Termodinamikaning ikkinchi qonuni va metallurgik jarayonlarning yo‘nalishi

Termodinamikaning ikkinchi qonuni
Termodinamikaning birinchi qonuni energiyaning saqlanish va aylanish jarayonini miqdoriy tomondan tavsiflaydi. Termodinamikaning ikkinchi qonuni bu jarayonlarning sifat tomonini tavsiflaydi. Termodinamikaning birinchi qonuni bironta jarayonning energetik balansini tuzish uchun zarur bo‘lgan barcha ma’lumotlarni beradi, lekin u, bironta jarayonning sodir bo‘lishi yoki bo‘lmasligi haqida hech qanday ma’lumot bermaydi.
Termodinamikaning ikkinchi qonuni ham, birinchi qonun kabi tajriba asosida ta’riflanganligini ta’kidlab o‘tish lozim. Termodinamikaning ikkinchi qonunini umumiy ko‘rinishda quyidagicha ta’riflash mumkin:
O‘z-o‘zidan sodir bo‘ladigan har qanday jarayon qaytmas jarayondir. Ikkinchi qonunning barcha boshqa ta’riflari bu umumiy ta’rifning xususiy hollaridan iborat.
Har-xil olimlar termodinamikaning ikkinchi qonuniga turlicha ta’rif berganlar.
Shu ta’riflar haqida qisqacha ma’lumot beraylik.

1. 
   Sadi Karno (1824 yilda) quyidagi ta’rifni berdi: “Termodinamik tizim ish bajara olishi uchun kamida turli temperaturali ikki manba zarur. Issiqlik dvigatellari F.I.K. >1 bo‘la olmaydi”.
   
2. 
   R. Klauzius (1850 yilda) quyidagi ta’rifni taklif etdi: “Issiqlik ancha sovuq jismdan ancha issiq jismga o‘z-o‘zidan o‘ta olmaydi”.
   
3. 
   V. Tomson (Lord Kelvin) 1851 yilda quyidagi ta’rifni taklif etdi: “Jonsiz material agent yoramida moddaning qandaydir massasidan uni atrofdagi predmetlardan eng sovug‘ining temperaturasidan past temperaturagacha sovitish yo‘li bilan mexanikaviy ish olib bo‘lmaydi”.
   
4. 
   M. Plank quyidagi ta’rifni taklif etdi: “Barcha ishi bironta yukni ko‘tarish va issiqlik manbaini sovitishdan iborat bo‘lgan davriy ishlaydigan mashina qurib bo‘lmaydi”.
   
5. 
   V.F. Osvold quyidagi ta’rifni taklif etdi: “Ikkinchi tur abadiy Dvigatelni, (faqatgina bitta issiqlik manbai hisobiga ishlaydigan) qurib bo‘lmaydi”.
   

Shuni aytib o‘tish lozimki, ikkinchi tur abadiy dvigatelining mavjud bo‘lishi termodinamikaning birinchi qonuniga qarshi bo‘lmaydi. Haqiqatan ham bu Dvigatelda ish hech narsadan emas, balki issiqlik manbaining ichki energiyasi hisobiga bajarilgan bo‘lur edi. Issiqlik jarayonlarining o‘ziga xos muhim xususiyatini ta’kidlab o‘tish zarur. Mexanik ishni, elektrik ishni, magnit kuchlarining ishini va hokazolarini qoldiqsiz, batamom to‘la issiqlikka aylantirish mumkin. Issiqlikka kelsak, davriy takrorlanadigan jarayonda uning bir qismigina mexanik va boshqa turlardagi ishga aylanishi mumkin: uning boshqa qismi muqarrar ravishda sovuq manbaga berilishi kerak.

Termodinamikaning ikkinchi qonuniga muvofiq ikki jismga yoki sistemalarga hech qanday o‘zgarishlar ta’sir etmagan holda sovuq jismdan issiq jismga issiqlik o‘tishi mumkin emas, ya’ni o‘z-o‘zidan sovuq muhitdan issiq muhitga issiqlik o‘tmaydi. Bunday jarayon sodir bo‘lishi uchun qandaydir ish sarf bo‘lishi kerak.

