Entropia anorganickej chémie
entropia
Entropia (grécky en = in; trope = konverzia) je jednou z rozsiahlych stavových premenných z termodynamiky a má jednotku SI Joule/Kelvin (J/K). Zaviedol ju RUDOLF CLAUSIUS v roku 1884, keď sa pokúsil opísať procesy v tepelných a energetických strojoch. LUDWIG BOLZMANN neskôr predstavil vzťah k poriadku v systéme, podľa ktorého treba entropiu považovať za „mieru neporiadku“. Napríklad termodynamickej rovnováhe možno každému stavu rovnováhy priradiť konkrétnu hodnotu entropie.
V statickej fyzike entropia popisuje, aký objem fázového priestoru je možné dosiahnuť v systéme. Meria usporiadanosť fyzického systému z veľkého množstva jednotlivých objektov. Ide teda o mieru „nevedomosti o stave všetkých jednotlivých častíc“.
Dodávka/odvod tepla ⇒ zmena entropie
Pri absorpcii tepla (ale aj pri topení a varení) sa entropia nachádzajúca sa v systéme zvyšuje, zatiaľ čo pri uvoľňovaní tepla sa entropia znižuje. Ďalej môže byť zvýšenie entropie spôsobené zmiešaním, vedením tepla alebo chemickou reakciou. Entropia však vzniká aj pri premene mechanickej energie na tepelnú (napr. Trením).
Ak potom niekto pridá teplo Q do systému s teplotou T, nasleduje zvýšenie entropie:
To je dôvod, prečo sa endotermické procesy často uskutočňujú iba pri vysokých teplotách, pretože dochádza k menšiemu nárastu entropie, keď sa určité teplo Q dodáva pri vysokej teplote ako pri nízkej teplote.
Obrázok 1 (súradnicový systém)
Správanie entropie v spontánnych procesoch
Všeobecne platí pre zmenu entropie vo všetkých fyzikálnych a chemických procesoch toto: ΔS = SB - SA
Celková zmena potom vyplýva zo zmien entropických zmien prostredia alebo systému
ΔS celkom = ΔS prostredie + ΔS systém
V prípade spontánnych procesov vždy dochádza k poklesu celkového poriadku v systéme a v prostredí. Z toho vyplýva jasný nárast celkovej entropie ako charakteristika spontánneho procesu. Celková zmena zostane rovnaká, iba ak systém a jeho prostredie zostanú v rovnakom stave.
Uzavretý systém je špecialitou: V systéme, v ktorom nedochádza k výmene hmoty ani tepla s prostredím, sa entropia nemôže znižovať. Celková entropia systému a jeho prostredia preto nemôže klesnúť ⇒ Druhý zákon termodynamiky.
Z tohto dôvodu sa procesy formovania entropie nazývajú nevratné (nezvratné), pretože napríklad na zvrátenie týchto procesov je potrebný druhý systém, ktorý absorbuje novo vytvorenú energiu. Preto sa entropia môže časom iba zvyšovať, ale nie znižovať.
- Smer a dĺžka šípok sú indikátorom znamienka a rozsahu zmeny entropie.
- Rozdiel medzi šípkami ukazuje, že celková entropia vždy predpokladá väčšiu hodnotu pre spontánne procesy.
1 ⇒ exotermický proces, pri ktorom sa entropia prostredia zvyšuje v dôsledku uvoľňovania tepla
2 ⇒ tiež exotermický proces, pri ktorom sa však entropia systému znižuje, a preto nie je spontánna (tu musí byť proces vynútený spojeným systémom, ktorého entropia rastie)
2 ⇒ endotermický proces, ktorý však opäť prebieha spontánne, a preto sa entropia v systéme po pridaní tepla značne zvýši
Existujú však aj situácie, v ktorých sa entropia nedá znížiť uvoľnením tepla zo systému. To je prípad, keď je entropia systému nulová. Z tohto dôvodu je entropia pri absolútnej nule, t. J. T = 0 K, nulová pre ideálne kryštalizované čisté látky.
Tento jav sa tiež nazýva Tretí zákon termodynamiky určený.
Entropia v chemických reakciách
Každej látke je možné priradiť štandardnú molárnu entropiu Sm0. To platí pre štandardné podmienky a je možné ich vyhľadať v tabuľkách.
Ak sú známe molárne štandardné entropie eduktov a produktov, možno štandardnú reakčnú entropiu ΔrS0 určiť matematicky, analogicky s reakčnými entropiami:
s Δni ako zmena množstva látky, ktorá má záporné znamienko pre vstupné suroviny a kladné znamienko pre výrobky.
To platí aj pre chemické reakcie:
Celková entropia reakčného systému a prostredia rastie so spontánnymi chemickými reakciami.
Entropie ΔS organických látok v štandardnom stave pri 298,15 Kelvina (25 ° C) a 101,3 kPa nájdete v tabuľkách, ako je táto:
ΔS = ∑ ΔS (výrobky) - ∑ ΔS (východiskové materiály)
ΔS = 2 mol · 214 J/mol · K + 3 mol · 189 J/mol · K - 283 J/mol · K · 1 mol -
ΔS = 97 J/K (plynná voda) ⇒ zvýšenie entropie
ΔS = -260 J/K (kvapalina. Voda) ⇒ pokles entropie
ΔH = ∑ ΔfH (produkty) - ∑ ΔfH (edukty) ⇒ výpočet štandardnej entalpie formácie
Kvapalná voda: ΔH = 2 mol (-393 kJ/mol) + 3 mol (-286 kJ/mol)
- 1 mol · (-235 kJ/mol) - 3 mol · 0 kJ/mol
ΔG = ΔH - T · ΔS ⇒ výpočet voľnej entalpie
ΔG = -1409 kJ - 298,15 K (-260 J/K) = -1331,48 kJ (kvapalná voda)