Den molära entropin beskrivs av entropin av hos en mol av ett specifikt ämne. Storheten beskrivs vanligtvis med S0 och anges i enheten J/(mol·K) (joule per mol-kelvin). Den molära entropin beskriver sannolikheten för vissa tillstånd, eller mer formellt sagt, oordningen, i ett mol av ett kemiska systemet och indikerar under vilka förhållanden reaktionen sker utan tillförsel av energi. Den molära entropin är en tillståndsfunktion och då endast beroende av systemets tillstånd, bland annat tryck och temperatur [1]. Den kan inte mätas med olika metoder[2].

HistoriaRedigera

Fenomenet entropi uppmärksammades främst av den tyska forskaren Rudolf Clausius. Idén om att entropi är ett mått på ett systems oordning förstärktes i senare år av den amerikanska forskaren Claude Shannon, på sent 1920-tal. Viktigt att nämna är att Shannons arbete möjliggjordes av tidigare framstående forskare såsom Ludwig Boltzmann och Max Planck. För att underlätta och utveckla entropins användningsområden introducerades under senare år begreppet “molär entropi” [3].

Idag utnyttjas molära entropin i flera naturvetenskaplig inriktningar, bland annat inom generell kemi, fysikalisk kemi och termodynamik.

TabellerRedigera

Ämnes molära entropi följer de två första termodynamiska huvudsatserna. Den första beskriver energiprincipen och den andra menar på att universum strävar efter en större entropi. Matematiska samband innehållande den molära entropi används främst för att visualisera irreversibiliteten av en termodynamisk process[4].

Tabell över kända molära entropierRedigera

Den molär entropi är entropin av ett mol utgjord av ett specifikt ämne i med trycket 1 atm (101.3 kPa). Denna beskrivs ofta med Sm°.

Tabell: Visar de molära entropin för ett visst ämne i trycket 1 atm och temperaturen 25℃ (för en mer fullständig tabell se källa 4 [5])

Ämne (fasta) S0m/JK-1mol-1 Ämne (gaser) S0m/JK-1mol-1 Ämne (flytande) S0m/JK-1mol-1
Si 18,8 H2 130,7 Hg 76,0
Ge 31,1 HCl 186,9 H2O 69,9
Pb 64,8 HBr 198,7 Br2 152,2
Li 29,1 N2 191.6 CH3OH 126,8
Na 51,2 O2 205,1 C2H5OH 160,7
Rb 69,5 CO2 213,7
KCl 82,6 NO2 240,1
MgO 26,9 SO2 248,2
NaCl 72,1 O3 238,9

Formler och sambandRedigera

Det finns matematiska samband för reaktioners entropi, med hjälp av reaktanternas och produkternas molära entropi. Är dessa givna går det att beräkna skillnaden i molär entropi med hjälp av formeln nedan.

ΔS=ΣnpS0produkter-ΣnrS0reaktanter

Där np är antalet atomer eller molekyler i produkten, nr är antalet atomer eller molekyler i reaktanten och S0 är den molära entropin för respektive produkt och reaktant.

Är antalet atomer eller molekyler mindre på produktsidan bör således S0 vara positiv, och tvärtom [6].

 
Beskriver hur den molära entropin förhåller sig till olika aggregationstillstånden

Förenklat är S0> 0 när[7]:

  • När fasta reaktanter blir till flytande och gasformiga produkter
  • Flytande produkter blir till gasformiga reaktanter
  • Mindre partiklar blir till större

Förenklat är S0< 0 när [7]:

  • Gasformiga eller flytande reaktanter blir till fasta produkter
  • Gasformiga reaktanter blir till flytande produkter
  • Större partiklar blir till mindre
  • Det finns fler mol gas i produkterna än i reaktanterna

Sambandet ovan kan också motiveras med logiska resonemang. Bland annat att mer komplexa kemiska sammansättningar har högre molär entropi då det finns fler möjliga arrangemang av atomer i rymden. Gaser tenderar också att ha högre molär entropi än de resterande aggregationstillstånd på grund av samma anledning som ovan.

Stora skillnader i molär entropi sker vid fasförändringar då det leder till plötsliga ökande eller minskande av molekylär rörlighet samt volym tillgångar [8]. Att ett ämnes molära entropi blir negativ när reaktanterna har större molär entropi än produkten går faktiskt inte mot termodynamikens andra lag. Detta då Beräkningarna utförs i ett isolerat system och generellt kan detta beskrivas med att Sgas>Sfast>Sflytande>Sfast [7].

KällorRedigera

  1. ^ ”entropi - Uppslagsverk - NE.se”. www.ne.se. https://www.ne.se/uppslagsverk/encyklopedi/l%C3%A5ng/entropi. Läst 16 mars 2022. 
  2. ^ Whittaker, A.G (2000). Physical Chemistry. sid. 31-33. Läst 22 maj 2012 
  3. ^ ”entropy | Definition & Equation | Britannica” (på engelska). www.britannica.com. https://www.britannica.com/science/entropy-physics. Läst 31 mars 2022. 
  4. ^ Lemons, Don S., Professor Emeritus of Physics at Bethel College (2013). A Student’s Guide to Entropy. sid. 1-2. Läst 14 september 2022 
  5. ^ ”16.7: Standard Molar Entropies” (på engelska). Chemistry LibreTexts. 9 maj 2016. https://chem.libretexts.org/Bookshelves/General_Chemistry/Book%3A_ChemPRIME_(Moore_et_al.)/16%3A_Entropy_and_Spontaneous_Reactions/16.07%3A_Standard_Molar_Entropies. Läst 9 april 2022. 
  6. ^ ”Practice Calculating Entropy of Reaction with This Chemistry Sample Problem” (på engelska). ThoughtCo. https://www.thoughtco.com/entropy-of-reaction-example-problem-609483. Läst 8 maj 2022. 
  7. ^ [a b c] ”What Standard Molar Entropy Means” (på engelska). ThoughtCo. https://www.thoughtco.com/standard-molar-entropy-608912. Läst 8 maj 2022. 
  8. ^ Key, Jessie A. (2014-09-16) (på engelska). Measuring Entropy and Entropy Changes. https://opentextbc.ca/introductorychemistry/chapter/measuring-entropy-and-entropy-changes/. Läst 8 maj 2022.