Termodinamikaning ikkinchi qonuni va qaytmas tabiiy jarayonlar moddalarning atom-molekular tabiati va tavsifini, zarrachalarning issiqlikda tartibsiz harakatlanishini xarakterlovchi jarayonlardir.
Sistemada zarrachalarning “tartibsizlik” holatini miqdoriy tavsifnomasi sifatiga entropiya funksiyasi kiritilgan bo‘lib, u S harfi bilan belgilanadi va kJ/mol ∙ K birliklarida o‘lchanadi. Jarayonlar o‘z-o‘zidan borishi uchun sistemaning entropiyasi reaksiyadan oldingi holatdagiga nisbatan reaksiyadan keyin oshishi kerak, ya’ni ΔS_k.r > 0 bo‘lishi kerak. Kimyoviy reaksiyalarda entropiya o‘zgarishi quyidagi asosiy formula bilan hisoblanadi:
ΔS_{298 k.r} = ∑S_{298(mahsulot)} – ∑S_{298(dast.modda)} (1.6.1)
Bu yerda: ∑S_{298(mahsulot)} – reaksiya natijasida hosil bo‘lgan modalar standart entropiyalarining yig‘indisi; ∑S_{298(dast.modda)} – reaksiyaga kirishayotgan moddalar standart entropiyalari yig‘indisi.
Kimyoviy reaksiyalar sodir bo‘layotgan paytda bir vaqtning o‘zida sistemaning ham entalpiyasi, ham entropiyasi o‘zgaradi. Ana shu ikki effektning yig‘indisi sistema (reaksiya)ning “Gibbs energiyasi” (erkin energiyasi) deyiladi. Bu paytda sistemaning harorati va bosimi o‘zgarmas holda saqlanganligi uchun Gibbs energiyasini boshqacha qilib – sistema izobar-izotermik potensialining o‘zgarishi ham deyiladi va u ΔG holiday belgilanadi, uning o‘lchov birligi – kJ/mol, kkal/mol. “1 mol” moddaning standart sharoitda hosil bo‘lishida reaksiya izobar-izotermik potensialining o‘zgarishi shu moddaning standart hosil bo‘lish izobar-izotermik potensiali o‘zgarishi deyiladi va ΔG^h.b.₂₉₈ yoki ΔG^f₂₉₈ ko‘rinishda yoziladi.
Har qanday kimyoviy reaksiya izobar-izotermik potensialining o‘zgarishi – ΔG_{298 (k.r.)} quyidagi formula yordamida hisoblanadi:
ΔG^(h.r.)₂₉₈ = ∑ΔG ^h.b._{298(mahsulot)} – ∑ΔG ^h.b._{298(dast.modda)} (1.6.2)

Bu yerda: ∑ΔG ^h.b._{298(mahsulot)} – reaksiya natijasida hosil bo‘lgan moddalar standart Gibbs energiyalari o‘zgarishining stexiometrik koeffitsiyentlarni hisobga olib topilgan yig‘indisi, kJ/mol;

∑ΔG ^h.b._{298(dast.modda)} – reaksiyaga kirishayotgan dastlabki moddalar standart Gibbs energiyalari o‘zgarishining yuqoridagidek yig‘indisi, kJ/mol.
Umuman sistemaning harorati (T), entalpiya o‘zgarishi (ΔH), entropiya o‘zgarishi (ΔS) hamda Gibbs energiyasi (ΔG) o‘rtasida quyidagi bog‘lanish mavjud:
ΔG = ΔH – TΔS (1.6.3)

Sistemaning Gibbs energiyasi qiymatiga qarab, standart sharoitda reaksiyalarning o‘z-o‘zicha borish-bormasligi va reaksiyaning yo‘nalishi to‘g‘risida xulosa qilinadi:

a) agar kimyoviy reaksiya Gibbs energiyasi o‘zgarishining qiymati ΔG_{298 (k.r.)} > 0, ya’ni musbat bo‘lsa, bu reaksiyalar standart sharoitda o‘z-o‘zidan bora olmaydi;
b) agar ΔG_{298 (k.r.)} < 0, ya’ni manfiy bo‘lsa, bu reaksiyalar standart sharoitda o‘z-o‘zidan boradi. Bu reaksiyalar iqtisodiy va texnologik jihatdan qulay hisoblanadi;
d) agar ΔG_{298 (k.r.)} = 0 bo‘lsa, bunda sistema kimyoviy muvozanat holatida bo‘ladi. Muvozanatni zarur reaksiya boradigan tomonga yo‘naltirish uchun sistema parametrlari (P, T, C, V lar)ni o‘zgartirish kerak bo‘ladi.