2015-10-22
230
Подобно тому как первое начало вводит энтальпию, второе начало вводит следующую термодинамическую функцию – энтропию (Клаузиус 1850 г). Второе начало термодинамики имеет следующую формулировку: В замкнутой макроскопической системе энтропия при любом реальном процессе либо возрастает, либо остается неизменной, но никогда самопроизвольно не уменьшается: ∆S>0.
Изменение энтропии DS равно отношению количества теплоты DQ, сообщенного системе (или отведенного от нее), к температуре Т системы. Отсюда размерность [S] = Дж/мольК.
Энтропия реакции характеризует состояние системы, включающей все участвующие в реакции вещества, причем независимо от того, каким образом данное состояние было достигнуто. Энтропия реакции определяется соотношением, аналогичным выражению для энтальпии реакции: ∆S = ∑(n∆S)прод - ∑(n∆S)реаг.
Энтропия – это функция состояния системы, которая является мерой неупорядоченности данной системы, т.е. мерой хаоса.
Энтропия вещества тем выше, чем меньше упорядоченность частиц этого вещества. Наименьшее значение энтропии, равное 2 Дж/(мольК), из всех простых веществ имеет при 250С углерод в аллотропной форме алмаза, т.к. для кристаллической решетки алмаза характерна особо высокая упорядоченность.
|
|
|
Движущие силы химической реакции обусловлены ее стремлением к уменьшению запаса энергии, т.е. к увеличению энтропии. Возможность протекания реакции определяется не только DS, но и некоторой величиной ∆G, которая называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса и является также функцией состояния.
Энергия Гиббса определяется соотношением: ∆G = ∆Н – Q, а так как Q = T∆S, то выражение для энергии Гиббса реакции принимает следующий вид: ∆G = ∆Н – T∆S. Данное выражение является основным уравнением химической термодинамики. [DG] = Дж/моль.
Критерием самопроизвольного протекания химических реакций является отрицательное значение энергии Гиббса: ∆G<0, если же ∆G>0 – процесс самопроизвольно проходить не может.
