Πρότυπη μοριακή εντροπία

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Μετάβαση στην πλοήγηση Πήδηση στην αναζήτηση

Στη χημεία, η πρότυπη μοριακή εντροπία (standard molar entropy) είναι η περιεκτικότητα της εντροπίας ενός mol ουσίας, σε πρότυπες συνθήκες (όχι στις κανονικές συνθήκες ).

Η πρότυπη μοριακή εντροπία δίνεται συνήθως με το σύμβολο S° και με μονάδες Τζάουλ (μονάδα μέτρησης) ανά mol και ανά Κέλβιν (J mol−1 K−1). Αντίθετα με την πρότυπη μεταβολή ενθαλπίας σχηματισμού (standard enthalpy change of formation), η τιμή της S° είναι απόλυτη. Δηλαδή, ένα στοιχείο στην πρότυπη κατάσταση έχει μια μηδενική τιμή S° σε θερμοκρασία δωματίου. Η εντροπία μιας καθαρής κρυσταλλικής δομής μπορεί να είναι 0 J mol−1 K−1 μόνο στους 0 K, σύμφωνα με τον τρίτο θερμοδυναμικό νόμο. Όμως, αυτό προϋποθέτει ότι το υλικό σχηματίζει έναν 'τέλειο κρύσταλλο' χωρίς κανένα ελάττωμα ή εξάρμοση, που δεν είναι ποτέ πλήρως αληθές, επειδή οι κρύσταλλοι αυξάνονται πάντα σε μια πεπερασμένη θερμοκρασία. Αυτή η παραμένουσα εντροπία είναι συχνά σχεδόν αμελητέα.

Θερμοδυναμική[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Εάν ένα mol ουσίας ήταν στους 0 K, τότε αν ζεσταθεί από το περιβάλλον της στους 298 K, η ολική μοριακή της εντροπία θα ήταν η άθροιση όλων των N μεμονωμένων συνεισφορών:

Εδώ, dqk/T αναπαριστά μια πολύ μικρή ανταλλαγή θερμικής ενέργειας σε θερμοκρασία T. Η ολική μοριακή εντροπία είναι το άθροισμα πολλών μικρών μεταβολών στη μοριακή εντροπία, όπου κάθε μικρή μεταβολή μπορεί να θεωρηθεί μια αντιστρεπτή μεταβολή.

Χημεία[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Η πρότυπη μοριακή εντροπία ενός αερίου στις STP περιλαμβάνει συνεισφορές από:[1]

  • Τη θερμοχωρητικότητα ενός mol του στερεού από 0 K στο σημείο τήξης (συμπεριλαμβανόμενης της απορροφούμενης θερμότητας σε κάθε αλλαγή μεταξύ διαφορετικών κρυσταλλικών δομών (crystal structures))
  • Τη λανθάνουσα θερμότητα τήξης (latent heat of fusion) του στερεού.
  • Τη θερμοχωρητικότητα του υγρού από το σημείο τήξης στο σημείο βρασμού.
  • Τη λανθάνουσα θερμότητα εξάτμισης (latent heat of vaporization) του υγρού.
  • Τη θερμοχωρητικότητα του αερίου από το σημείο βρασμού σε θερμοκρασία δωματίου.

Οι μεταβολές στην εντροπία συσχετίζονται με τις μεταβολές φάσης (phase transitions) και τις χημικές αντιδράσεις. Οι χημικές εξισώσεις χρησιμοποιούν την πρότυπη μοριακή εντροπία των αντιδρώντων και των προϊόντων για να βρουν την πρότυπη εντροπία της αντίδρασης:[2]

ΔS°αντίδρασης = S°προϊόντωνS°αντιδρώντων

Η πρότυπη εντροπία της αντίδρασης βοηθά στον καθορισμό αν η αντίδραση θα λάβει χώρα αυθόρμητα. Σύμφωνα με τον δεύτερος θερμοδυναμικό νόμο, μια αυθόρμητη αντίδραση καταλήγει πάντα σε μια αύξηση της ολικής εντροπίας του συστήματος και του περιβάλλοντός της:

ΔSολική = ΔSσυστήματος + ΔSπεριβάλλοντος > 0

Δείτε επίσης[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Παραπομπές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. Kosanke, K. (2004). «Chemical Thermodynamics». Pyrotechnic chemistry. Journal of Pyrotechnics. σελ. 29. ISBN 1-889526-15-0. 
  2. Chang, Raymond; Brandon Cruickshank (2005). «Entropy, Free Energy and Equilibrium». Chemistry. McGraw-Hill Higher Education. σελ. 765. ISBN 0-07-251264-4. 

Εξωτερικοί σύνδεσμοι[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]