18.3: Энтропия и второй закон термодинамики

Первый закон термодинамики управляет изменениями функции состояния, которую мы назвали внутренней энергией (\ (U \)). Изменения внутренней энергии (ΔU) тесно связаны с изменениями энтальпии (ΔH), которая является мерой теплового потока между системой и ее окружением при постоянном давлении. Ранее вы также узнали, что изменение энтальпии химической реакции можно рассчитать с использованием табличных значений энтальпий образования. Эта информация, однако, не говорит нам, будет ли конкретный процесс или реакция возникать спонтанно.

Рассмотрим знакомый пример спонтанного изменения. Если горячая сковорода, которую только что сняли с плиты, соприкоснется с более холодным предметом, например с холодной водой в раковине, тепло будет перетекать от более горячего предмета к более холодному, в этом случае обычно выделяется пар. . В конце концов, оба объекта достигнут одинаковой температуры, при значении между начальными температурами двух объектов. Эта передача тепла от горячего объекта к более холодному подчиняется первому закону термодинамики: энергия сохраняется.

Теперь рассмотрим тот же процесс в обратном порядке. Предположим, что горячая сковорода в раковине с холодной водой стала горячее, а вода - холоднее. До тех пор, пока сковорода набирает такое же количество тепловой энергии, а вода теряет ее, первый закон термодинамики будет выполняться. Однако все мы знаем, что такого процесса не может быть: тепло всегда течет от горячего объекта к холодному, и никогда в обратном направлении. То есть сама по себе величина теплового потока, связанного с процессом, не предсказывает, будет ли процесс возникать спонтанно.

В течение многих лет химики и физики пытались определить единственную измеримую величину, которая позволила бы им предсказать, будет ли конкретный процесс или реакция происходить спонтанно. Первоначально многие из них сосредоточились на изменениях энтальпии и предположили, что экзотермический процесс всегда будет спонтанным. Но хотя верно то, что многие, если не большинство, спонтанных процессов являются экзотермическими, существует также много спонтанных процессов, которые не являются экзотермическими. Например, при давлении 1 атм лед самопроизвольно тает при температурах выше 0 ° C, но это эндотермический процесс, поскольку тепло поглощается. Точно так же многие соли (такие как NH 4 NO 3 , NaCl и KBr) самопроизвольно растворяются в воде, даже если они поглощают тепло из окружающей среды при растворении (т. Е. ΔHsoln >0). Реакции также могут быть как спонтанными, так и сильно эндотермическими, как реакция гидроксида бария с тиоцианатом аммония, показанная на рисунке \ (\ PageIndex \).

Рисунок \ (\ PageIndex \): эндотермическая реакция. Реакция гидроксида бария с тиоцианатом аммония является спонтанной, но сильно эндотермической, поэтому вода, один из продуктов реакции, быстро превращается в слякоть. Когда вода помещается на деревянный брусок под колбу, в колбе происходит сильно эндотермическая реакция, при которой вода, помещенная под химический стакан, замерзает, так что колба примерзает к древесине. Полный видеоролик: www.youtube.com/watch?v=GQkJI-Nq3Os.

Таким образом, энтальпия - не единственный фактор, определяющий, является ли процесс самопроизвольным. Например, после того, как кубик сахара растворился в стакане воды, так что молекулы сахарозы равномерно диспергировались в разбавленном растворе, они никогда самопроизвольно не объединятся в растворе, чтобы сформировать кубик сахара. Более того, молекулы газа остаются равномерно распределенными по всему объему стеклянной колбы и никогда самопроизвольно не собираются только в одной части доступного объема. Чтобы объяснить, почему эти явления происходят спонтанно только в одном направлении, требуется дополнительная функция состояния, называемая энтропией (S)., термодинамическое свойство всех веществ, пропорциональное степени их «беспорядка». В главе 13 мы ввели понятие энтропии в связи с образованием раствора. Здесь мы дополнительно исследуем природу этой функции состояния и определяем ее математически.

Энтропия

Химические и физические изменения в системе могут сопровождаться увеличением или уменьшением беспорядка в системе, что соответствует увеличению энтропии (ΔS>0) или уменьшению энтропии (ΔS f - S i .

Когда газ расширяется в вакуум, его энтропия увеличивается, потому что увеличенный объем допускает больший атомный или молекулярный беспорядок. Чем больше в газе атомов или молекул, тем сильнее беспорядок. Величина энтропии системы зависит от числа связанных с ней микроскопических состояний или микросостояний (в данном случае от числа атомов или молекул); то есть чем больше количество микросостояний, тем больше энтропия.

