = ——
Pk
ms ρk
Vs
Eşitliği elde edilir.
Burada :
w = Gaz karışımındaki mutlak nem,
P s = Gaz karışımındaki su buharının kısmi basıncı
P k = Gaz karışımındaki kuru havanın kısmi basıncı
m s = Gaz karışımdaki suyun ağırlığı
m k = Gaz karışımdaki kuru havanın ağırlığı
Toplam gaz karışımı hacmindeki su kitlesinin kuru hava
kitlesine oranı hesaplamak istersek;
W = mk / ms = Ps ρk / Pk ρs
Kuru havanın yoğunluğu 29,27 Kg/m3 ve çok düşük
basınçta su buharının yoğunluğunu 47,1 Kg / m3 alırsak,
W = 29,27 / 47,1 Ps / Pk
W = 0,622 Ps / Pk
Bulunur.
Bağıl nem
Bağıl nem birim karışım hacmindeki su
buharı kitlesinin karışım sıcaklığındaki
doymuş buhar yoğunluğuna oranıdır.
Yerçekimi ivmesini sabit kabul ederek
bağıl nemi, birim karışım hacmindeki su
buharı ağırlığının karışım sıcaklığındaki
doymuş buharın özgül ağırlığına oranı
olarak tarif edebiliriz.
Bu oran genel olarak  ile gösterilir.
γs
= Karışım sıcaklığında kendi kısmi basıncına uyan
buharın özgül ağırlığı (kg/m3 ),
γg = Karışım sıcaklığına uyan doyma basıncındaki özgül
ağırlığı (kg/m3) olup,
γs
Vg
= —— = ——
γg
Vs
Genel gaz denkleminden, PV=mRT eşitliğini gaz ve nem
için uygularsak, karışımın sıcaklığı sabit olacağından;
Ps Vs = ms RT ve Pg Vg = mg RT yazıp oranlanırsa;
Φ = ms / mg = Ps Vs / Pg Vg olup, Vs = Vg olduğundan,
Φ = Ps / Pg
Olur.
Burada s indisleri karışımdaki su buharını g indisleri karışım
sıcaklığındaki doymuş durum özelliklerini göstermektedir. Bağıl
nem, havadaki su buharı kısmi basıncının aynı sıcaklıktaki
doymuş durum basıncına oranı olarak tarif edilebilir. Bu sıcaklık
kuru hazneli termometre sıcaklığıdır. Bir çok kaynak kitapta bağıl
nem Ps/Pg ile ifade edilir. s =g olursa, karışıma doymuş denir,
bu konumda  = 1 olur. Bağıl nem mutlak nem ile de ifade
edilebilir.
TERMODİNAMİĞİN 1. KANUNU
KÜTLESİ SABİT OLAN SOYUT BİR SİSTEMİN
TOPLAM ENERJİSİ SABİTTİR.
SİSTEMİN TOPLAM ENERJİSİ TERMODİNAMİK
DURUMA BAĞLIDIR.
SİSTEMMİN KÜTLESİ SABİT OLDUĞUNDA, ENERJİ
DEĞİŞİMİ OLUR, ANCAK ENERJİ YOK EDİLEMEZ
VE ARTIRILAMAZ
Yani, enerjinin korunumu ve enerjinin işe ve ısıya
aktarım süresi ele alınır. Bu kanuna göre; enerji bir
fonksiyonla tanımlanır. Yani, sistemin enerji değişimi,
sistemin ilk ve son durumuna bağlıdır, enerji, alınan
yoldan bağımsızdır.
James Joule’ün yaptığı deneyler sonucu ısı ve iş
arasındaki ilişki sağlam temeller üzerine oturtuldu.
Joule, deneylerinde adyabatik olarak sınırladığı suyun
belli miktarının ısı artışını gözlemledi ve yapılan iş ve
ısı arasında bir doğru orantı olduğunu gördü.
