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<math>dU = | <math>dU = \delta Q - \delta W</math><ref>물리에서는 일을 δW = PdV, 즉 '계가 외부에 대해 하는 일' 로 정의하는데, [[화학]]에서는 δW = - PdV, '반응이 이루어지는 계가 외부로부터 받은 일' 로 정의하기 때문에 부호가 바뀌어 dU = δQ '''+''' δW라고 쓰기도 한다. 화학에서는 주로 계의 에너지 변화에 관심이 많으므로 계의 에너지를 상승시키는 방향의 일을 양으로 정의하고, 공학 등에서는 계의 에너지 변화를 통해 외부에 일을 하는 기계장치를 다루는 경우가 많으므로 계가 외부에 하는 방향의 일을 양으로 정의하는 경우가 많다.</ref> | ||
=== 열역학 제 2 법칙 : [[엔트로피]] 증가의 법칙 === | === 열역학 제 2 법칙 : [[엔트로피]] 증가의 법칙 === | ||
2015년 5월 12일 (화) 16:12 판
熱力學 Thermodynamics
열과 일 그리고 퍼텐셜에너지의 상호 변화에 관한 학문이다. 초기 열역학의 경우 단순히 닫힌 계에서 열과 일 그리고 온도의 변화에 대한 상호관계에 대한 기술이 중심이 되었으나 현재에 이르러서는 물질의 안정상, 상변화, 화학적 퍼텐셜, 에너지 변화의 방향성 등 에너지의 출입에 관한 모든 현상을 총체적으로 기술하는 학문이 되었으며 뉴턴 역학은 물론 양자역학에서도 유효하게 적용되는 법칙을 제공한다. 많은 공과대학과 자연과학대학에서 대개 2학년의 과목에 포함되도록 되어 있으며 과마다 기본적인 법칙은 같으나 주안점을 두는 부분이 다르다.
많은 공대생들이 유체역학과 함께 처음 마주치며 앞으로의 전공수업을 포기하게 만드는 일차 난관. 특정과 기준, 여기를 지나고 나면 양자역학이 기다리고 있다.
기본적으로 온도, 압력, 부피와 같은 물질 자체의 자연적 특성과 열, 일과 같은 경로함수로 기술되며 여기서 유도되는 엔탈피, 엔트로피, 자유에너지와 같은 각종 파생개념들로 확장되어 기술된다. 여기에 계내의 각 물질과 상에 대한 정보가 추가되면 계 내의 모든 상태변화에 대해 기술할 수 있게 된다.
열역학의 기본 법칙
열역학 제 0 법칙 : 열평형의 법칙
A와 B가 열적 평형 상태에 있고, B와 C가 열적 평형 상태에 있다면, A와 C는 서로 열적 평형 상태에 있다.
열역학 제 1 법칙 : 에너지 보존의 법칙
에너지는 그 형태만 변할 뿐 항상 보존된다.
수식으로 표현하면 다음과 같다.
[math]\displaystyle{ Q = \Delta U + W }[/math]
미분형식은 [math]\displaystyle{ dQ = dU + dW }[/math]
또는 [math]\displaystyle{ dU = \delta Q - \delta W }[/math][1]
열역학 제 2 법칙 : 엔트로피 증가의 법칙
고립계에서 엔트로피는 항상 증가한다.
즉, 고립계에서 [math]\displaystyle{ \Delta S \gt 0 }[/math]
일반화하여 [math]\displaystyle{ dS=\frac{\delta Q}{T} }[/math]라고 쓴다.
열역학 제 3 법칙 : 절대영도 도달 불가의 법칙
절대영도에서 순수한 결정의 엔트로피는 0이다.
열역학적 보조함수
열역학에서 통용되는 보조함수로 상태함수라는 특징을 가지고 있다.
- U(내부 에너지)
- A(헬름홀츠 자유에너지)
- G(깁스 자유에너지)
- H(엔탈피)
- S(엔트로피)