Мы можем проиллюстрировать концепции микросостояний и энтропии, используя колоду игральных карт, как показано на рисунке \ (\ PageIndex \). В любой новой колоде 52 карты расположены по четыре масти, каждая масть расположена в порядке убывания. Однако, если карты перемешаны, их можно расположить примерно 10 68 различными способами, что соответствует 10 68 различным микроскопическим состояниям. Следовательно, энтропия упорядоченной новой колоды карт низкая, тогда как энтропия случайно перетасованной колоды высока. Карточные игры придают более высокую ценность руке с низкой степенью беспорядка. В таких играх, как покер с пятью картами, только 4 из 2 598 960 различных возможных рук или микросостояний содержат высоко упорядоченное и ценное расположение карт, называемое флеш-роялем, почти 1,1 миллиона рук содержат одну пару и более одной.3 миллиона рук полностью неупорядочены и поэтому не имеют никакой ценности. Поскольку последние две схемы намного более вероятны, чем первая, ценность покерной руки обратно пропорциональна ее энтропии.

Рисунок \ (\ PageIndex \): Иллюстрация состояний с низкой и высокой энтропией с колодой игральных карт. Новая, не перетасованная колода имеет только одну расстановку, поэтому есть только одно микросостояние. Напротив, случайно перемешанная колода может иметь любое из примерно 10 68 различных расположений, которые соответствуют 10 68 различным микросостояниям. (CC BY-3.0; тренер).

Мы можем увидеть, как рассчитать такие вероятности для химической системы, рассмотрев возможные варианты расположения образца из четырех молекул газа в контейнере с двумя колбами (рис. \ (\ PageIndex \)). Есть пять возможных расположений: все четыре молекулы в левой лампочке (I); три молекулы в левой лампочке и одна в правой лампочке (II); две молекулы в каждой луковице (III); одна молекула в левой луковице и три молекулы в правой луковице (IV); и четыре молекулы в правой лампочке (V). Если мы присвоим каждой молекуле разный цвет, чтобы отслеживать ее для этого обсуждения (помните, однако, что в действительности молекулы неотличимы друг от друга), мы можем увидеть, что существует 16 различных способов, которыми четыре молекулы могут быть распределены в лампочки, каждая из которых соответствует определенному микросостоянию.Как показано на рисунке \ (\ PageIndex \), конфигурация I связана с одним микросостоянием, как и конфигурация V, поэтому вероятность каждой конфигурации составляет 1/16. Каждая конфигурация II и IV имеет вероятность 4/16, потому что каждая может существовать в четырех микросостояниях. Точно так же шесть различных микросостояний могут возникать как конфигурация III, что составляет вероятность этого расположения 6/16. Таким образом, расположение, которое мы ожидаем встретить, с половиной молекул газа в каждой лампе, является наиболее вероятным. Остальные не невозможны, но просто менее вероятны.Шесть различных микросостояний могут возникать в схеме III, что составляет вероятность этой схемы 6/16. Таким образом, расположение, которое мы ожидаем встретить, с половиной молекул газа в каждой лампе, является наиболее вероятным. Остальные не невозможны, но просто менее вероятны.Шесть различных микросостояний могут возникать в схеме III, что составляет вероятность этой схемы 6/16. Таким образом, расположение, которое мы ожидаем встретить, с половиной молекул газа в каждой колбе, является наиболее вероятным. Остальные не невозможны, но просто менее вероятны.

Рисунок \ (\ PageIndex \): возможные микросостояния для образца из четырех молекул газа в двух лампах одинакового объема

Существует 16 различных способов распределения четырех молекул газа между лампами, причем каждое распределение соответствует определенному микросостоянию. Каждая из конфигураций I и V создает одно микросостояние с вероятностью 1/16. Такое расположение настолько невероятно, что, вероятно, не соблюдается. Каждая конфигурация II и IV создает четыре микросостояния с вероятностью 4/16. Схема III, в которой половина молекул газа находится в каждой лампочке, имеет вероятность 6/16. Он охватывает большинство микросостояний, поэтому он наиболее вероятен.