Bu orantısallığın anlaşılması ile ısının mekanik eşiti
hakkında fikir artışı meydana geldi.1 kalori 1gram
suyun sıcaklığını 1 santigrat derece artıran ısı enerjisi
diye tanımlandı. Joule ısının mekanik eşitinin değerini
joule başına 0,241 kalori olarak belirledi, çok
geçmeden bu değer joule başına 0,2389 kalori olarak
kabul edildi.
Bu da yuvarlanmış olarak joule başına 0,239 kaloridir.
(termokimyasal kalori diye adlandırılır) Gaz sabiti,
R=8,3144 joule/K mol böylece 8,3144x0,239=1,987
dir.
İÇ ENERJİ VE TERMODİNAMİĞİN 1.
YASASI
Joule tarafından yapılan deneyler şu demeçle
sonuçlandı: ‘kapalı adyabatik bir sistemde bir cismin
ilk konumundan son konumuna gelmesi için aynı iş
miktarı gerektir.
Bu durum termodinamiğin ilk yasasının formüle edilmesi
için bir başlangıçtır ve cismin veya sistemin iç
durumuna bağlı fonksiyonların tanımlanabilmesi için
gereklidir.
iç enerji U’yu fizikten bilinen kavramları kullanılarak
açıklayacak olursak yerçekimi etkisinde kütlesi “m”
olan bir cisim h1 yüksekliğinden h2 yüksekliğine
çıkarıldığında yapılan iş (W);
İş= W = kuvvet x yol = m g x (h2-h1) =m g h2-m g h1
yerçekimi etkisinde verilen m kütleli cismin potansiyel enerjisi
cismin son durumu ve ilk durumu arasındaki farka bağlıdır, ikisi
arasında alınan yoldan bağımsızdır.
Newton’un yasalarına göre m kütleli cisme uygulanan kuvvet
cismin hızlanmasına neden olur.
F = m x a = m x (du/dt) (burada a=ivme)
δW = F x dl (l = yol)
δW = m x (du/dt)x dl
=m x (dl/dt) x du
=m x u x du
Her iki tafaın Integrali alınınca
W=(1/2) m u22-(1/2) m u12
= cismin u2 hızındaki kinetik enerjisi-cismin u1 hızındaki kinetik
enerjisi
Böylece tekrar görüldüğü gibi, yapılan iş konum fonksiyonlarının
arasındaki farklılıktandır ve iki konum arasında alınan yoldan
bağımsızdır. Adyabatik olarak sınırlanmış cisim üzerinde
yapılan iş , cismin iç enerjisindeki değişime eşittir. Yani son
durumdaki iç enerji ile ilk durumdakinin arasındaki farka eşittir.
Dolayısıyla bir adyabatik işlemde cisme yapılan iş sonucu iç
enerji A dan B ye hareket eder.
W=-(UB-UA)
Eğer iş cismin üzerinde yapıldıysa UB,UA dan büyük olurdu; cisim
kendi kendine iş üretirse UB,UA dan küçüktür. Joule’ün
deneylerinde adyabatik olarak sınırlanmış suyun durumundaki
değişiklik sıcaklığındaki artış olarak ölçüldü. Bir ısı kaynağı ve
su içerisine akmasına izin verilen ısı ile termal temastaki suyun
yer değiştirmesi vasıtasıyla aynı sıcaklık artışı ve dolayısıyla
aynı durum değişimi elde edildi. Isı değişimlerini tanıtmada
cisimden dışarıya ısı veren (ekzotermik) için negatif değer,
cisme ısı alan (endotermik) için pozitif değer kullanılır.
Dolayısıyla, q=(UB-UA)
Böylelikle cisim ısı aldığında, q pozitiftir ve UB,UA dan
büyüktür; eğer cisim ısı verirse UB,UA dan küçüktür ve
q negatiftir.
Bir cisim düşünelim ki ilk konumu A, son konumu B,
yaptığı iş W, absorbe ettiği ısı q olsun. Absorbe edilen
ısı (q) iç enerjiyi q kadar artırır ve cisim tarafından
yapılan işin (W) performansı iç enerjiyi W miktarınca
azaltır. Böylece cismin iç enerjisindeki toplam değişim;
UB-UA = q – w
Bu, termodinamiğin ilk yasasının bir ifadesidir.
