عرض مصدر ديناميكا حرارية

{{بطاقة تخصص}}
{{ديناميكا حرارية}}

'''الديناميكا الحرارية'''<ref name=":0">{{استشهاد بويكي بيانات|Q12244028|الصفحة=824}}</ref><ref name=":3">{{استشهاد بويكي بيانات|Q115526796|الصفحة=317}}</ref> أو '''علم التحريك الحراري'''<ref name=":1">{{استشهاد بويكي بيانات|Q113016239|الصفحة=484}}</ref> أو '''التحريكيات الحرارية'''<ref>{{استشهاد بويكي بيانات|Q113987323|الصفحة=287}}</ref> أو '''الديناميات الحرارية<ref name=":0" />'''<ref name=":2">{{استشهاد بويكي بيانات|Q114804479|الصفحة=205}}</ref> أو '''الدينامية الحرارية'''<ref name=":2" /> أو '''الثرموديناميك'''<ref name=":1" /><ref name=":2" /> أو '''الثرموديناميكا'''<ref name=":3" /> {{لات|Thermodynamica}} هو أحد فروع [[ميكانيكا إحصائية|الميكانيكا الإحصائية]] الذي يدرس خواص انتقال الشكل الحراري للطاقة وتحولاته إلى أوجه أخرى منها، مثل تحول [[طاقة حرارية|الطاقة الحرارية]] إلى [[طاقة ميكانيكية]] مثلما في [[محرك احتراق داخلي]] و[[محرك بخاري|الآلة البخارية]]، أو تحول الطاقة الحرارية إلى [[طاقة كهربائية]] مثلما في [[محطة توليد طاقة كهربائية|محطات القوى]]، وتحول [[طاقة حركية|الطاقة الحركية]] إلى [[طاقة كهربائية]] كما في [[توليد الكهرباء]] من السدود والأنهار.

وقد تطورت أساسيات علم الترموديناميكا بدراسة تغيرات الحجم وال[[ضغط]] و[[درجة حرارة|درجة الحرارة]] في [[محرك بخاري|الآلة البخارية]]. معظم هذه الدراسات تعتمد على فكرة أن أي [[نظام معزول]] في أي مكان من الكون يحتوي على [[كمية فيزيائية]] قابلة للقياس تسمى [[طاقة داخلية|الطاقة الداخلية]] للنظام ويرمز لها بالرمز (U). وتمثل هذه الطاقة الداخلية مجموع [[حرارة كامنة|الطاقة الكامنة]] و[[طاقة حركية|الطاقة الحركية]] للذرات والجزيئات ضمن النظام، أي جميع الأنماط التي يمكن أن تنتقل مباشرة كالحرارة، كما تنتمي [[طاقة كيميائية|الطاقة الكيميائية]] (المختزنة في [[رابطة كيميائية|الروابط الكيميائية]]) و[[طاقة نووية|الطاقة النووية]] (الموجودة في [[نواة الذرة|نوى الذرات]]) إلى الطاقة الداخلية لنظام.

بدأت دراسات '''الديناميكا الحرارية ''' مع اختراع [[محرك بخاري|الآلة البخارية]] وترتب عليها قوانين كثيرة تسري أيضا على جميع أنواع الآلات؛ وبصفة خاصة تلك التي تحول الطاقة الحرارية إلى [[شغل (ديناميكا حرارية)|شغل ميكانيكي]] مثل جميع أنواع ال[[محرك]]ات أو عند تحول [[طاقة حركية|الطاقة الحركية]] إلى [[طاقة كهربائية]] مثلا أو العكس.

نفرق في الثرموديناميكا بين «نظام مفتوح» و«نظام مغلق» و«نظام معزول». في النظام المفتوح تعبر مواد النظام حدود النظام إلى الوسط المحيط، بعكس النظام المغلق فلا يحدث تبادل للمادة بين النظام والوسط المحيط. وفي النظام المعزول فلا يحدث بالإضافة إلى ذلك تبادل لل[[طاقة]] بين النظام المعزول والوسط المحيط، وطبقا لقانون بقاء الطاقة يبقى مجموع الطاقات الموجودة فيه ([[طاقة حرارية]]، و[[طاقة كيميائية]]، و[[طاقة حركية|طاقة حركة]]، و[[طاقة مغناطيسية]]...إلخ) تبقى مجموعها ثابتا.

[[ملف:Carnot engine (hot body - working body - cold body).jpg|تصغير|يسار|320بك|صورة ملونة للصورة الأصلية من عام 1824 لآلة كارنو تبين غلاية ساخنة، ووسط شغال (بخار في أسطوانة ذات مكبس)، ووسط بارد (ماء). والرموز على الاسطوانة تُعلم نقاط توقف مهمة في [[دورة كارنو]].]]

توضح لنا الديناميكا الحرارية اعتماد ال[[حرارة]] و[[شغل (ديناميكا حرارية)|الشغل الميكانيكي]] عند حدود النظام على [[دالة حالة|دوال الحالة]] التي تصف حالة النظام. ومن دوال الحالة التي تصف النظام نجد: [[درجة حرارة|درجة الحرارة]] ''T''، وال[[ضغط]] ''p''، و[[تركيز (توضيح)|كثافة الجسيمات]] ''n''، و[[جهد كيميائي|الجهد الكيميائي]] ''μ'' وهذه تسمى "[[خاصية مكثفة وخاصية شمولية|خواص مكثفة]]"، وصفات أخرى مثل [[طاقة داخلية|الطاقة الداخلية]] ''U'' و[[إنتروبيا]] ''S''، وال[[حجم]] ''V'' وعدد الجسيمات ''N''، وقد جرى العرف على تسميتها [[كمية شمولية|كميات شمولية]]. الفرق بين الكميات المكثفة والكميات الشمولية ينحصر في كون الدوال المكثفة لا تتغير بتضخيم النظام (إضافة جزء جديد) مثل ال[[كثافة]] و[[حرارة نوعية|الحرارة النوعية]]، أما الدوال الشمولية أو الكميات الشمولية فهي تزداد بتضخيم النظام مثل عدد الجسيمات، و[[طاقة داخلية|الطاقة الداخلية]] (المحتوى الحراري في النظام).

== أصل الكلمة ==
المصطلح في اللغات الأوروبية {{لات|Thermodynamica}} مأخوذ من الأصول [[اللغة اليونانية|اليونانية]] θέρμη أي [[حرارة]] وδύναμις أي [[طاقة]]، وتترجم إلى '''الديناميكا الحرارية'''.

== تمهيد ==
[[ملف:Translational motion.gif|تصغير|يسار|300بك|حركة الذرات والجزيئات في الغاز حركة عشوائية مهرجلة ، تتسم ''' ب[[إنتروبيا]] '''عالية. ملحوظة: خفضت سرعات [[ذرة|الذرات]] في هذا الشكل نحو 1000.000.000.000 مرة عن طبيعتها.]]

في أواخر القرن الثامن عشر ظهر علم الديناميكا الحرارية كعلم يدرس تحول الطاقة الحرارية إلى عمل ميكانيكي، واستنادا إلى ذلك وضعت الأسس النظرية لعمل الآلات الحرارية. غير أن التطور المستمر في [[محرك بخاري|المحركات الحرارية]] أعطى علم الديناميكا الحرارية أهمية كبيرة تخطت حدود الهندسة الحرارية لتلقى استخداما واسعا في فروع مختلفة من العلوم الأساسية كالفيزياء والكيمياء، وتقنية الطاقة وتقنية المحركات على اختلاف أنواعها وتقنية البطاريات. والديناميكا الحرارية الحديثة هو العلم الذي يتطرق إلى دراسة قوانين التحولات المتبادلة لمختلف أشكال الطاقة، كما ويعالج العمليات أو الظواهر التي تحدث في الطبيعة من خلال تحول الطاقة من شكل إلى آخر. وتختلف الديناميكا الحرارية عن الفيزياء والكيمياء بأنها لا تستند إلى أي نموذج لبناء المادة، كما لا ترتبط بأي تصور عن البنية الجزيئية لهذه المادة، ولكنه يعتمد على القوانين التي تم التوصل إليها تجريبيا.<ref name="ترمو">الترموديناميك الهندسي، 1993، د.رضوان المصري، د.ماجدة برمدا، د.نبهان خياطة، مديرية الكتب والمطبوعات الجامعية، منشورات جامعة حلب.</ref>

وعلم الديناميكا الحرارية يرتكز على ثلاث قوانين تجريبية و[[معادلة حالة|معادلة الحالة]]:<ref name="ترمو"/>
* [[القانون الأول للديناميكا الحرارية]]، أو قانون حفظ الطاقة.
* [[القانون الثاني للديناميكا الحرارية]] وهو يبين اتجاه سير ظواهر طبيعية تحدث في الطبيعة، مثل انتقال الحرارة من الجسم الساخن إلى البارد.
* [[القانون الثالث للديناميكا الحرارية]] وهو يؤكد عدم بلوغ الصفر المطلق لدرجة الحرارة.