Вместо четырех молекул газа давайте теперь рассмотрим 1 л идеального газа при стандартной температуре и давлении (STP), который содержит 2,69 × 10 22 молекул (6,022 × 10 23 молекулы / 22,4 л). Если мы позволим образцу газа расшириться во второй контейнер емкостью 1 л, вероятность нахождения всех 2,69 × 10 22 молекул в одном контейнере и ни одной в другой в любой момент времени будет чрезвычайно мала, приблизительно \ (\ frac >\). Вероятность такого события фактически равна нулю. Хотя ничто не мешает молекулам в пробе газа занимать только одну из двух лампочек, такое расположение настолько невероятно, что на самом деле никогда не наблюдается. Однако вероятность расположения практически равного количества молекул в каждой лампочке довольно высока,потому что существует множество эквивалентных микросостояний, в которых молекулы распределены одинаково. Следовательно, макроскопический образец газа занимает все доступное ему пространство просто потому, что это наиболее вероятное расположение.

Неупорядоченная система имеет большее количество возможных микросостояний, чем упорядоченная система, поэтому она имеет более высокую энтропию. Это наиболее отчетливо видно в изменениях энтропии, которые сопровождают фазовые переходы, такие как твердое тело в жидкость или жидкость в газ. Как вы знаете, кристаллическое твердое тело состоит из упорядоченного набора молекул, ионов или атомов, которые занимают фиксированные позиции в решетке, тогда как молекулы в жидкости могут свободно перемещаться и падать в объеме жидкости; молекулы в газе имеют даже большую свободу передвижения, чем молекулы в жидкости. Каждый градус движения увеличивает количество доступных микросостояний, что приводит к более высокой энтропии. Таким образом, энтропия системы должна увеличиваться во время плавления (ΔS fus>0). Точно так же, когда жидкость превращается в пар, большая свобода движения молекул в газовой фазе означает, что ΔS vap >0. И наоборот, обратные процессы (конденсация пара с образованием жидкости или замораживание жидкости с образованием solid) должно сопровождаться уменьшением энтропии системы: ΔS

Энтропия (S) - это термодинамическое свойство всех веществ, пропорциональное степени их беспорядка. Чем больше количество возможных микросостояний для системы, тем больше беспорядок и выше энтропия.

Эксперименты показывают, что величина ΔS vap составляет 80–90 Дж / (моль • К) для широкого спектра жидкостей с разными температурами кипения. Однако жидкости, которые имеют высокоупорядоченную структуру из-за водородных связей или других межмолекулярных взаимодействий, как правило, имеют значительно более высокие значения ΔS vap . Например, ΔS vapдля воды 102 Дж / (моль • К). Другой процесс, сопровождающийся изменением энтропии, - это образование раствора. Как показано на рисунке \ (\ PageIndex \), ожидается, что образование жидкого раствора из кристаллического твердого вещества (растворенного вещества) и жидкого растворителя приведет к увеличению числа доступных микросостояний системы и, следовательно, его энтропия. Действительно, растворение такого вещества, как NaCl, в воде разрушает как упорядоченную кристаллическую решетку NaCl, так и упорядоченную структуру воды с водородными связями, что приводит к увеличению энтропии системы. Однако в то же время каждый растворенный ион Na + становится гидратированным за счет упорядоченного расположения по крайней мере шести молекул воды, и ионы Cl - также заставляют воду принимать определенную локальную структуру. Оба эти эффекта увеличивают порядок системы,приводящее к снижению энтропии. Таким образом, общее изменение энтропии для образования раствора зависит от относительных величин этих противоположных факторов. В случае раствора NaCl разрушение кристаллической структуры NaCl и взаимодействия с водородными связями в воде количественно более важны, поэтому ΔSsoln >0.

Рисунок \ (\ PageIndex \): влияние образования решения на энтропию

Растворение NaCl в воде приводит к увеличению энтропии системы. Однако каждый гидратированный ион образует упорядоченное расположение с молекулами воды, что снижает энтропию системы. Величина увеличения больше, чем величина уменьшения, поэтому общее изменение энтропии для образования раствора NaCl является положительным.

Предскажите, какое вещество в каждой паре имеет более высокую энтропию, и обоснуйте свой ответ.

  1. 1 моль NH 3 (г) или 1 моль He (г), оба при 25 ° C
  2. 1 моль Pb (s) при 25 ° C или 1 моль Pb (l) при 800 ° C

Дано: количество веществ и температура

Запрошено: более высокая энтропия

Стратегия:

По количеству присутствующих атомов и фазе каждого вещества предскажите, какое из них имеет большее количество доступных микросостояний и, следовательно, более высокую энтропию.

