Odpowiedź na to pytanie jest o tyle złożona, o ile my sami, mając predyspozycje i warunki do zrobienia danej czynności (na przykład sprzątania pokoju), nie zawsze ją wykonujemy.

Podobna sytuacja dotyczy procesów fizycznych i chemicznych – dany proces może przebiegać, jeśli istnieją ku temu korzystne warunki. Badaniem wszelkich efektów energetycznych przemian fizycznych i reakcji chemicznych oraz określaniem możliwości przebiegu danego procesu w określonych warunkach zajmuje się dział zwany termodynamiką$\text{II}$ zasada termodynamikitermodynamiką.

Wszystkie procesy, zachodzące wokół nas, z natury mają tendencję do przebiegania w jednym kierunku i w określonych warunkach. Przykładem tego jest topniejący lód, który wyciągniemy z zamrażarki, lub żelazo ulegające korozji pod wpływem czynników atmosferycznych. Są to procesy samorzutneproces samorzutnyprocesy samorzutne – czyli takie, które zachodzą naturalnie w określonych warunkach, pod wpływem dostarczonej energii ze źródła zewnętrznego (czyli z otoczenia). Co więcej, w danych warunkach taki proces może być określany mianem samorzutnego tylko w jednym kierunku, zatem proces odwrotny do niego nazywany jest procesem wymuszonymproces wymuszonyprocesem wymuszonym.

Zauważ, że te procesy związane są ze wzrostem nieporządku – bardziej nieuporządkowane są cząsteczki wody niż lodu i zdecydowanie większy nieład obserwujemy w przypadku skorodowanego żelaza, w porównaniu do błyszczącego nieskorodowanego metalu. Zatem procesowi samorzutnemu towarzyszy wzrost entropiientropiaentropii ($\Delta S$) układu, którą w sposób ilościowy określa się jako:

gdzie:

• $\Delta S$ – zmiana entropii $\left[\frac{\mathrm{J}}{\mathrm{K}}\right]$;

• $Q$ – ciepło wymienione przez układ z otoczeniem $\left[\mathrm{J}\right]$;

• $T$ – temperatura przemiany $\left[\mathrm{K}\right]$.

Na podstawie prac Ludwiga Boltzmanna, entropię ($S$) układu można wyrazić jako logarytmiczną zależność liczby mikrostanów ($W$) dla danego układu. Przez mikrostan należy rozumieć specyficzną konfigurację położenia i energii cząsteczek, które tworzą układ.

• $k$ – stała Boltzmanna ($1,38·{10}^{-23} \left[\frac{\mathrm{J}}{\mathrm{K}}\right]$)

Dla procesu zmiana entropii stanowi różnicę między jej wartościami końcowymi ($S_{\mathrm{k}}$) a początkowymi ($S_{\mathrm{p}}$):

Podsumowując: dla procesów, w których następuje wzrost liczby mikrostanów ($W_{\mathrm{k}}>W_{\mathrm{p}}$), zwiększa się entropia układu i $\Delta S>0$, natomiast dla procesów, w których następuje zmniejszenie liczby mikrostanów ($W_{\mathrm{k}}<W_{\mathrm{p}}$), następuje zmniejszenie entropii układu, $\Delta S<0$.

1

Polecenie 1

Jak zmienia się entropia dla przedstawionego na schemacie procesu? Przy założeniu, że po prawej stronie układu może znaleźć się tylko jedna kulka.

R1eUBrEOcTJzN

Ilustracja przedstawiająca stan początkowy, w którym cztery cząstki, symbolizowane przez kulki zieloną, czerwoną, niebieską i żółtą, są umieszczone w pierwszym pudełku. Strzałka w prawo, za strzałką pierwszy mikrostan, w którym trzy z kulek nadal znajdują się w pierwszym pudełku, czerwona znajduje się w drugim pudełku. Drugi mikrostan, trzy z kulek nadal znajdują się w pierwszym pudełku, a zielona kulka znajduje się w drugim pudełku. Trzeci mikrostan, trzy z kulek nadal znajdują się w pudełku, a niebieska kulka znajduje się w drugim pudełku. Czwarty mikrostan, trzy z kulek znajdują się w pierwszym pudełku, a żółta kulka w drugim.

R13K6vWAFQEDY

Rozwiązanie oraz odpowiedź zapisz w zeszycie do lekcji chemii, zrób zdjęcie, a następnie umieść je w wyznaczonym polu.

R1JR12CNitmsc

(Uzupełnij).

Wskazówki i klucze odpowiedzi

Pokaż rozwiązanie

Zgodnie ze wzorem:

$$\Delta S=S_{\mathrm{k}}-S_{\mathrm{p}}=k\ln \left(W_{\mathrm{k}}\right)-k\ln \left(W_{\mathrm{p}}\right)=k\ln \left(\frac{W_{\mathrm{k}}}{W_{\mathrm{p}}}\right)$$

$$\Delta S=\mathrm{1,38}·{10}^{-23}·\ln \left(\frac{4}{1}\right)=\mathrm{1,91}·{10}^{-23} \left[\frac{\mathrm{J}}{\mathrm{K}}\right]$$

Pokaż odpowiedź

Zgodnie z założeniami Boltzmanna dotyczącymi entropii, mamy tutaj zmianę entropii większą od zera, co jest zgodne z założeniem dla układu $W_{\mathrm{k}}>W_{\mathrm{p}}$.