وتعطي الديناميكا الحرارية وصفا شاملا للعمليات والظواهر التي تحدث في الطبيعة بصفة عامة، وتفسر لنا [[تفاعل كيميائي|التفاعلات الكيميائية]] وهي هامة جدا في مجالات [[صناعة كيميائية|الصناعات الكيماوية]] و[[تكرير النفط|تكرير البترول]] و[[محطة توليد طاقة كهربائية|محطات الطاقة]] وإنتاج [[بطارية|البطاريات]] و[[كفاءة حرارية|كفاءة المحركات]] وإنتاج البخار وتعيين خواص الغازات.<ref name="ترمو"/>

يهتم علم الديناميكا الحرارية -كما يدل الاسم- بال[[حرارة]] أو الطاقة الحرارية بالدرجة الأولى وبكل الظواهر التي تظهر أو تتعلق بهذه الطاقة مثل عمليات [[انتقال الحرارة]] من جسم لآخر أو كيفية تخزين هذه الطاقة أو توليدها. يقوم علم الديناميكا الحرارية على [[قوانين الديناميكا الحرارية|أربعة قوانين]] كبرى وهي [[القانون الصفري للديناميكا الحرارية|القانون صفر]] (أو القانون الرابع) و[[القانون الأول للديناميكا الحرارية|القانون الأول]] و[[القانون الثاني للديناميكا الحرارية|القانون الثاني]] و[[القانون الثالث للديناميكا الحرارية|القانون الثالث]].
إلى جانب ذلك وهو الأهم تدرس الديناميكا الحرارية علاقة الحرارة بالتحريك الميكانيكي، مثلما ساعدنا في ذلك على اختراع الآلة البخارية ومحرك البنزين وطرق رفع كفاءتهم، كما تدرس الديناميكا الحرارية العلاقة بين الحرارة و[[تفاعل كيميائي]] وتطبيقاتها تجمع بين اختراع البطاريات والمركمات، وأخيرا علاقة الحرارة بالكهرباء حيث تساعدنا على توليد [[طاقة كهربائية|الطاقة الكهربائية]] من عدة وسائل مثل محطات تعمل بالفحم أو بالقوى المائية أو ب[[طاقة نووية|الطاقة النووية]]. كل تلك التقنيات تعتمد على تطويرها بغرض رفع كفاءتها على علم الديناميكا الحرارية.

== التاريخ ==
قام العالم الفيزيائي الفرنسي [[سعدي كارنو|سادي كارنو]] عام 1824 بدراسة كمية الحرارة التي تعمل بها [[محرك بخاري|آلة بخارية]]. وتبين له أن ال[[بخار]] الساخن يمكن أن يسخن ماء بارد وأن يقوم بإنتاج عمل ميكانيكي في نفس الوقت. واعتقد كارنو أنه خلال تلك العملية لا يحدث فقدا في الطاقة. كما وصف «كارنو» العمليات الجارية في الآلة البخارية بأنها عملية دورية، أي أنها دورة تتكرر مرارا. واستطاع العالم [[كلابيرون]] بعد ذلك بصياغة تلك الدورة في صياغة رياضية وسميت تلك الطريقة [[دورة كارنو]].<ref>''Handbuch der Experimentellen Chemie Sekundarbereich II'', Band 7: ''Chemische Energetik''. Aulis Verlag Deubner, Köln, S. 1</ref>

ثم جاء الطبيب الألماني «يوليوس ماير» عام 1841 وقدم الافتراض أن [[طاقة|الطاقة]] في نظام مغلق تكون ثابتة المقدار. فلا يمكن أن تفنى الطاقة، وإنما تتحول من صورة إلى أخرى. هذا الافتراض أصبح معروفا [[حفظ الطاقة (فيزياء)|قانون بقاء الطاقة]]. وقام «ماير» بحسابات في تحويل الحرارة إلى طاقة حركة ميكانيكية. وقام بحساب كمية الطاقة اللازمة لرفع درجة حرارة 1 [[غرام (وحدة قياس)|جرام]] من الماء 1 [[درجة حرارة مئوية|درجة مئوية]]، وكم تبلغ تلك الطاقة عندما تتحول إلى طاقة ميكانيكية. وأتم ماير الحساب واتضح له أن تلك الكمية من الحرارة تكفي لرفع 1 [[غرام (وحدة قياس)|جرام]] 367 [[متر]] إلى أعلى (في الحقيقة ترفعه 426 متر). وشكلت تلك الحسابات أساسا [[القانون الأول للديناميكا الحرارية|للقانون الأول للديناميكا الحرارية]] عن الحركة الحرارية (الترموديناميكا).<ref>Hans Joachim Störig: ''Kleine Weltgeschichte der Wissenschaften'' 2, Fischer Taschenbuch, Juni 1982, S. 91</ref> ثم عين [[جيمس بريسكوت جول|جيمس جول]] عام 1844 المكافئ الميكانيكي الحراري بدقة كبيرة.

وفي عام 1840 قام العالم الكيميائي الألماني السويسري [[هرمان هيسه|هيرمان هاينريش هس]] مقالة علمية تحت عنوان: «فحوصات حرارية كيميائية» تتعلق بظاهرة حفظ الطاقة في [[جزيء|الجزيئات]] بمشاهداته الحرارة الناتجة من تفاعلات كيميائية.

وبينما كان تصور «كارنو» أن كمية الطاقة تبقى كاملة لا تتغير أثناء عمل [[محرك بخاري|آلة بخارية]]، أخذ «ماير» في الحسبان إمكانية تحول الطاقة من صورة إلى أخرى مثل تحولها إلى طاقة حركة عند تشغيل آلة. ثم جاء العالم الفيزيائي الألماني [[رودولف كلاوزيوس|رودولف كلاوسيوس]] عام 1854 وربط بين الفكرتين: فكرة كارنو وفكرة ماير، وبيّن أن الآلة البخارية تعمل عندما تسري حرارة من وسط ساخن إلى وسط بارد داخل الآلة، وأيد بذلك فكرة كارنو في أن الطاقة لا تفنى وإنما يمكن أن يتحول جزء منها إلى شغل، أي طاقة ميكانيكية (طاقة حركة). أي أن الطاقة الحرارية لا تبقى بأكملها على صورتها الحرارية - كما كان كارنو يعتقد مقدما - وإنما يتحول جزء منها إلى [[شغل (ديناميكا حرارية)|شغل ميكانيكي]] ويتسرب الباقي إلى الجو المحيط مع العادم.

واتضح ل «كلاوسيوس» أن الطاقة الحرارية في آلة (ألة بخارية) تتحول جزئيا إلى شغل ميكانيكي، والباقي يتسرب في الجو. وتحدد [[كفاءة حرارية|الكفاءة]] لآلة النسبة بين الشغل الميكانيكي الناتج إلى كمية الحرارة
المزودة بها الآلة.

تلك المعلومة التي توصل إليها كلاوسيوس شكلت صيغة القانون الثاني للديناميكا الحرارية:«لا توجد آلة تعمل دوريا وينقصر عملها فقط في تحويل الحرارة (كلها) إلى شغل ميكانيكي.» <ref>Gerd Wedler: ''Lehrbuch der Physikalischen Chemie''. Verlag Weinheim, 1982, S. 59</ref> وكمية الحرارة التي لم تنتج شغلا ميكانيكيا أثناء الدورة فهي تُعطى إلى الوسط المحيط. تلك الكمية من الحرارة (طاقة) الغير مستفاد منها ربطها كلاوسيوس ب[[درجة حرارة|درجة الحرارة]] وصاغ منها دالة جديدة أسماها [[إنتروبيا]].