Durumun sonsuz değişimi için diferansiyel olarak
dU = δq - δw
Belirlenir.
İki konum arasındaki dU integrasyonu konumlar arasında alınan
yoldan bağımsız olarak bir değer verir.
Isı ve işin etkileri iki konum arasında alınan yola bağlıdır.
İki konum arasındaki yol bilinmezse δw ve δq’nun integralleri
değerlendirilemez.
Şekil ’de U2 -U1 değeri, konum 1 ve konum 2 arasında alınan
yoldan bağımsızdır.
Bununla beraber sistem tarafından yapılan iş V1 ve V2 arasındaki
eğrinin altında kalan alandır ve bu da yola bağlı olarak
değişiklik gösterebilir.
Şekil’de 1 konumundan 2 konumuna a,b,c üzerinden yapılan işler
arasında şöyle bir ilişki vardır: Wa > Wb > Wc.
Yine şekilden anlaşıldığı gibi 1 konumundan 2 konumuna ‘a’ eğrisi
üzerinden gidildiğinde ‘b’ üzerinden gidilenden daha fazla ısı
absorbe edilir.
‘b’ üzerinden gidildiğinde absorbe edilen ısı da ‘c’ üzerinden
gidildiğinde absorbe edilen ısıdan fazladır.
P
P1
1
a
P2
b
c
2
V
V1
V2
İç enerji için verilen denklemden ‘d’ bir durum fonksiyonunun
diferansiyelini belirtir ve integrali yoldan bağımsızdır.
‘d’ sembolü ise kısmi türev alınmasını işaret eder. Yola bağımlı
iki niceliğin toplamının yoldan bağımsız bir niceliği verdiği fark
edilebilir.
Sistemin ilk konumuna döndüğü çevrim için sonuç olarak U’ daki
değişim sıfırdır;
dU = (U2-U1) + (U1-U2) = 0
Döngüsel integralin yok olması durum fonksiyonunun bir
özelliğidir.
Joule’ün deneylerinde işlem adyabatik (q=0) olduğunda U2-U1 = W işleminde yolun açıkça belirtildiği fark edildi.
Eğer sıcaklık ve hacim bağımsız değişken olarak seçilirse U =
U(V,T) kısmi türevler bakımından U’nun tam diferansiyelini verir.
dU = (∂U/∂V)T dV+(∂U/∂T)V dT
Sistemin durumu sabit iken iki bağımsız değişken
sabittir.
Bağımsız değişkenlerden birinin değeri korunur
ve diğerinin değişmesine izin verilirse bu işlem
meydana gelir.
Böylece işlemde sıcaklığın (T) devamlı
korunduğunu veya basıncın (P) devamlı
korunduğunu veya hacmin (V) devamlı
korunduğunu görebiliriz.
q = 0 olan adyabatik sistemlerde de bunu
inceleyebiliriz.
TERMODİNAMİĞİN 1. YASASI
İÇ ENERJİ (U)
ENTALPİ (H)
ISI ENERJİSİ (Q)
YAPILAN İŞ (W)
Enerji korunarak, Termodinamiğin 1. yasasına
göre sistemden çevreye ısı akısı olurken
toplam enerji değişmeyecek ve sistem ile
çevre arasında iş meydana gelecektir.
Termodinamik durum sonucu, toplam enerjide dU
kadarlık enerji artışı olduğunda, sistem ile çevre
arasında dq kadar ısı değişimi olur ve sistem ile çevre
arasında dw kadar iş meydana gelir. İş P.dV olarak dış
basınca karşı yapılır. Yerçekimi kuvveti de dış kuvvet
etkisi yaptığından iş yapar.