Решение:

  1. Оба вещества являются газами при 25 ° C, но одно состоит из атомов He, а другое - из молекул NH 3 . С четырьмя атомами вместо одного молекулы NH 3 имеют больше доступных движений, что приводит к большему количеству микросостояний. Следовательно, мы прогнозируем, что образец NH 3 будет иметь более высокую энтропию.
  2. Природа атомных частиц одинакова в обоих случаях, но фазы различаются: один образец - твердое тело, а другой - жидкость. Основываясь на большей свободе движения, доступной атомам в жидкости, мы прогнозируем, что жидкий образец будет иметь более высокую энтропию.

Предскажите, какое вещество в каждой паре имеет более высокую энтропию, и обоснуйте свой ответ.

  1. 1 моль He (г) при 10 К и давлении 1 атм или 1 моль He (г) при 250 ° C и 0,2 атм.
  2. смесь 3 моль H 2 (г) и 1 моль N 2 (г) при 25 ° C и 1 атм или образец 2 моль NH 3 (г) при 25 ° C и 1 атм.

1 моль He (г) при 250 ° C и 0,2 атм (более высокая температура и более низкое давление указывают на больший объем и большее количество микросостояний)

Ответить

смесь 3 моль H 2 (г) и 1 моль N 2 (г) при 25 ° C и 1 атм (присутствует больше молекул газа)

Видео решение

Обратимые и необратимые изменения

Изменения энтропии (ΔS) вместе с изменениями энтальпии (ΔH) позволяют нам предсказать, в каком направлении химическое или физическое изменение произойдет спонтанно. Однако прежде чем обсуждать, как это сделать, мы должны понять разницу между обратимым процессом и необратимым. В обратимом процессе каждое промежуточное состояние между крайностями является состоянием равновесия, независимо от направления изменения. Напротив, необратимый процесс - это процесс, в котором промежуточные состояния не являются состояниями равновесия, поэтому изменение происходит спонтанно только в одном направлении. В результате обратимый процесс может изменить направление в любой момент, а необратимый процесс - нет. Когда газ обратимо расширяется против внешнего давления, например, от поршня,расширение можно в любой момент обратить вспять, изменив движение поршня; после сжатия газа можно позволить ему снова расшириться, и процесс может продолжаться бесконечно. Напротив, расширение газа в вакуум (Pext = 0) необратимо, поскольку внешнее давление значительно меньше внутреннего давления газа. Состояния равновесия не существует, и газ необратимо расширяется. Когда, например, газ выходит из микроскопического отверстия в баллоне в вакуум, процесс необратим; направление воздушного потока не может измениться.

Поскольку работа во время расширения газа зависит от противного внешнего давления (W = - P внутра & Dgr ; v), работа , выполняемая в обратимом процессе всегда равна или больше , чем работа , проделанной в соответствующем необратимом процессе: ш оборот ≥ ш irrev . Независимо от того, является ли процесс обратимым или необратимым, ΔU = q + w. Поскольку U является функцией состояния, величина ΔU не зависит от обратимости и не зависит от пройденного пути. Так

Работа, проделанная в обратимом процессе, всегда равна или больше работы, проделанной в соответствующем необратимом процессе: w rev ≥ w irv .

Другими словами, ΔU для процесса одинакова независимо от того, осуществляется ли этот процесс обратимым или необратимым образом. Теперь мы вернемся к нашему более раннему определению энтропии, используя величину теплового потока для обратимого процесса (q rev ) для количественного определения энтропии.

Связь между внутренней энергией и энтропией

Поскольку количество переданного тепла (q rev ) прямо пропорционально абсолютной температуре объекта (T) (q rev ∝ T), чем горячее объект, тем больше передается количество тепла. Более того, добавление тепла к системе увеличивает кинетическую энергию составляющих атомов и молекул и, следовательно, их беспорядок (ΔS ∝ q rev ). Комбинируя эти отношения для любого обратимого процесса,

Поскольку числитель (q об. ) Выражается в единицах энергии (джоулях), единицами измерения ΔS являются джоуль / кельвин (Дж / К). Признавая, что работа, совершаемая в обратимом процессе при постоянном давлении, равна w rev = −PΔV, мы можем выразить Уравнение \ (\ ref \) следующее:

Таким образом, изменение внутренней энергии системы связано с изменением энтропии, абсолютной температуры и проделанной работы \ (PV \).