جميع العمليات التي تسير طبيعيا تحتوي على جزء من الإنتروبيا الغير عكوسية، وظيفتها تصريف الحرارة الغير مستفاد منها إلى الوسط المحيط.

بعد ذلك صاغ [[لودفيغ بولتزمان|بولتزمان]] الإنتروبيا بطريقة يسهل تصورها بأنها مقياس لعدم الانتظام (مقياس للهرجلة في نظام).
.<ref>Lorenz: ''Abriß der geschichtlichen Entwickelung der Wärmelehre''. In: ''Zeitschrift für Kälteindustrie'', 1904, Heft 8, S. 144</ref> وأنه في نظام مغلق (منعزل عن الوسط المحيط) ويحدث فيه تغير عكوسي للحالة فإن فرق الإنتروبيا - بين الحالة الابتدائية والحالة النهاية - يكون مساويا للصفر.

ثم جاء العالم الكيميائي الفرنسي «مارسلين برتلوت» في عام 1862 وبين أن القوة الدافعة وراء تفاعل كيميائي تكمن في الحرارة التي تنتج من التفاعل.

وربط [[هرمان فون هلمهولتز]] الألماني [[طاقة كهربائية|الطاقة الكهربائية]] [[بطارية|لبطارية]] [[طاقة كيميائية|بالطاقة الكيميائية]] و[[طاقة حرارية|الطاقة الحرارية]]، وتوصل في رسالته العلمية المسماة: «عن حفظ القوة» إلى [[حفظ الطاقة (فيزياء)|قانون حفظ الطاقة]]، بدون علمه عن أعمال «ماير».

ثم تفرغ «هلمهولتز» خلال السنوات التالية لدراسة التفاعلات الكيميائية، وأيد أعمال «برتولت» من حيث نشأة حرارة من تفاعلات كيميائية كثيرة، مع أنه وجد أيضا أن بعضها يبرد أثناء التفاعل. وقام هلمهولتز في رسالته العلمية تحت عنوان:«ترموديناميكية العمليات الكيميائية» <ref>H. von Helmholtz: ''Die Thermodynamik chemischer Vorgänge'', 1882. In: ''Wissenschaftliche Abhandlungen von Hermann Helmholtz'', Band 2. J. A. Barth, Leipzig 1882, S. 958–978</ref> بأن الطاقة تتحول خلال تفاعل كيميائي إلى طاقة حرة وطاقة داخلية، تبقى مرتبطة بالنظام.<ref>''Handbuch der Experimentellen Chemie Sekundarbereich II'', Band 7: ''Chemische Energetik''. Aulis Verlag Deubner, Köln, S. 11</ref> وربط «هلمهولتز» [[طاقة داخلية|الطاقة الداخلية]] و[[طاقة هلمهولتز الحرة|الطاقة الحرة]] بحاصل ضرب الإنتروبيا و[[درجة حرارة|درجة الحرارة]].

وطبقا لهلمهولتز يكون التفاعل الكيميائي ممكنا فقط عندما تنخفض الطاقة الحرارة. كذلك توصل العالم الفيزيائي الكيميائي الأمريكي [[جوزيه غيبس|ويلارد غيبس]] بين الأعوام 1875 - 1878 إلى نفس النتائج التي توصل إليها هلمهولتز.

وسميت العلاقة [[معادلة جيبس-هلمهولتز]] تكريما لهذاين العالمين. وبواسطتها يمكن للكيميائي معرفة إمكانية سير تفاعل وتكوين [[جزيء|جزيئات]] جديدة. كما يمكنه معرفة درجة الحرارة و[[تركيز (توضيح)|تركيز المواد]] الداخلة في التفاعل والخارجة منه.

بالإضافة إلى الترموديناميكا الكلاسيكية ابتكرت نظرية الحركة الحرارية. وطبقا لهذه النظرية يتكون الغاز من جسيمات - ذرات وجزيئات - تتحرك حرة وعشوائيا وتتصادم ببعضها البعض في فراغ بينها. وعند ارتفاع درجة الحرارة تزداد سرعة حركة الجسيمات وتكثر اصطداماتها وطذلك اصداماتها بجدار الوعاء وتمارس عليه ضغطا.

بجانب الترموديناميكا الكلاسيكية فقد تطورت نظرية الحركة الحرارية للغازات. ويتكون الغاز من جسيمات مثل [[ذرة|الذرات]] أو [[جزيء|الجزيئات]] تتحرك عشوائيا في فراغ وتحدث بينها اصطدامات. وعندما نرفع درجة حرارة الغاز تتحرك الجسيمات بسرعات أكبر ويزيد معدل اصطدامها بعضها البعض، كما تمارس [[ضغط]]ا على جدار الوعاء الموجودة فيه.
من العلماء الذين ساهموا في صياغة تلك النظرية [[رودولف كلاوزيوس|رودولف كلاوسيوس]]، و[[جيمس كليرك ماكسويل|جيمس ماكسويل]]، و[[لودفيغ بولتزمان]].<ref>''Handbuch der Experimentellen Chemie Sekundarbereich II'', Band 7: ''Chemische Energetik''. Aulis Verlag Deubner, Köln, S. 9</ref> واستخدم كل من بولتزمان وماكسويل طرق حساب الاحتمالات (الطرق الإحصائية) بغرض تفسير الكميات الترموديناميكية التي نراها ونقيسها معمليا واعتمادها على خصائص الجزيئات.

قام الفيزيائي «إليوت ليب» عام 1999 بتقديم منظومة للترموديناميكا محاولا تفسير الإنتروبيا بطريقة جديدة، ولكن محاولته هذه لا تغير من نتائج الترموديناميكا الكلاسيكية.

ونظرا للتاريخ الطويل والمراحل العديدة التي تتطورت فيها الترموديناميكا واتساع تطبيقاتها في وصف «الحركة الحرارية التقنية»، (مثل وصف عمل [[محرك احتراق داخلي|محرك الاحتراق الداخلي]] أو عمل [[ثلاجة|الثلاجة]])، و[[ترموديناميكا كيميائية|الترموديناميكا الكيميائية]] (مثل وصف [[معدل التفاعل|سرعة التفاعلات الكيميائية]])، و «الترموديناميكا الإحصائية» (التي تصف مستويات الطاقة الكمومية في الجوامد) نظرا لهذا التاريخ الطويل فكل من تلك الفروع له طريقته في صياغة المعادلات.

== تطور الديناميكا الحرارية وفروعها ==
[[ملف:Eight founding schools.png|400بك|تصغير|يسار|ثمانية من العلماء ساهموا في الكشف عن الحركة الحرارية (ترموديناميك) ولهم مدارس فيها. من أهم تلك المدارس مدرسة [[برلين]] وعالمها [[رودولف كلاوزيوس|رودولف كلاوسيوس]] 1865، ومدرسة [[فيينا]] وعالمها في الكيمياء الإحصائية [[لودفيغ بولتزمان]]، ومدرسة جامعة ييل ومؤسسها [[جوزيه غيبس|ويلارد غيبس]] 1876 في الترموديناميكا الكيميائية.<ref name="autogenerated1">[http://www.eoht.info/page/Schools%20of%20thermodynamics Schools of thermodynamics] – EoHT.info. {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20171207151102/http://www.eoht.info/page/Schools+of+thermodynamics |date=07 ديسمبر 2017}}</ref>]]

ساهم في تطور هذا العلم [[رودولف كلاوزيوس|رودولف كلوسيوس]] و[[لورد كلفن|ويليام طمسون]] و[[هرمان فون هلمهولتز]]، [[جوزيه غيبس]]، و[[سعدي كارنو|سادي كارنو]]، و[[وليم رانكين|ويليم رانكين]] وغيرهم. وقد تفرع من دراسة الأنظمة الترموديناميكية في عدة فروع، يستخدم كل فرع منها نموذجا خاصا للمعاملة، مثل الاعتماد على تحليل نتائج التجارب أو التحليل الرياضي، أو تطبيق مبادئ خاصة على نظمها المختلفة. من أهم تلك الفروع نذكر:

=== ترموديناميكا كلاسيكية ===

في الترموديناميكا الكلاسيكية نقوم بوصف حالة نظام (وعلى الأخص في حالة توازنه) وعمليات الأنظمة الحركية الحرارية «أنظمة ترموديناميكية». ويقوم الوصف على استخدام الخواص العينية الكبيرة للنظام التي يسهل قياسها كالحرارة والضغط والحجم، وكذلك وصفها بصياغة معادلات مناسبة للنتائج التجريبية. وفي هذا الإطار تقوم الترموديناميكا الكلاسيكية (أي التقليدية) بدراسة تغيرات ال[[طاقة]] و[[شغل (توضيح)|الشغل]] وال[[حرارة]] وتغير المادة على أساس [[قوانين الديناميكا الحرارية]]. ويعبر التعبير «الكلاسيكية» عن أن الوصف الذي تقوم به لنظام يعتمد على متغيرات معملية يمكن قياسها بالمختبرات، فكانت هي أول سبل تفهمنا خلال القرن التاسع عشر. ثم تبع ذلك محاولات وصف النظام الصغري (أي دراسة كياناته الصغرى) وتمثل ذلك في تطور «الترموديناميكا الإحصائية».