Su aşağı doğru akar; bir tabak yere
düştüğünde kırılır ve parçaları her yere
saçılır; petrol ürünü bir yakıt ve oksijenle
kimyasal etki yapması nedeniyle küçük bir
kıvılcımla bile tepkimeye girer. Kartopu
yaparken her zaman ellerimiz soğur bunun
nedeni ısı enerjinin her zaman soğuktan
sıcağa hareket etmesidir. Hiçbir madde
kendinden daha soğuk bir maddeden ısı
enerjisi almaz. Enerji varsa alınır, bu basit
örnekler termodinamiğin TEMELİDİR.
Asıl kendimize sormamız gereken soru
neden karşı değişimlerin meydana
gelmediğidir? Su kendi kendine yukarı
doğru akabilir mi? Eğer yeterince beklersek
kırık tabak parçaları kendiliğinden tekrar
organize olarak eski haline gelebilir mi?
Karbon monoksit, karbondioksit ve su
buharı bir araya gelip, tepkimeye girerek
tekrar eski haline; petrol ürünü yakıt ve
oksijen’e dönüşebilir mi? Herhangi bir
madde buzdolabında sıcaklığını muhafaza
ederek kalabilir mi?
Bir çok örnekte enerjinin bir konumdan
diğerine dönüşümü sırasında toplam
enerjide kayıp olmadığı
varsayılmaktadır.
Teoride toplam enerji korunmaktadır
(Birinci Yasa).
Suyun düşerken, yerçekimi sayesinde
kazandığı enerji bir kinetik enerjidir.
Suyun buharlaşma sıcaklığı her 40 m
yükseklik azalmasında yaklaşık 0.1 °C
artar.
Yeryüzüne yeni düşmüş kar topluluğu toz
haldedir, hareket kabiliyeti yüksek ve kolayca
şekil alabilir fakat bir haftalık bir zaman sonra
koşullar değişir.
Değişen oluşum koşulları ve moleküllerin iç içe
girmesiyle düşük bir yapı kaybıyla büyük kristaller
oluşur.
Değeri bilinen bir kar kütlesi için yüzey alanı
nedeniyle yüzey enerjisi küçük kristallere göre
daha yüksektir bu nedenle büyük kristallerin
buhar basıncı biraz daha yüksektir.
Buz kristallerinin büyüklük değiştirmesiyle,
sonuçta; potansiyel enerji termal enerjiye
dönüşür.
Dışarıdan herhangi bir etkinin olmadığı bir yüzme
havuzundaki suyun dinlenmeye bırakıldığını
varsayalım. Eğer bir damla güçlü bir boya
çözeltisi dikkatlice suyun yüzeyine damlatmadan
eklenirse, boyanın rengi hızlı bir şekilde
yayılacak. Bu olay odanın bir köşesine dökülen
bir parfüm şişesinin bir süre sonra odanın tüm
noktalarına yayılmasına benzer.
Yoğun bir maddenin başka bir madde içinde yayılımı.
Aslında bizim günlük yaşantımız bildik
hadiselerin kalabalığından ibarettir, neyin
neyle bağıntılı olduğunu ve değişimlerin
yönünü düşünmeden duramayız. Su aşağı
doğru akar; bir tabak yere düştüğünde kırılır
ve parçaları her yere saçılır; petrol buharı
ve oksijen kimyasal yükümlülüklerinden
dolayı küçük bir kıvılcımla bile tepkimeye
girer ve bu tepkime yardımıyla bir araba
motoru üretilebilir daha sonra tepkime
sonucu oluşan egzoz gazları atmosfere
yayılır
Kartopu yaparken her zaman
ellerimiz soğur bunun nedeni termal
enerjinin her zaman soğuktan
sıcağa hareket etmesidir.
Hiçbir madde kendinden daha
soğuk bir maddeden termal enerji
almaz.
Enerji varsa alınır, bu basit örnek
termodinamiğin esasıdır.
Böylece asıl büyük kütlenin küçük parçalara
ayrılmasında kalori, uygun ısı olarak geliştirildi.
Rumford kör bir delici kullanarak harcanan işin
üretilen ısı ile aynı olduğunu kanıtladı.