Чтобы проиллюстрировать использование уравнения \ (\ ref \) и уравнение \ (\ ref \), прежде чем перейти к необратимому, рассмотрим два обратимых процесса. Когда образец идеального газа может обратимо расширяться при постоянной температуре, во время расширения к газу должно добавляться тепло, чтобы его \ (T \) оставался постоянным (рисунок \ (\ PageIndex \)). Внутренняя энергия газа не изменяется, потому что температура газа не изменяется; то есть \ (ΔU = 0 \) и \ (q_ = −w_ \). Во время расширения ΔV>0, поэтому газ совершает работу со своим окружением:

Согласно уравнению \ (\ ref \), это означает, что q rev должно увеличиваться во время расширения; то есть газ должен поглощать тепло из окружающей среды во время расширения, и окружающая среда должна отдавать такое же количество тепла. Таким образом, изменение энтропии системы составляет ΔS sys = + q rev / T, а изменение энтропии окружающей среды равно

Соответствующее изменение энтропии Вселенной тогда выглядит следующим образом:

Таким образом, изменения ΔS univ не произошло.

Рисунок \ (\ PageIndex \): Расширение газа при постоянной температуре

В исходном состоянии (вверху) температуры газа и окружающей среды одинаковы. Во время обратимого расширения газа к газу должно добавляться тепло для поддержания постоянной температуры. Таким образом, внутренняя энергия газа не изменяется, но происходит работа с окружающей средой. В конечном состоянии (внизу) температура окружающей среды ниже, потому что газ поглотил тепло из окружающей среды во время расширения.

Теперь рассмотрим обратимое таяние образца льда при 0 ° C и 1 атм. Энтальпия плавления льда составляет 6,01 кДж / моль, что означает, что 6,01 кДж тепла обратимо поглощается из окружающей среды, когда 1 моль льда тает при 0 ° C, как показано на рисунке \ (\ PageIndex \). Окружающая среда представляет собой образец углеродной пены низкой плотности, которая является теплопроводной, а система представляет собой кубик льда, помещенный на него. Направление теплового потока вдоль результирующего температурного градиента указано стрелкой. Из уравнения \ (\ ref \), видим, что энтропия плавления льда может быть записана следующим образом:

Условно термограмма показывает холодные области синим, теплые области красным и термически промежуточные области зеленым. Когда кубик льда (система, темно-синий) помещается на угол квадратного образца углеродной пены низкой плотности с очень высокой теплопроводностью, температура пены понижается (переход от красного к зеленому). По мере таяния льда появляется температурный градиент от теплого до очень холодного. Стрелка указывает направление теплового потока от окружающей среды (красный и зеленый) к кубику льда. Количество тепла, теряемого окружающей средой, равно количеству, полученному льдом, поэтому энтропия Вселенной не изменяется.

Рисунок \ (\ PageIndex \): термограммы, показывающие, что тепло поглощается из окружающей среды, когда лед тает при 0 ° C

В этом случае ΔS fus = (6.01 кДж / моль) / (273 K) = 22.0 Дж / (моль • K) = ΔS sys . Количество тепла, теряемого окружающей средой, равно количеству, полученному льдом, поэтому ΔS surr = q об / T = - (6,01 кДж / моль) / (273 K) = -22,0 Дж / (моль • K) . В очередной раз мы видим, что энтропия Вселенной не меняется:

В этих двух примерах обратимых процессов энтропия Вселенной не изменилась. Это верно для всех обратимых процессов и составляет часть второго закона термодинамики: энтропия Вселенной остается постоянной в обратимом процессе, тогда как энтропия Вселенной увеличивается в необратимом (спонтанном) процессе.

Второй закон термодинамики

Энтропия Вселенной увеличивается входе спонтанного процесса. Он также увеличиваетсяво время наблюдаемого неспонтанного процесса.

В качестве примера необратимого процесса рассмотрим изменения энтропии, которые сопровождают спонтанную и необратимую передачу тепла от горячего объекта к холодному, как это происходит, когда лава, извергнутая вулканом, течет в холодную воду океана. Холодное вещество, вода, набирает тепло (q>0), поэтому изменение энтропии воды можно записать как ΔS cold = q / T cold . Точно так же горячее вещество, лава, теряет тепло (q hot = −q / T hot , где T cold и T hot - температуры холодного и горячего вещества, соответственно. Таким образом, полное изменение энтропии Вселенной, сопровождающее этот процесс, равно

Числители в правой части уравнения \ (\ ref \) одинаковы по величине, но противоположны по знаку. Будет ли ΔS univ положительным или отрицательным, зависит от относительных величин знаменателей. По определению T hot >T cold , поэтому −q / T hot должно быть меньше q / T cold , а ΔS univ должно быть положительным. Как предсказывает второй закон термодинамики, энтропия Вселенной увеличивается во время этого необратимого процесса. Любой процесс, для которого ΔS univ положителен, по определению является спонтанным и произойдет, как написано. Наоборот, любой процесс, для которого ΔS univотрицательный, произойдет не так, как написано, а произойдет спонтанно в обратном направлении. Таким образом, мы видим, что тепло самопроизвольно передается от горячего вещества, лавы, к холодному веществу, океанской воде. Фактически, если лава достаточно горячая (например, если она расплавлена), может быть передано столько тепла, что вода превратится в пар (Рисунок \ (\ PageIndex \)).