=== ترموديناميكا إحصائية ===

تسمى الترموديناميكا الإحصائية أيضا «ميكانيكا إحصائية»، وقد نشأت هذه بتقدم معرفتنا عن [[ذرة|النظرية الذرية]] وتكوين الجزيئات من الذرات خلال النصف الثاني من [[القرن 19|القرن التاسع عشر]] ومطلع [[القرن 20|القرن العشرين]]. زودت تلك ال[[معرفة]] الترموديناميكا بتفسيرات مبنية على التآثر بين الذرات و[[جزيء|الجزيئات]] ومبنية على [[ميكانيكا الكم|حالات كمومية]] في نظام ذرات أو جزيئات وتوزيعها (إحصائيا). ويهتم هذا الفرع بالربط بين الخواص الصغرية لنظام أي في حيز الذرات والجزيئات، وخواصه الشمولية العينية (التي يمكن مشاهدتها معمليا). وتفسير الحركية الحرارية كنتيجة طبيعية لإحصاءات الميكانيكا التقليدية و[[ميكانيكا الكم|نظرية الكم]] في النطاق الصغري. يعود الفضل الأكبر في تفسيرها إلى عالم الفيزياء النمساوي [[لودفيغ بولتزمان]].

=== ترموديناميكا كيميائية ===
{{مفصلة|ترمودینامیكا كيميائية}}

تهتم الترموديناميكا الكيميائية (أو الحركية الحرارية الكيميائية) بدراسة العلاقة بين ال[[طاقة]] و[[تفاعل كيميائي|التفاعلات الكيميائية]] والتحول الكيميائي وكذلك بالتغيرات الفيزيائية المتعلقة بحالة نظام ترموديناميكي من وجهة قوانين الترموديناميكا. يعود الفضل الكبير في تطور فهمنا للترموديناميكا الحرارية إلى اكتشافات [[جوزيه غيبس|ويلارد غيبس]] 1876.

== المفاهيم الأساسية ==
المفاهيم الأساسية في الديناميكا الحرارية هي كمية الحرارة ودرجة الحرارة والحرارة النوعية والسعة الحرارية.
وتعد مختلف أشكال الجمل الديناميكة الحرارية موضوع الدراسة الذي تتعرض له الديناميكا الحرارية.

=== النظام الديناميكي الحراري ===
{{مفصلة|نظام حركة حرارية}}

[[ملف:system boundary.svg|تصغير|يسار|تعريف النظام والوسط المحيط والحدود بينهما.]]

هي جسم أو مجموعة من الأجسام المادية التي تتبادل ال[[طاقة]] والمادة فيما بينها، أو مع الوسط المحيط بها (الأجسام الواقعة خارج حدود النظام الدينامي الحراري، والمسماة بالوسط المحيط أو الوسط الخارجي).

'''مثال:''' الغاز المحصور في أسطوانة والمكبس يشكل [[نظام (تحريك حراري)|نظاما ديناميكيا حراريا]]، حيث يمثل [[غلاف الأرض الجوي|الهواء الجوي]] المحيط بالاسطوانة من الخارج «الوسط المحيط»، وتشكل جدران الاسطوانة مع سطح المكبس حدود النظام ويشكل الغاز المحصور «الجسم العامل».

وتصنف الأنظمة الدينامية الحرارية (بعض البلاد العربية تستخدم تعبير «جملة» بدلا عن «نظام») حسب شروط التبادل للطاقة والمادة مع الوسط الخارجي إلى ما يلي:<ref name="ترمو"/>
# الجملة الدينامية الحرارية المعزولة: وهي النظام الذي لا يتم تبادل لا للطاقة ولا للمادة مع الوسط المحيط.
# الجملة الدينامية الحرارية المغلقة: وهي النظام الذي لا يحدث تبادل للمادة بينه وبين الوسط المحيط ولكن يحدث بينهما تبادل لل[[طاقة]].
# الجملة الدينامية الحرارية المفتوحة: وهي النظام التي يحدث بينه وبين الوسط المحيط تبادل للمادة.

ويطلق على مجموعة الخواص الفيزيائية للجملة عند ظروف العمل بالحالة الدينامية الحرارية للجملة، فهناك الحالة المتوازنة (المستقرة)، والحالة غير المتوازنة (غير المستقرة) للجملة الدينامية الحرارية. فالحالة المتوازنة (المستقرة) للجملة الدينامية الحرارية تتميز بأن عناصر الحالة للجملة لا تتغير مع مرور الزمن تحت تأثير الظروف الخارجية الثابتة للوسط المحيط، كما يطلق على حالة الجملة الدينامية الحرارية بأنها متوازنة حراريا عندما تحافظ جميع نقاط الجملة على درجة حرارة ثابتة. وتدعى حالة الجملة الدينامية الحرارية بالمستقرة إذا حافظت عناصر الحالة للجملة في جميع نقاطها على قيم ثابتة تحت تأثير القوى الخارجية ومع مرور الزمن. أما إذا تغيرت قيمة أحد عناصر الحالة تحت تأثير الشروط الخارجية ومع مرور الزمن فتدعى حينئذ الجملة الدينامية الحرارية بغير المستقرة.

=== كمية الحرارة ===
{{مفصلة|طاقة حرارية}}
الحرارة هي إحدى صور ال[[طاقة]] وتنتقل من نقطة لأخرى أو من جسم لآخر نتيجة للاختلاف في درجة حرارة الجسمين، وتقاس كمية الحرارة بوحدة الطاقة وهي ال[[جول]].

إذا قمنا بتسخين 1 [[كيلوغرام|كيلوجرام]] من ال[[ماء]] من درجة حرارة 15 [[درجة حرارة مئوية|درجة مئوية]] إلى 20 درجة مئوية، يكتسب الماء كمية من الحرارة تساوي:

: كمية الحرارة المكتسبة = [[حرارة نوعية|الحرارة النوعية]] للماء. 5 درجات حرارة =
: = 4810 [[جول]]/درجة مئوية. 5 درجة مئوية
: = 24050 [[جول]]

هذه هي كمية الحرارة التي يكتسبها 1 كيلوجرام ماء عند تسخينه ورفع [[درجة حرارة|درجة حرارته]] 5 درجات.
وهذا المثال يوضح أيضا الفرق بين ال[[حرارة]] التي هي [[طاقة حرارية]] وتقاس بال[[جول]]، وبين [[درجة حرارة|درجة الحرارة]] التي قد نقيسها «بدرجة سيلزيوس» أو [[كلفن]].

يمكن تحويل الحرارة (الطاقة الحرارية) إلى أنواع أخرى من الطاقة مثل [[طاقة كهربائية]] ويتم ذلك في محطات القوى، أو تحويل الحرارة إلى [[طاقة حركية]] مثل عمل [[محرك بخاري|آلة بخارية]] أو [[محرك احتراق داخلي]] وغيرها.

=== درجة الحرارة ===
{{مفصلة|درجة حرارة}}
درجة الحرارة هي مقياس الاتزان الحراري ونعني بهذا الحالة التي عندها لا تنتقل الحرارة من نقطة لأخرى وذلك لعدم وجود فارق في درجات الحرارة. وتقاس الحرارة بوحدات [[درجة حرارة مئوية|مئوية]] أو [[فهرنهايت|فهرنهتية]] أو [[درجة حرارة مطلقة|مطلقة]]. وتقاس درجات الحرارة بأنواع مختلفة من مقاييس الحرارة أهمها مقياس الحرارة السائلي، ومقياس الحرارة الغازي، ومقياس الحرارة البلاتيني، ومقياس الحرارة ذو المزدوجة الحرارية، وأخيراً مقياس الحرارة المسمى بالبيومتر الضوئي.

