Szervetlen kémia entrópia
entrópia
Az entrópia (görög en = in; trópus = konverzió) a termodinamika egyik kiterjedt állapotváltozója, és rendelkezik Joule/Kelvin (J/K) SI egységgel. RUDOLF CLAUSIUS vezette be 1884-ben, amikor megpróbálta leírni a hő- és villamos gépek folyamatait. LUDWIG BOLZMANN később bemutatta a rendhez való viszonyt a rendszerben, amely szerint az entrópiát "a rendellenesség mértékének" kell tekinteni. Például egy termodinamikai egyensúlyhoz mindegyik egyensúlyi állapothoz egyedi entrópiaérték rendelhető.
A statikus fizikában az entrópia leírja, hogy mekkora fázistér térfogat érhető el egy rendszerben. Nagyszámú egyedi objektumból méri a fizikai rendszer rendjének állapotát. Ezért "az egyes részecskék állapotának tudatlansága" mértéke.
Hőellátás/eltávolítás ⇒ változás az entrópiában
A hő elnyelésénél (de az olvadásnál és a forralásnál is) a rendszerben található entrópia növekszik, míg a hő felszabadításakor az entrópia csökken. Ezenkívül az entrópia növekedését keverés, hővezetés vagy kémiai reakció is okozhatja. De entrópia akkor is felmerül, amikor a mechanikai energiát hőenergiává alakítják (pl. Súrlódás útján).
Ha ezután hozzáadjuk a Q hőt egy T hőmérsékletű rendszerhez, az entrópia növekedése következik:
Ezért az endoterm folyamatokat gyakran csak magas hőmérsékleten hajtják végre, mivel egy bizonyos Q hőellátás alacsony hőmérsékleten az entrópia kisebb növekedéséhez vezet.
1. ábra (koordinátarendszer)
Az entrópia viselkedése spontán folyamatokban
Általában a következő vonatkozik az entrópia változására minden fizikai és kémiai folyamatban: ΔS = SB - SA
A teljes változás ekkor a környezet vagy a rendszer entrópiás változásainak következménye
ΔS összesen = ΔS környezet + ΔS rendszer
Spontán folyamatok esetén mindig csökken a rendszer és a környezet általános rendje. Ezért a teljes entrópia egyértelmű növekedése következik a spontán folyamat jellemzőjeként. Az általános változás csak akkor marad ugyanaz, ha a rendszer és környezete azonos állapotban marad.
A zárt rendszer itt különlegesség: Egy olyan rendszerben, amelyben nincs anyag- vagy hőcsere a környezettel, az entrópia nem csökkenhet. A rendszer és környezete teljes entrópiája ezért nem csökkenhet ⇒ A termodinamika második törvénye.
Emiatt az entrópia kialakulásának folyamatait visszafordíthatatlannak (visszafordíthatatlannak) nevezik, mivel például az ilyen folyamatok megfordításához egy második rendszerre van szükség, amely elnyeli az újonnan létrehozott energiát. Ezért az entrópia csak növekedhet, de nem csökkenhet az idő múlásával.
- A nyilak iránya és hossza jelzi az entrópia változásának előjelét és nagyságát.
- A nyilak közötti különbség azt mutatja, hogy a teljes entrópia mindig nagyobb értéket vesz fel a spontán folyamatok esetében.
1 ⇒ egy exoterm folyamat, amelyben a hő felszabadulása miatt a környezet entrópiája megnő
2 ⇒ exoterm folyamat is, amelyben azonban a rendszer entrópiája csökken és ezért nem spontán (itt a folyamatot egy olyan kapcsolt rendszernek kell kikényszerítenie, amelynek az entrópiája növekszik)
2 ⇒ endoterm folyamat, amely azonban spontán módon ismét lejátszódik, ezért a rendszerben az entrópia jelentősen megnő a hő hozzáadásával
Vannak azonban olyan helyzetek is, amikor az entrópiát nem lehet csökkenteni a rendszer hőhordozásával. Ez az eset áll fenn, amikor egy rendszer entrópiája nulla. Emiatt az entrópia abszolút nulla, azaz T = 0K esetén nulla az ideálisan kristályosodott tiszta anyagok esetében.
Ezt a jelenséget nevezzük is A termodinamika harmadik törvénye kijelölt.
Entrópia kémiai reakciókban
Minden anyaghoz standard Sm0 moláris entrópia rendelhető. Ez a szokásos feltételekre vonatkozik, és a táblázatokban megnézhető.
Ha a kiindulási anyagok és termékek moláris standard entrópiája ismert, akkor az ΔrS0 standard reakció entrópia matematikailag meghatározható a reakció entrópiáival analóg módon:
ahol Δni az anyagmennyiség változása, amelynek negatív előjele van a kiindulási anyagokra és pozitív előjellel a termékekre.
Ez vonatkozik a kémiai reakciókra is:
A reagáló rendszer és a környezet teljes entrópiája spontán kémiai reakciókkal növekszik.
A szerves anyagok ΔS entrópiái standard állapotban, 298,15 Kelvin (25 ° C) és 101,3 kPa hőmérsékleten, az alábbi táblázatokban találhatók:
ΔS = ∑ ΔS (termékek) - ∑ ΔS (kiindulási anyagok)
ΔS = 2 mol · 214 J/mol · K + 3 mol · 189 J/mol · K - 283 J/mol · K · 1 mol -
ΔS = 97 J/K (gáznemű víz) ⇒ az entrópia növekedése
ΔS = -260 J/K (folyékony. Víz) ⇒ csökkenés az entrópiában
ΔH = ∑ ΔfH (termékek) - ∑ ΔfH (educts) formation a képződés standard entalpiajának kiszámítása
Folyékony víz: ΔH = 2 mol (-393 kJ/mol) + 3 mol (-286 kJ/mol)
- 1 mol · (-235 kJ/mol) - 3 mol · 0 kJ/mol
A szabad entalpia ΔG = ΔH - T · ΔS ⇒ számítása
ΔG = -1409 kJ - 298,15K (-260 J/K) = -1331,48 kJ (folyékony víz)