Рисунок \ (\ PageIndex \): Самопроизвольная передача тепла от горячего вещества к холодному.

Пример \ (\ PageIndex \): Tin Pest

Олово имеет два аллотропа с разной структурой. Серое олово (α-олово) имеет структуру, аналогичную структуре алмаза, тогда как белое олово (β-олово) более плотное, со структурой элементарной ячейки, которая основана на прямоугольной призме. При температурах выше 13,2 ° C белое олово является более стабильной фазой, но ниже этой температуры оно медленно обратимо превращается в менее плотную порошкообразную серую фазу. Утверждалось, что это явление преследовало армию Наполеона во время его злополучного вторжения в Россию в 1812 году: пуговицы на его солдатских мундирах были сделаны из жести и, возможно, распались во время русской зимы, что отрицательно сказалось на здоровье (и моральном духе) солдат. . Превращение белого олова в серое олово является экзотермическим с ΔH = -2,1 кДж / моль при 13,2 ° C.

  1. Что такое ΔS для этого процесса?
  2. Какая форма олова более упорядочена - белая или серая?

Дано: ΔH и температура

Запрошено:ΔS и относительная степень порядка

Стратегия:

Используйте уравнение \ (\ ref \) для расчета изменения энтропии при обратимом фазовом переходе. По рассчитанному значению ΔS предскажите, какой аллотроп имеет более упорядоченную структуру.

Решение

  1. Мы знаем из уравнения \ (\ ref \), что изменение энтропии для любого обратимого процесса - это переданная теплота (в джоулях), деленная на температуру, при которой происходит процесс. Поскольку преобразование происходит при постоянном давлении, а ΔH и ΔU практически равны для реакций, в которых участвуют только твердые вещества, мы можем вычислить изменение энтропии для обратимого фазового перехода, где q rev = ΔH. Подставляя заданные значения для ΔH и температуры в градусы Кельвина (в данном случае T = 13,2 ° C = 286,4 K),
  1. Тот факт, что ΔS

Примечание: вопрос о том, действительно ли неисправные кнопки способствовали провалу вторжения, остается спорным; критики теории отмечают, что использованное олово было бы довольно нечистым и, следовательно, более устойчивым к низким температурам. Лабораторные испытания свидетельствуют о том, что время, необходимое для того, чтобы нелегированное олово серьезно повредило оловянными вредителями при пониженных температурах, составляет около 18 месяцев, что более чем в два раза превышает продолжительность российской кампании Наполеона. Однако ясно, что в некоторых полках, задействованных в кампании, были оловянные пуговицы, и что температура достигла достаточно низких значений (как минимум -40 ° C).

Элементарная сера существует в двух формах: орторомбической форме (S α ), которая стабильна ниже 95,3 ° C, и моноклинной форме (S β ), которая стабильна выше 95,3 ° C. Превращение орторомбической серы в моноклинную серу является эндотермическим, с ΔH = 0,401 кДж / моль при 1 атм.

  1. Что такое ΔS для этого процесса?
  2. Какая форма серы более упорядоченная - S α или S β ?

Ответ б

Резюме

Для данной системы, чем больше количество микросостояний, тем выше энтропия. Во время спонтанного процесса энтропия Вселенной увеличивается. \ [\ Delta S = \ frac >>\]

Мерой беспорядка системы является ее энтропия (S), функция состояния, значение которой увеличивается с увеличением числа доступных микросостояний. Обратимый процесс - это процесс, для которого все промежуточные состояния между крайностями являются состояниями равновесия; он может изменить направление в любое время. Напротив, необратимый процесс происходит только в одном направлении. Изменение энтропии системы или окружающей среды - это количество переданного тепла, деленное на температуру. Второй закон термодинамики гласит, что в обратимом процессе энтропия Вселенной постоянна, тогда как в необратимом процессе, таком как передача тепла от горячего объекта к холодному, энтропия Вселенной увеличивается.