=== الحرارة النوعية ===
{{مفصلة|حرارة نوعية}}
هي كمية الحرارة اللازمة لرفع درجة حرارة 1 [[كيلوغرام|كيلوجرام]] من المادة درجة مئوية واحدة (أو مطلقة) وبذلك تكون وحدتها هي [[جول]] لكل كيلوجرام لكل درجة.

وحدة قياسها هي: جول / (كجم. ْم) أو جول / (كجم. كلفن)
(ملحوظة: طبقا للتعريف القديم كانت الحرارة النوعية لمادة هي كمية الحرارة اللازمة لرفع درجة حرارة 1 [[غرام (وحدة قياس)|جرام]] من المادة درجة مئوية واحدة. فكانت وحدتها [[سعرة]]/جرام/درجة).

والجدول أدناه يبين الحرارة النوعية لبعض المواد:
{| class="wikitable" border="1"
!المادة
! جول /(كجم. درجة مئوية واحدة) 
|-
| الماء
| 4180
|- bgcolor="#EFEFEF"
| زيت الزيتون
|1971
|-
| ألمنيوم
|895
|- bgcolor="#EFEFEF"
| زجاج عادي
| 832
|-
| نحاس
| 389
|- bgcolor="#EFEFEF"
| فضة
|234
|-
| الزئبق
| 139
|- bgcolor="#EFEFEF"
| الذهب
|125
|}

وسبب اختلاف '''الحرارة النوعية ''' من مادة إلى أخرى يعود إلى مدى تراص و[[رابطة تساهمية|ترابط]] [[ذرة|ذرات]] المادة ومن ثم قدرتها على احتواء للحرارة.

=== السعة الحرارية ===
{{مفصلة|سعة حرارية}}
هي كمية الحرارة اللازمة لرفع درجة حرارة كمية معينة من مادة ما درجة مئوية واحدة.

=== القانون الأساسي في الديناميكا الحرارية ===
[[ملف:Triple expansion engine animation.gif|تصغير|280بك|[[نظام (تحريك حراري)|نظام دينامي حراري]]: يدخل الوسط الفعال ساخنا (يسار) ويخرج (يمينا) باردا. يستخلص [[شغل (ديناميكا حرارية)|العمل]] باستخدام سلسلة من الأسطوانات.]]

يمكن حساب كمية الحرارة Q التي يكتسبها جسم [[كتلة|كتلته]] M وارتفعت درجة حرارته مقدار dT من العلاقة:

:'''Q = M. C. dT'''

أي أن «كمية الحرارة» اللازمة لرفع [[درجة حرارة]] كتلة معينة M من المادة إلى فرق في درجة الحرارة dT، هو حاصل ضرب ال[[كتلة]] M في [[حرارة نوعية|الحرارة النوعية]] C للمادة في فرق درجات الحرارة. تقاس كمية الحرارة بوحدة ال[[جول]].

'''مع ملاحظة أن:'''

كل معادلة في الفيزياء والكيمياء لا بد وأن تكون [[تجانس وتغاير|متجانسة]] الوحدات، بمعنى:

:'''كمية الحرارة M = Q [[كيلوغرام|كيلوجرام]]. C [[جول]]/([[كيلوغرام|كيلوجرام]].[[كلفن]]). dT [[كلفن]] '''

:::: ''' = [[جول]]'''

== قوانين الديناميكا الحرارية الأربعة ==
{{مفصلة|قوانين الديناميكا الحرارية}}
=== القانون الصفري للديناميكا الحرارية ===
{{مفصلة|القانون الصفري للديناميكا الحرارية}}
إذا كانت حرارة الجسم أ تساوي حرارة الجسم ب وحرارة ب تساوي حرارة ج فإن حرارة أ تساوي حرارة ج.

=== القانون الأول للديناميكا الحرارية ===
{{مفصلة|القانون الأول للديناميكا الحرارية}}

ينص على أن الطاقة في النظام تساوي [[شغل (ديناميكا حرارية)|العمل]] المبذول (المضاف أو المنتزع) يضاف إليها الطاقة الداخلية (المضافة أو المنتزعة).

أي في نظام مغلق:

:<math>\qquad \mathrm dU= \delta Q + \delta W</math>

حيث (dQ)هي كمية الحرارة التي تخرج من أو تنتقل إلى النظام.

و (dU)هو التغير في [[طاقة داخلية|الطاقة الداخلية]] للنظام (وتعتمد على درجة الحرارة)،
و (dW) هو [[شغل (فيزياء)|الشغل]] المبذول على أو من النظام.

=== توازن الطاقة في الدورات الحرارية ===
[[ملف:1. Hauptsatz für den Kreisprozess.svg|تصغير|يسار|370px|القانون الأول للدورة الحرارية. تمثل الدورة بنظام مغلق تدخل فيه حرارة من الخارج ، ويخرج منه [[عمل (ترمودينامك)|شغل]] وحرارة غير نستفاد منها (عادم). المثال هنا يمثل عمل [[عنفة بخارية|توربين بخاري]] بالحرارة الداخلة إليه (أحمر) والحرارة الخارجة منه (أزرق).]]

نفترض آلة مكونة من [[عنفة غازية|توربين غازي]] يدخلها البخار ساخنا ويخرج منها باردا مع اكتسابنا لشعل ميكانيكي منه. ثم نقوم بتسخين البخار من جديد لأداء دورة ثانية. يعود الوسط الفعال (البخار) إلى نقطة البداية بعد أداء دورة كاملة في الدورة الحرارية. هذا يسهل حساب الطاقة ولا نحتاج إلى حساب التغيرات في [[دالة حالة|دوال الحالة]] للنظام، ويبقى فقط حساب [[حرارة|الحرارة]] و[[شغل (ديناميكا حرارية)|الشغل]] المؤدى من النظام خلال الدورة. وسوف نري عندما نتعرض إلى [[القانون الثاني للديناميكا الحرارية]] أنه لا يمكن تحويل [[طاقة حرارية|الطاقة الحرارية]] بالكامل إلى شغل (طاقة حركية أو طاقة كهربائية)، حيث لا بد من خروج جزء من الحرارة من النظام في صورة عادم ينتشر في الوسط المحيط (الهواء مثلا).

ويمكن كتابة معادلة التوازن للدورة كالآتي حيث <math> W_{\mathrm{Kr}} </math>
الشغل المكتسب من النظام:

: <math> W_{\mathrm{Kr}}= -\oint \delta Q </math>

تجمع تلك المعادلة [[تكامل|التكامل الدائري]] لجميع التيارات الحرارية في الدائرة. ويكون هذا المجموع ذو إشارة موجبة إذا دخلت الحرارة من خارج النظام إليه، وتكون أشارة المجموع سلبة الإشارة إذا خرجت الحرارة من النظام إلى الوسط المحيط. وتكون
<math> W_{\mathrm{Kr}}</math> هي الشغل الذي أداه النظام (محرك مثلا أو كما هو مثالنا هنا في حالة [[عنفة غازية|توربين غازي]]) خلال دورة واحدة. ونعطي للشغل إشار سالبة عندما نكتسب من النظام شغلا (هذا ما اصطلح عليه العلماء، أن تكون الحرارة أو الشغل الخارج من النظام ذو إشارة سالبة، ويكون ذو إشارة موجبة إذا أدينا نحن شغلا على النظام أو أمددنا النظام بحرارة من الخارج).

تكتب هذه المعادلة أيضا كدالة لمقادير الحرارة:

: <math> W_{\mathrm{Kr}}=Q_{\mathrm{zu}}- \left|Q_{\mathrm{ab}}\right| </math>

حيث توضح الحرارة المفقودة من النظام والتي اعطاها النظام غلى الوسط المحيط.

