Стандартная молярная энтропия

В химии стандартная молярная энтропия — это содержание энтропии в одном моле чистого вещества при стандартном состоянии давления и любой интересующей температуре. Часто (но не обязательно) они выбираются в качестве стандартных температуры и давления .

Стандартная молярная энтропия при давлении = $P^{0}$ обычно обозначается символом $S°$ и имеет единицы джоули на моль на кельвин (Дж⋅моль ⁻¹⋅K ⁻¹). В отличие от стандартных энтальпий образования , значение $S°$ является абсолютным. То есть элемент в стандартном состоянии имеет определенное, ненулевое значение $S$ при комнатной температуре . Энтропия чистой кристаллической структуры может составлять 0 Дж⋅моль. ⁻¹⋅K ⁻¹ только при 0 К, согласно третьему началу термодинамики . Однако это предполагает, что материал образует « идеальный кристалл » без какой-либо остаточной энтропии . Это может быть связано с кристаллографическими дефектами , дислокациями и/или неполным вращательным закалкой внутри твердого тела, как первоначально указал Лайнус Полинг . ^[1] Эти вклады в энтропию всегда присутствуют, поскольку кристаллы всегда растут с конечной скоростью и при температуре. Однако остаточная энтропия часто весьма незначительна и может быть учтена, когда она возникает, с помощью статистической механики .

Термодинамика

Если моль твердого вещества представляет собой идеально упорядоченное твердое вещество при 0 К, то если твердое тело нагревается окружающей средой до 298,15 К без плавления, его абсолютная молярная энтропия будет суммой серии $N$ ступенчатых и обратимых изменений энтропии. Предел этой суммы как $N\rightarrow \infty$ становится интегралом:

S^{\circ }=\sum _{k=1}^{N}\Delta S_{k}=\sum _{k=1}^{N}{\frac {dQ_{k}}{T}}\rightarrow \int _{0}^{T_{2}}{\frac {dS}{dT}}dT=\int _{0}^{T_{2}}{\frac {C_{p_{k}}}{T}}dT

В этом примере $T_{2}=298.15K$ и $C_{p_{k}}$ – молярная теплоемкость при постоянном давлении вещества в обратимом процессе $k$ . Молярная теплоемкость не является постоянной в ходе эксперимента, поскольку она меняется в зависимости от (повышения) температуры вещества. Поэтому таблица значений для ${\frac {C_{p_{k}}}{T}}$ Требуется найти полную молярную энтропию. Количество ${\frac {dQ_{k}}{T}}$ представляет собой отношение очень малого обмена тепловой энергии к $Т.$ температуре Общая молярная энтропия представляет собой сумму многих небольших изменений молярной энтропии, причем каждое небольшое изменение можно рассматривать как обратимый процесс.

Химия

Стандартная молярная энтропия газа на СТП включает в себя вклады от: ^[2]

Теплоемкость (включая тепло , одного моля твердого вещества от 0 К до точки плавления поглощаемое при любых изменениях между различными кристаллическими структурами ).
Скрытая теплота плавления твердого тела.
Теплоемкость жидкости от точки плавления до точки кипения .
Скрытая теплота испарения жидкости.
Теплоемкость газа от температуры кипения до комнатной температуры.

Изменения энтропии связаны с фазовыми переходами и химическими реакциями . В химических уравнениях используется стандартная молярная энтропия реагентов и продуктов для нахождения стандартной энтропии реакции: ^[3]

{\Delta S^{\circ }}_{rxn}=S_{products}^{\circ }-S_{reactants}^{\circ }

Стандартная энтропия реакции помогает определить, произойдет ли реакция самопроизвольно . Согласно второму началу термодинамики , самопроизвольная реакция всегда приводит к увеличению полной энтропии системы и ее окружения:

(\Delta S_{total}=\Delta S_{system}+\Delta S_{surroundings})>0

Молярная энтропия не одинакова для всех газов. В одинаковых условиях оно больше для более тяжелого газа.

См. также

Ссылки

^ Полинг, Лайнус (1960). Природа химической связи (3-е изд.). Итака, Нью-Йорк: Издательство Корнельского университета.
^ Косанке, К. (2004). «Химическая термодинамика». Пиротехническая химия . Журнал пиротехники. п. 29. ISBN 1-889526-15-0 .
^ Чанг, Раймонд; Круикшанк, Брэндон (2005). «Энтропия, свободная энергия и равновесие». Химия . Высшее образование МакГроу-Хилл . п. 765. ИСБН 0-07-251264-4 .

Внешние ссылки

Таблица стандартных термодинамических свойств некоторых веществ

[1] Полинг, Лайнус (1960). Природа химической связи (3-е изд.). Итака, Нью-Йорк: Издательство Корнельского университета.

[2] Косанке, К. (2004). «Химическая термодинамика». Пиротехническая химия . Журнал пиротехники. п. 29. ISBN 1-889526-15-0 .

[3] Чанг, Раймонд; Круикшанк, Брэндон (2005). «Энтропия, свободная энергия и равновесие». Химия . Высшее образование МакГроу-Хилл . п. 765. ИСБН 0-07-251264-4 .

[1]

[2]

[3]