Zmiany entropii następują podczas przebiegu reakcji chemicznych. Wyobrażenie sobie jednak, czy w danej reakcji chemicznej mamy do czynienia ze wzrostem, czy spadkiem entropii, nie jest łatwe. Na szczęście można obliczyć zmianę entropii, która towarzyszy danej reakcji chemicznej. Do tego celu należy znać standardowe entropie substancji, biorących udział w danej reakcji chemicznej, zatem:

Entropia standardowa ($S°$) substancji to wartość entropii tej substancji, znajdującej się w stanie standardowym ($1013 \mathrm{hPa}$, i w wybranej temperaturze, najczęściej $25°\mathrm{C}$), w odniesieniu do jednego mola tej substancji.

Dla danej reakcji chemicznej:

Zmiana entropii jest równa różnicy pomiędzy sumą standardowych entropii produktów a sumą standardowych entropii substratów (w ilościach, które odpowiadają współczynnikom stechiometrycznym w równaniu reakcji). A więc dla podanej reakcji wzór na standardową entropię reakcji wygląda następująco:

Indeks dolny Źródło: Dane termodynamiczne w $25°\mathrm{C}$, przy ciśnieniu standardowym dla wybranych substancji nieorganicznych, http://www.pg.gda.pl/chem/Dydaktyka/Fizyczna/chf_tch_I_cr_003a.pdf Indeks dolny koniec_{Źródło: Dane termodynamiczne w $25°\mathrm{C}$, przy ciśnieniu standardowym dla wybranych substancji nieorganicznych, http://www.pg.gda.pl/chem/Dydaktyka/Fizyczna/chf_tch_I_cr_003a.pdf}

Przyglądając się wartościom zawartym w tabeli, można zauważyć, że wszystkie podane wartości standardowych entropii są dodatnie. Jest to związane z założeniem, że zerową entropię posiada jedynie idealny kryształ, który nie będzie miał żadnych defektów w swojej strukturze (dla temperatury $0 \mathrm{K}$). Każda inna substancja będzie bardziej nieuporządkowana od tego kryształu, czyli jej entropia będzie dodatnia.

R154swIiY3c9N

Ilustracja przedstawiająca trzy kolby stożkowe, w których w wyniku przemian fazowych następuje wzrost entropii. Po lewej stronie, w pierwszej kolbie faza stała symbolizowana przez sześcienną kostkę złożoną z cząsteczek wody przedstawionych za pomocą modelu kulkowego. Strzałka w prawo, nad strzałką $\Delta S>0$, strzałka w lewo pod nią $\Delta S<0$. W środkowej kolbie faza ciekła cząsteczki wody ułożone luźno na dnie naczynia. Strzałka w prawo, nad strzałką $\Delta S>0$, strzałka w lewo, pod strzałką $\Delta S<0$. Po prawej stronie trzecie kolba w niej faza gazowa cząsteczki wody wypełniają całą objętość kolby.

Zgodnie z wiedzą, jaką posiadasz, oraz rysunkiem, który widzisz w fazie stałej, atomy (lub cząsteczki, lub jony) są w pewien sposób ściśle upakowane. Ich pozycje względem siebie są ustalone i są w stanie jedynie nieznacznie oscylować wokół nich. Zatem liczba mikrostanów w tym przypadku jest niewielka, a entropia również pozostaje niska.

Przejście ze stanu stałego do ciekłego wiąże się ze wzrostem entropii, ponieważ w fazie ciekłej indywidua chemiczne mogą się swobodnie poruszać względem siebie (w danej objętości cieczy). Zgodnie z tym, liczba mikrostanów jest znacznie większa niż w fazie stałej. Faza gazowa natomiast związana jest z jeszcze większym wzrostem entropii w stosunku do ciała stałego i cieczy, ponieważ liczba mikrostanów jest znacznie większa i ogranicza ją tylko naczynie, w którym znajduje się dany gaz.

Na entropię substancji mają wpływ:

• struktura indywiduów chemicznych (atomów, jonów lub cząsteczek);

Dla pojedynczych atomów, cięższe mają większą entropię w danej temperaturze niż lżejsze atomy (wynika to ze związku między masą cząstki a odstępem skwantowanych poziomów energii translacyjnej). Im większa liczba atomów w cząsteczkach, tym większa liczba możliwych mikrostanów, a tym samym większa entropia.

• rodzaje indywiduów chemicznych.

Entropia mieszaniny dwóch lub więcej różnych rodzajów cząsteczek jest większa niż entropia czystej substancji.

Analizując różne czynniki wpływające na entropię, można przewidywać wartość entropi dla różnych procesów fizycznych i chemicznych.

Słownik

Bibliografia

Bielański A., Podstawy Chemii nieorganicznej, Warszawa 1994.

Encyklopedia PWN

Hejwowska S., Marcinkowski R. Równowagi i procesy jonowe, Gdynia 2005.