وبالتالي يمكننا حساب [[كفاءة حرارية|الكفاءة الحرارية]] للآلة:

: <math> \eta_{\mathrm{th}} = \frac{{Q_\mathrm{zu}}-\left|Q_{\mathrm{ab}}\right|}{Q_\mathrm{zu}} </math>

وتعطينا الكفاءة الحرارية لآلة ما الشغل الناتج من دورتها الحرارية ونسبتها إلى مقدار الحرارة الذي أمددنا الآلة به (وهي تكون عادة في صورة الوقود الذي تحرقة الآلة ولا بد لنا أن ندفع له ثمنا بالدولار أو الجنيهات). وأما جزء الحرارة الذي لم يتحول غلى شغل يستفاد منه فهو يخرج من النظام كعادم وينتشر في الوسط المحيط.

=== القانون الثاني للديناميكا الحرارية ===
{{مفصلة|القانون الثاني للديناميكا الحرارية}}
يتعلق القانون الثاني [[إنتروبيا|بالاعتلاج]] أو الأنتروبية وينص على مبدأ أساسي يقول بأن تغيرًا تلقائيًا في نظام فيزيائي لا بد وأن يترافق بازدياد في مقدار اعتلاج هذا النظام.

صاغ العالم الألماني [[رودولف كلاوزيوس|رودولف كلاوسيوس]] القانون الثاني أثناء محاضرته امام الجمعية الفلسفية في [[زيورخ|زيوريخ]] في 24 أبريل 1865 قائلا:

<blockquote style="font-size:125%">«تميل الانتروبية في الكون إلى نهاية عظمى.»</blockquote>

ويعتبر هذا النص أشهر نص للقانون الثاني. ونظرا للتعريف الواسع الذي يتضمنه هذا القانون، حيث يشمل [[الكون]] كله من دون أي تحديد لحالته، سواء كان كونا مفتوحا أو مغلقا أو معزولا لكي تنطبق عليه صيغة القانون، يتصور كثير من الناس أن الصيغة الجديدة تعني أن القانون الثاني للحرارة ينطبق على كل شيء يمكن تصوره.ولكن هذا ليس صحيحا فالصيغة الجديدة ماهي إلا تبسيط لحقيقة أعقد من ذلك.

وبمرور السنين اتخذت الصيغة الرياضية للقانون الثاني للديناميكا الحرارية في حالة [[نظام معزول]] تجري فيه تحولات معينة الشكل التالي:

:<math>\frac{dS}{dt} \ge 0</math>

حيث:

:''S'' [[إنتروبيا|الإنتروبي]] (entropy) أو الاعتلاج،
:''t'' الزمن.

و'''الإنتروبية''' هي مقياس لعدم النظام في نظام، أي زيادة الهرجلة. والقانون يقول أن الهرجلة تسير تلقائيا وطبيعيا في اتجاه زيادة الهرجلة أو بقائها ثابتة. فمثلا إذا أذبنا قليل من [[ملح الطعام]] في كوب من الماء انتشرت جزيئات الملح وتوزعت توزيعا متساويا في الماء. هذه عملية طبيعية تسير من ذاتها، ونقول أن انتروبية النظام قد ازدادت. إذ أن مجموع إنتروبية ملح الطعام «النقي» + إنتروبية الماء النقي يكون أصغر من إنتروبية المخلوط. أي تزداد إنتروبية النظام بأكمله (الماء النقي + الملح) بمرور الزمن بعد الخلط.

=== القانون الثالث للديناميكا الحرارية ===
{{مفصلة|القانون الثالث للديناميكا الحرارية}}

'''«من المستحيل تبريد نظام إلى [[صفر مطلق|درجة الصفر المطلق]]»'''.

هذا القانون يحدد درجة الصفر المطلق كحد طبيعي لا يمكن تعديها إلى أقل منها. حقيقة أنه يمكن بأداء [[عمل (توضيح)|عمل]] كبير الاقتراب من درجة الصفر المطلقة، مثلما يحدث عند دراسة [[ميوعة فائقة|الميوعة الفائقة]] للهيليوم-3 حيث تصل درجته الحرجة للميوعة الفائقة عند 0.0026 [[كلفن]]، إلا أنه من المستحيل التبريد حتى درجة الصفر.

== الكمونات الدينامية الحرارية ==
{{مفصلة|كمون دينامي حراري}}

الطاقة الداخلية <math>U(S,V,N)</math> لنظام (وهي دالة [[إنتروبيا|للإنتروبيا]] S و[[حجم|الحجم]] V وكمية المادة N) وجميع مشتقاتها بواسطة [[تحويل ليجاندر]] تعتبر كمونات دينامية حرارية للنظام. وتحول معادلات ليجاندر كمون الانتروبيا <math>S</math> بالنسبة إلى تغير درجة الحرارة <math>T</math> ، وكمون الحجم <math>V</math> بالنسبة إلى تغير الضغط، وتغير كمية المادة <math>N</math> بالنسبة إلى تغير [[جهد كيميائي|الكمون الكيميائي]] <math>\mu</math>.

تستنبط منها 3 أزواج من المتغيرات '''<math>{(S,T),(V,p),(N,\mu)}</math> ''' وينشأ منها بالتالي ''' <math>2^3=8</math> ''' كمونات ترموديناميكية.

أهم تلك الكمونات والشائعة استعمالا هي (كدوال للمتغيرات فيها):
* [[طاقة داخلية]] <math>U=U(S,V,N)</math>
* [[طاقة هلمهولتز الحرة]] <math>F=F(T,V,N)</math>
* [[محتوى حراري|إنثالبي]] <math>H=H(S,p,N)</math>
* [[طاقة غيبس الحرة]] (الإنثالبي الحر) <math>G=G(T,p,N)</math>
* [[كمون لانداو]] <math>\Omega=\Omega(T,V,\mu)</math> وهو يطبق في حالة العمليات غير العكوسية. (انظر التفاصيل في [[كمون دينامي حراري]])

الثلاثة كمونات الباقية (ويقل استعمالها) هي:
* <math>R = R(S,V,\mu)</math>
* <math>J = J(S,p,\mu)</math>
* <math>K = K(T,p,\mu)</math>

== العمليات الدينامية الحرارية ==
{{مفصلة|عملية ترموديناميكية}}

العملية الترموديناميكية هي تغير [[نظام (تحريك حراري)|نظام]] من حالة إلى حالة أخرى، مثل رفع درجة حرارة النظام (غلاية مثلا). وفي حالة تواجد النظام في حالة [[توازن ديناميكي حراري|توازن ترموديناميكي]] فيمكن تغير تلك الحالة عن طريق تغيير أحد [[دالة حالة|دوال الحالة]] أو عدة منها، مثل تغيير [[درجة حرارة|درجة الحرارة]] أو تغيير [[ضغط|الضغط]] و[[حجم|الحجم]] وغيرها.

بدأت دراسة «عمليات التحريك الحراري» مع اختراع [[محرك بخاري|الآلة البخارية]]، ثم امتدت بعد ذلك وصاغت قوانينا تنطبق أيضا على جميع [[محرك|المحركات]]. وكذلك تنطبق قوانين الحرارة على [[تحول الطاقة]] من صورة إلى أخرى مثل تحويل [[طاقة حركية|طاقة الحركة]] إلى [[طاقة كهربائية]] (كما هو في إنتاج الكهرباء من سدود الأنهار) أو تحويل [[طاقة كيميائية]] إلى [[طاقة حركية|طاقة حركة]] كما هو مسلك [[محرك احتراق داخلي|محرك الاحتراق الداخلي]] مثلا أو تحويل [[طاقة كيميائية]] إلى [[طاقة كهربائية]] مثلما يجري في [[بطارية|البطارية]] وفي [[خلية وقود|خلية الوقود]].

=== أنواع عمليات الحركة الحرارية ===

يتغير حالة نظام حركة حرارية بتغير العديد من المتغيرات مثل [[درجة حرارة|درجة الحرارة]]، و[[ضغط|الضغط]] و[[حجم|الحجم]] و[[إنتروبيا|الإنتروبيا]] وغيرها. ولدراسة العمليات نسهل على أنفسنا فهمها بجعل أحد تلك المتغيرات ثابتا وملاحظة تغير العوامل الأخرى. من هنا نشأت بعض العمليات التي تهمنا بصفة خاصة نظرا لتطبيقاتها العملية، وخصوصا في دراسة عمل [[محرك|المحركات]] و[[تحول الطاقة|تحويل الطاقة]] إلى صور مختلفة.