Bu durumda kalori teorisi ısı üretimini, işin
performansı sırasında metal yüzeyleri
üzerindeki hava hareketine bağladı.
Kalori teorisi 1799’da Humphrey Davy’nin iki
buz kalıbını boşlukta birbirine sürtüp eritmesiyle
gözden düşürüldü. Buzun erimesi için gerekli
ısı, buzların birbirine sürtmesi sırasında yapılan
mekanik iş tarafından sağlandı.
Kal / K mol oldu.
Genel Olarak;
U = U(V,T)
dU=(U/V)T . dV + (U/T)V . dT
dU=n c v d T
cv= (dU /dT)V,
cp = (dH /dT)P
ΔU ab = ΔU ac +ΔU cd+ ΔU db
ΔQ ab = ΔQ ac +ΔQ cd+ ΔQ db
ΔH ab = ΔH ac +ΔH cd+ ΔH db
ΔW ab = ΔW ac+ ΔWcd+ ΔWdb
BİLİNMESİ GEREKEN ÖZET BİLGİ
1. Δ: Bir büyüklüğün İki farklı durumu arasındaki değeri,
d:Termodinamik özelliği olmayan büyüklüğün diferansiyeli,
d:Termodinamik özelliği olan büyüklüğün diferansiyeli,
2. 1. yasa tersinirdir. Çevrim tekrarlandıkça kayıp olma
3. U=(V,T), dU=Cv dT, dH = n Cp , Cp = n cp, Cv = n c
v,
4.İzobar sistemde H = U + W
5.İzoterm sistemde
V2
dW=
 PdV
V1
4. Adyabatik Sistemde
Q=0 dır !
5. PV=nRT ideal gazlar için genel
gaz denklemi
P-V
düzleminde her noktaya
uygulanır !
Ancak Adyabatik sitem için
= sabittir !
PVT – ÇEVRİMi(Döngüsü)
P
a
c
d
T=Sabit
T=Sabit
b
V
Dersin Tatbikatı
Öğrenci No:
Adı Soyadı :
Uygulama Tarihi: Ekim2007
Öğrencinin Notu :
Hacmi 15 lt, basıncı 25 atm ve sıcaklığı 400 K olan iki atomlu bir miktar ideal gaz
bulunduğu konumu iki farklı yolla termodinamik olarak değiştirerek bir çevrim
yapmaktadır. Birinci yol; Sırasıyla 1o) önce sabit basınçta 1300 K sıcaklığa getirildikten
sonra bu 1300 K sabit sıcaklıkta 5 atm basınca ve daha sonra bulunduğu hacım
değiştirimeden1 atm basınca ve bu konumdan da başlangıç konumuna izoterm olarak
getiriliyor. İkinci yol, 2o) Başlangıç koşulu(15lt hacım, 25 atm basınç ve 400K sıcaklık)
aynı seçilerek izoterm olarak 1 atm basınca, bu konumda sabit hacimde basıncı
yükseltilerek 5 atm basınca getirildikten sonra, sabit sıcaklıkta tekrar başlangıç
konumuna getiriliyor.
a)Her iki çevrimi P-V –T diyagramında çizerek gösteriniz.
b)Her bir durum değiştirmedeki basınç, sıcaklık hacmi hesaplayıp diyağram üzerinde
gösteriniz.
c)15 lt hacım, 25 atm basınç ve 400K sıcaklıktan 1 atm basınç, …lt hacım ve …K
sıcaklığa izoterm olarak ulaşıldığında ΔU, ΔQ, ΔH ve ΔW ne olur,
d) 15 lt hacım, 25 atm basınç ve 400K sıcaklıktan 25 atm sabit basınç, …lt hacım ve …K
sıcaklığa ve daha sonra bu konumdan izoterm olarak 5 atm basınca gelip sabit
hacımda 1 atm basınca ulaşıldığında ΔU, ΔQ, ΔH ve ΔW ne olur,
e) (a) ,(b),© ve (d) yolları arasındaki farklılık varmıdır,neden, sözel ve sayısal açıklayınız.
CEVAPLAR