Изменения энтропии:

1. Энтропия увеличивается всегда, когда жидкость или твердое вещество превращаются в химической реакции в газ.

Пример:

Вещество: Na(_ТВ) Br₂(ж) H₂O(ж)

S⁰(тв, ж), Дж\(моль•К) 51,0 152,3 69,9

S⁰(г), Дж\(моль•К) 153,6 245 188,7

2) Энтропия повышается при увеличении массы частиц вещества, если другие условия неизменны.

Пример:

Вещество: F₂ Cl₂ Br₂ I₂ O O₂ O₃

S⁰, Дж\(моль•К) 203 223 245 261 161 205 238

3) Энтропия тем больше, чем сложнее химический состав вещества.

Пример:

Вещество: NaCl MgCl₂ AlCl₃

S⁰(тв), Дж\(моль•К) 72,4 89,5 167

4) Энтропия увеличивается при растворении жидкости или твердого вещества в воде или другом растворителе.

Пример:

Вещество: СН₃ОН(ж) NaCl(тв)

S⁰(тв, ж), Дж\(моль•К) 127,0 72,4

S⁰(р-р в воде), Дж\(моль•К) 132,3 115,4

5. Энтропия увеличивается по мере увеличения мягкости вещества и ослабления связей между атомами.

Пример:

Вещество: С(алмаз) Be(тв) Pb(тв) Hg(ж) Hg(г)

S⁰(тв, ж), Дж\(моль•К) 2,44 9,54 64,9 77,4 174,9

Состояние прочный твердый мягкий жидкость газ

кристалл металл металл

6. Энтропия уменьшается при растворении газов в жидком растворителе.

Пример:

Вещество: СН₃ОН (г) HCl (г)

S⁰(г), Дж\(моль•К) 236 186,7

S⁰(р-р в воде), Дж\(моль•К) 132,3 55,2

7. Энтропия ниже в твердых веществах с ковалентными связями.

Пример:

Вещество: С (алмаз) Sn серое, С (графит) Sn белое,

алмазоподобное металлическое

S⁰(тв), Дж\(моль•К) 2,44 44,8 5,7 51,5

Растения и животные – открытые системы - казалось бы вопреки II началу термодинамики самопроизвольно развиваются в сложные структуры, что сопровождается уменьшением ΔS, т.е. ΔS < 0 . По мере развития земных организмов беспорядок уменьшается. Это происходит потому, что неограниченно используется энергия солнца. Таким образом возникло некоторое противоречие фундаментальному закону и в процессе его разрешения ученые пришли к выводу, что для открытых систем ЭНТРОПИЯ как критерий возможности протекания процесса неприемлема, его одного недостаточно.

В

Д.У. Гиббс (1839 – 1903)

озникшая проблема в той или иной степени давно волновала ученых: необходима была функция, описывающая возможность самопроизвольного процесса, которая бы учитывала энергию связи атомов в соединении и перемещение этих соединений в пространстве.

Американский физик Джозайя Уиллард Гиббс (1839 - 1903) в 60-х годах 19 века ввел понятие "свободная энергия". Эта величина по решению Международного Союза Чистой и Прикладной Химии (IUPAC) называется "энергия Гиббса", а также имеет название «изобарно-изотермический потенциал». Определяется по формуле G=Н-ТS. Необходимость введения этого понятия была обусловлена тем, что измерить изменение величины свободной энергии легче, чем измерить изменение энтропии: ΔG = ΔН - ТΔS (Гиббс предложил эту формулу в 1876 году ).

Следует отметить, что свободная энергия характеризует только состояния при постоянных давлении и температуре. Они называются изобарно-изотермическими, поэтому и энергию Гиббса также рекомендовано IUPAC называть изобарно-изотермическим потенциалом. Его изменение (ΔG) в каком либо процессе позволяет предсказать возможность или невозможность его самопроизвольного протекания. При этом, если ΔG = 0 , то система находится в равновесии, если ΔG < 0 , то в системе может происходить самопроизвольный процесс, (например, взаимодействие кислоты со щёлочью), если ΔG > 0, то самопроизвольное изменение состояния системы невозможно.

Анализ формулы ΔG = ΔН – ТΔS приводит к выводу о том, что уменьшить энергию Гиббса системы можно:

1. либо путем уменьшения энтальпии системы (тепловой энергии);

2. либо путем увеличения энтропии системы.

При низкой температуре энтропия очень мало влияет на свободную энергию системы, поэтому в таких условиях уменьшение G по существо происходит за счет изменения энтальпии. Но при высоких температурах даже незначительное изменение энтропии может сильно повлиять на величину энергии Гиббса. Эта конкуренция между стремлением системы к низшей тепловой энергии и ее приближением к высшей энтропии лежит в основе образования и устойчивости всех фаз вещества в любых условиях.