وتنقسم العمليات الترموديناميكية إلى عدة أنواع:
# [[عملية متساوية الضغط]] (isobaric): وهي العمليات التي تتم تحت ضغط ثابت. مثال على ذلك التفاعلات الكيميائية التي نجريها في المختبرات، فهي تتم تحت الضغط الجوي.
# [[عملية متساوية الحجم]] (isochoric): وهي العمليات التي تتم تحت حجم ثابت.
# [[عملية متساوية درجة الحرارة|عملية متساوية الحرارة]] (isothermal): وهي العمليات التي تتم تحت [[درجة حرارة]] ثابتة، أي نحافظ خلالها على ثبات درجة الحرارة.
# [[عملية كظومة]] (adiabatic): وهي العمليات التي تتم في النظام المعزول حراريا عن الوسط المحيط به. أي نمنع خلال تلك العملية أي تبادل للحرارة بين النظام والوسط المحيط.
# [[عملية متساوية الاعتلاج]] (isentropic): وهي العمليات التي تتم عند [[إنتروبيا|اعتلاج]] ثابت.
# [[عملية متساوية السخانة|عملية متساوية الإنثالبي]] (isenthalpic): وهي العمليات التي تتم عند [[محتوى حراري]] ثابت.

== الخصائص الحرارية ==
{{مفصلة|قائمة الخواص الترموديناميكية}}

من أهم الخصائص الحرارية للمواد:
* [[حرارة|الحرارة]] T
* [[ضغط|الضغط]] P
* [[حجم|الحجم]] V
* [[طاقة داخلية]] U
* [[إنتروبيا|الاعتلاج]] (إنتروبيا) S
* [[محتوى حراري|السخانة]] H (التغير في الإنثالبي يساوي التغير في الطاقة عند ثبوت الضغط لأن H=pv+U)
* [[سرعة|السرعة]]
* [[ارتفاع (طيران)|العلو]]

ويمكن تقسيم هذه الخصائص بطريقتين:
* '''حالية حرارية''' ([[درجة حرارة|كدرجة الحرارة]] و[[ضغط|الضغط]] و[[حجم|الحجم]]) أو '''حالية كالورية''' ، أي معبرة عن [[طاقة|الطاقة]] ([[طاقة داخلية|كالطاقة الداخلية]] و[[إنتروبيا|الاعتلاج]] و[[محتوى حراري|السخانة]]) لجسم أو نظام ما.
* '''حالية''' (أي أنها تعبر عن حالة للمادة أو حالة نظام وهي كل الخصائص المذكورة أعلاه، وتسمى [[دالة حالة|دوال الحالة]])، أو '''عملياتية''' ([[دالة عملية|دوال عملية]]، أي أنها لا توجد إلا بوجود عملية كعملية انتقال الحرارة من جسم لآخر، وعلى ذلك فهي تمثل «تغير» حالة المادة. ومن هذه الخصائص التي تعتمد على الدوال العملية [[شغل (ديناميكا حرارية)|الشغل]] المكتسب من نظام: فقد يكون شغلا ميكانيكيا، مثل [[محرك احتراق داخلي]] أو [[محرك بنزين|محرك أوتو]] أو [[محرك بخاري|آلة بخارية]]...وغيرها، أو شغل كهربائي مثل [[بطارية|البطارية]] و[[خلية وقود|خلية الوقود]] و[[بطارية أيونات الليثيوم|بطارية ليثيوم أيون]] الشائع استخدامها في هاتف المحمول.)

=== المعادلة الحرارية ===
من أهم القوانين التي تصف العلاقة بين [[ضغط|الضغط]] P و[[درجة حرارة|درجة الحرارة]] T و[[حجم|الحجم]] V و[[كمية مادة|عدد المولات]] n في [[غاز مثالي]]:

:''' PV =n.R.T '''

حيث R هو [[ثابت الغازات العام]] ولكن هذه العلاقة ليست الوحيدة وهي كذلك ليست صحيحة صحة مطلقة حيث أنه اعتمد في اشتقاقها على بعض الافتراضات المبسطة. افتراض [[غاز مثالي]] أن [[ذرة|ذرات]] أو [[جزيء|جزيئات]] الغاز ليس لها حجم ولا توجد [[قوة|قوى]] بين الجزيئات. كذلك افتراض أن تصادم الجزيئات يكون [[تصادم مرن|تصادما مرنا]]، أي أن الجزيئات لا تغير شكلها عند الاصتدام.

=== معادلة فان دير فالس ===
معادلة [[يوهانس ديديريك فان دير فالس|فان دير فالس]] هي أيضا معادلة حرارية وهي تصف حالة [[غاز حقيقي]] حيث تأخذ حجم جسيمات الغاز (الذرات أو الجزيئات) والتآثر بينهم (من قوى جذب أو تنافر) في الحسبان :

:<math> nRT = \left(p + \frac{n^2 a}{V^2}\right)\left(V-nb\right)</math>

حيث a تأخذ قوي التجاذب أو التنافر بين جسيمات الغاز في الحسبان و b تأخذ حجم وشكل الجسيمات في الحسبان.

== حساب الطاقة في الترموديناميكا ==

تعيين توازن الطاقة من المبادئ الرئيسية في الثرموديناميكا

يحتاج تغير [[طور (مادة)|طور المادة]] - مادة صلبة إلى [[سائل|حالة سائلة]] إلى [[غاز|حالة غازية]] - وكذلك عمليات الخلط (مثل خلط الملح مع الماء، أو خلط مواد مختلفة) يحتاج إلى «طاقة تحول» مثل [[حرارة الانصهار|حرارة انصهار]]، و[[حرارة تبخر]]، و[[حرارة التسامي|انثالبي التسامي]]، أو ما يسمى «إنثالبي التحول»، وبالتالي فإن تلك الطاقة تتحرر خلال سير العملية في الاتجاه العكسي.

وفي حالة تغير كيميائي للمادة يمكن أن تصدر عنها «حرارة تفاعل» أو ما يسمى [[إنثالبي قياسي للتكوين|إنثالبي التفاعل]]، أو بالعكس يمكن أن يحتاج التفاعل الكيميائي لحرارة من الخارج لكي يسير ويتم.

وبغرض حساب الحرارة الناشئة عن تفاعل كيميائي نقوم أولا بكتابة [[معادلة كيميائية|معادلة التفاعل]] مزودة [[قياس اتحادية العناصر|بنسب المواد المختلفة الداخلة والخارجة من التفاعل]]. [[إنثالبي قياسي للتكوين|انثالبي قياسي للتكوين]] لكل مادة نقية مشتركة في التفاعل سواء الداخلة في التفاعل والناتجة من التفاعل نجدها في جداول خاصة عند 25 [[درجة حرارة مئوية|درجة مئوية]] كدرجة حرارة قياسية. ونقوم بجمع إنثالبي المواد الناتجة من التفاعل بنسبها ونطرح منها مجموع إنثالبي المواد الداخلة في التفاعل ([[قانون هس]]).

حرارة التفاعل أو «إنثالبي التحول» التي تنتج من [[تفاعل كيميائي]] أو من [[تحول طوري|تحول لطور المادة]] وتنتشر (الحرارة الناتجة) في الوسط المحيط نعطيها إشارة سالبة. وفي حالة تزويدنا للنظام [[طاقة]] (حرارة) من الخارج لإتمام التفاعل الكيميائي أو إتمام تحول الطور (مثل تسخين الماء (طور سائل) ليتحول إلى بخار [طور غازي])، فنعطي تلك الحرارة إشارة موجبة.

يعطى [[محتوى حراري|الإنثالبي]] بالمعادلة :

:<math>\mathrm {\ H = U + p \cdot V}</math>

حيث:
: الإنثالبي H
: U [[طاقة داخلية|الطاقة الداخلية]]
: p [[ضغط|الضغط]]
: الحجم V

ويعطى [[طاقة غيبس الحرة|الإنثالبي الحر]] G بالمعادلة، وهي معروفة [[طاقة غيبس الحرة|بطاقة جيبس الحرة]]:

:<math>\mathrm {\ G = H - T \cdot S}</math>

حيث :
: H [[محتوى حراري|الإنثالبي]]
: T [[درجة حرارة|درجة الحرارة]] بالكلفن
: S [[إنتروبيا|الإنتروبيا]]

وبإجراء [[تفاضل كامل|التفاضل الكامل]] لمعادلة الإمثالبي الحر، ثم إجراء التكامل على المعادلة يمكن معرفة عما إذا كان التفاعل الكيميائي ممكنا (ذاتيا) أم غير ممكنا :

:<math>\mathrm {\ \Delta G = \Delta H - T \cdot \Delta S}</math>

فإذا كان «فرق الإنثالبيات الحرة» G<math>\Delta </math> لنواتج التفاعل مطروحا منها الإنثالبيات الحرة للمواد الداخلة في التفاعل ذات إشارة سالبة، يكون التفاعل أو تحول الطور ممكنا.وعندما يكون فرق الإمثالبي الحر للتفاعل أو لتحول الطور سالبا الإشارة، ينتج عن ذلك سير التفاعل - طالما لا يوجد ما يعطله - حتى نقطة معينة تصبح عندها
<math>\Delta G = 0</math>.

ويعتبر
[[قانون فاعلية الكتلة]] حالة خاصة لمثل هذا التوازن، فإذا كان الفرق في الإنثالبيات الحرة ذو إشارة موجبة، فمعنى ذلك أن التفاعل أو تحول الطور غير ممكن.

في عام 1869 كان مارسلين بيرثولد يعتقد أن التفاعلات الكيميائية التي [[تفاعل طارد للحرارة|تنشر حرارة]] هي وحدها الممكنة. وشمل اعتقاده هذا أي تحول أو أي تفاعل كيميائي أنه ممكنا سواء نشر حرارة أم لم تصدر منه حرارة. وكان ذلك بأخذه في الاعتبار شق المعادلة المعبر عن تغير [[إنتروبيا|الإنتروبيا]] (T*<math>\Delta </math>S).

وعلى سبيل المثال :
* عند إذابة [[كبريتات الصوديوم|سلفات الصوديوم]] في الماء تنخفض درجة حرارة المحلول عن درجة حرارة الغرفة. فيكون شق الإمنتروبيا في المعادلة ذو إشارة موجبة، وعلي الرغم من ذلك تتزايد درجة عدم الانتظام في المحلول، أي تزداد انتروبية النظام بذوبان السلفات.
* عند انصهار قطعة من الثلج يحتاج الثلح حرارة من الخارج لكي يتحول من طور الثلج (مادة صلبة) إلى سائل ([[سائل|طور السائل]].
* لا ترتفع درجة حرارة الماء على الرغم من اكتساب قطعة الثلج حرارة من الجو المحيط، وتتزايد درحة عدم الانتظام وبالتالي تتزايد [[إنتروبيا|إنتروبية]] الجزيئات في الطور السائل عنه في الطور الصلب.
* تحول [[كربون|الكربون]] في وجود [[ثنائي أكسيد الكربون|ثاني أكسيد الكربون]] لإنتاج [[أحادي أكسيد الكربون|أول أكسيد الكربون]] هو تفاعل كيميائي يتميز بإنثالبية تفاعل موجبة الإشارة. وعن طريق «إنتروبية التفاعل» يمكن إزاحة [[توازن كيميائي|توازن التفاعل]] (انظر [[توازن بودوارد]]) في اتجاه إنتاج أول أكسيد الكربون برفع درجة الحرارة.

== أنواع تغير الحالة ==
{{مفصلة|دورة حركة حرارية}}

[[ملف:Stirling Cycle.png|تصغير|يسار|200px|شكل الضغط والحجم للدورة الترموديناميكية]]

'''تحول عكوس''': تحول يتم ببطء شديد، يمكن للنظام الحراري في أي نقطة منه العودة في الاتجاه المعاكس معيداً وبدقة تامة جميع الشروط التي قد مرت به في التحول الأصلي المباشر، ويسمى هذا التحول بالتحول الفيزيائي.

'''تحول لاعكوس''': تحول سريع غير قابل للعكس. وتتصف جميع التحولات الطبيعية بأنها لاعكوسية؛ ويسمى هذا التحول بالتحول الكيميائي والسبب تكون ماده جديده.

'''الدورة المغلقة''': تحول يعود فيه النظام إلى نقطة البدء بعد أن يكون قد مر بعدة مراحل مختلفة.

== متغيرات مترافقة ==

الفكرة الأساسية في الترموديناميكا هي [[طاقة|الطاقة]]. يقول [[القانون الأول للديناميكا الحرارية]] أن الطاقة الكلية في نظام والوسط المحيط بالنظام تكون ثابتة لا تتغير. فيمكن للطاقة الانتقال إلى النظام عن طريق التسخين أو زيادة الضغط، أو زيادة كمية المادة فيه، كذلك يمكن استخراج طاقة من النظام [[آلة تبريد|بالتبريد]] أو [[معامل تمدد حراري|بالتمدد]] في حجم النظام أو استخراج جزء من مادته.

وفي [[ميكانيكا|الميكانيكا]] نحسب التغير في طاقة جسم كحاصل ضرب القوة المؤثرة (ق) على الجسم في المسافة (س) التي انزاحها الجسم.

والمتغيرات المترافقة في الترموديناميكا هي أزواج من المتغيرات ينتمي أحدهما إلى [[قوة]] تؤثر على نظام (ترموديناميكي)، والمتغير المرافق يكون بمثابة «الإزاحة» الناتجة، و[[جداء (توضيح)|جداء]] الإثنين يعطينا كمية الطاقة التي انتقلت إلى الجسم.

من المتغيرات المترافقة التي تهمنا في الأنظمة الترموديناميكية الثلاثة حالات الاتية:
* [[ضغط|الضغط]]-[[حجم|حجم الغاز]] (إحداثيات ميكانيكية);
* [[درجة حرارة|درجة الحرارة]]-[[إنتروبيا|إنتروبية النظام]] (إحداثيات حرارية);
* [[جهد كيميائي|كمون كيميائي]]-[[عدد جسيمات|عدد الجسيمات]] في النظام (إحداثيات مادية).

== اقرأ أيضا ==
{{بداية-عمو}}
{{فاصل-عمو}}
* [[طاقة حرة ثرموديناميكية]]
* [[إشعاع حراري]]
* [[توازن ديناميكي حراري|توازن ترموديناميكي]]
* [[حرارة|الحرارة]]
* [[فضاء الطور]]
* [[طاقة شمسية فضائية]]
* [[شغل (ديناميكا حرارية)|عمل (ترموديناميك)]]
* [[قائمة الخواص الترموديناميكية]]
* [[معادلة جيبس-هلمهولتز]]
{{فاصل-عمو}}
* [[قانون بويل]]
* [[قوانين الديناميكا الحرارية]]
* [[معادلات دينامية حرارية]]
* [[مقاومة الاتصال الحرارية|مقاومة التلامس الحراري]]
* [[كفاءة حرارية]]
* [[حمل (فيزياء)]]
* [[دورة كارنو]]
* [[دورة رانكن]]
* [[تصوير حراري]]
{{فاصل-عمو}}
* [[مبادل حراري]]
* [[نظام (تحريك حراري)|نظام حركة حرارية]]
* [[مخطط درجة الحرارة والإنتروبي]]
* [[مخطط الضغط والحجم]]
* [[كمون دينامي حراري]]
* [[معادلة كلاوزيوس-كلابيرون]]
* [[قواعد بيانات ترموديناميكية للمواد النقية]]
* [[معادلات دينامية حرارية]]
* [[ترموديناميكا كيميائية|ترمودینامیكا كيميائية]]
* [[معادلة فانت هوف]]
* [[حالة ثرموديناميكية|الحالة الثرموديناميكية]]
{{فاصل-عمو}}
{{نهاية-عمو}}

== مراجع ==

{{مراجع}}
{{روابط شقيقة}}
{{هامش-فيزياء }}
{{ضبط استنادي}}
{{علوم طبيعية}}
{{شريط بوابات|الفيزياء|الكيمياء|طاقة|كيمياء فيزيائية|هندسة|هندسة ميكانيكية}}
{{مصادر طبية}}

[[تصنيف:ديناميكا حرارية| ]]
[[تصنيف:حركية كيميائية]]
[[تصنيف:دخيل إغريقي]]
[[تصنيف:طاقة]]
[[تصنيف:فروع الفيزياء]]
[[تصنيف:قوانين الديناميكا الحرارية]]
[[تصنيف:مفاهيم فيزيائية]]
[[تصنيف:هندسة كيميائية]]