Постулат Планка. Абсолютное значение энтропии

По второму закону термодинамики для обратимых процессов

.

Следовательно, энтропия, также как и внутренняя энергия, определяется с точностью до произвольной постоянной. Ею является постоянная интегрирования приведенного выражения:

. (3.53)

Постоянная S ₀, не зависящая от температуры, может быть различной для разных тел в состоянии равновесия. Отсутствие сведений о S ₀ создает для практического применения термодинамики большие трудности, так как приводит к появлению неопределенных слагаемых и у других термодинамических функций (энергий Гиббса и Гельмгольца).

Отмеченные трудности устраняются, если для исследуемой системы можно использовать третий закон термодинамики, установленный в 1906 году В. Нернстом (этот закон также называют тепловой теоремой Нернста). Третий закон термодинамики формулируют в виде двух взаимосвязанных положений. При нулевой абсолютной температуре энтропия любых веществ, находящихся в равновесном состоянии, имеет одинаковое значение, не зависящее от фазы вещества. В изотермических процессах, происходящих при Т = 0 К, энтропия не зависит ни от обобщенных сил, ни от обобщенных координат.

М. Планк (1911) показал, что третий закон термодинамики равносилен следующему условию (постулат Планка): энтропия всех тел в состоянии равновесия стремится к нулю по мере приближения температуры к абсолютному нулю (т.е. константу интегрирования S ₀ в уравнении (3.53) можно принять равной нулю). Часто постулат Планка формулируют следующим образом: энтропия индивидуального кристаллического вещества при абсолютном нуле равна нулю.

Предельное значение энтропии не имеет какого-либо физического смысла и поэтому полагается равным нулю. Однако вывод о постоянстве S₀ относится лишь к полностью равновесным при Т = 0 К системам, что ограничивает область его практического применения. При понижении температуры релаксация неравновесных состояний затрудняется, внутреннее равновесие в веществе зачастую не успевает установиться за время опыта и поэтому в веществе «замораживается» некоторая остаточная энтропия.

Постулат Планка может быть обоснован с помощью формулы Больцмана:

S = k lnΩ.

С точки зрения статистической термодинамики энтропия идеального кристаллического вещества может быть равна нулю при 0 К только при условии Ω = 1, т.е. когда данное макросостояние может быть осуществлено единственным микросостоянием. Во всех остальных случаях энтропия кристаллического вещества при абсолютном нуле должна быть больше нуля.

Так, например, утверждение, что S ₀ = 0, нельзя распространять на твердые растворы, которые при Т = 0 К обладают конечной остаточной (нулевой) энтропией. Для одного моля твердого раствора (если предположить, что он является идеальным вплоть до абсолютного нуля и для каждого i -го компонента S_0i = 0) остаточная энтропия при Т = 0 К будет равна:

.

Для бинарного твердого раствора с х ₁ = х ₂ = 0,5, следовательно:

Дж/моль К.

Например, остаточная энтропия водорода при Т = 0 К обусловлена существованием двух его модификаций: пара - и орто -водорода. Наличие остаточной энтропии у несимметричных молекул (СО, NO, N₂O) связано с различной ориентацией молекул в кристалле. Для кристаллических веществ, решетки которых имеют какие-либо дефекты, S ₀ ≠ 0. Однако значение остаточной энтропии у большинства веществ, как правило, невелико по сравнению со значением энтропии вблизи 300 К. Поэтому, если пренебречь остаточной энтропией (S ₀ ≈ 0), то это мало повлияет на точность термодинамических расчетов. Кроме того, при термодинамических расчетах определяют изменение энтропии, в результате чего ошибки в значениях энтропии могут взаимно погашаться.

Итак, третий закон термодинамики (постулат Планка) позволяет вычислить так называемое абсолютное значение энтропии для веществ в любом агрегатном состоянии, если известны экспериментальные значения теплоемкостей от Т = 0 К до данной температуры, а также теплоты и температуры фазовых переходов. Уравнение для вычисления энтропии вещества в газообразном стандартном состоянии будет иметь вид:

, (3.54)

где индексы кр, ж, г относятся соответственно к кристаллическому, жидкому и газообразному состояниям вещества.

Аналогично могут быть вычислены значения стандартных энтропий веществ

,

то есть энтропий веществ при стандартных условиях (вещество находится в стандартном состоянии при температуре 298,15 К). Значения стандартных энтропий веществ приводятся в справочниках по термодинамическим свойствам веществ (справочник: табл. 44, стр. 72-91).

Из сопоставления значений стандартных энтропий веществ можно заключить, что:

– величина стандартной энтропии увеличивается при повышении массы частицы;

– стандартная энтропия ниже в ковалентно связанных твердых веществах с прочными, пространственно направленными связями (например, у алмаза меньше, чем у графита);

– при прочих равных условиях чем выше асимметрия молекулы, тем больше стандартная энтропия;

– стандартные энтропии газов (за исключением водорода) близки по величине и обычно значительно выше, чем энтропии жидкостей и твердых веществ, состоящих из молекул сравнимой сложности (газы менее упорядочены, чем жидкости или твердые вещества);

– стандартная энтропия газа уменьшается при его растворении в воде или в других растворителях;

– стандартная энтропия твердого вещества или жидкости возрастает при их растворении в воде или в других растворителях.

Кроме определения стандартных энтропий на основе экспериментальных данных, существует ряд методов приближенного расчета S ^o(298). Аналитические методы основаны на определенном математическом соотношении между физико-химичес-кими свойствами вещества, а графические методы основываются на построении графической зависимости между энтропией и какими-либо другими характеристиками однотипных веществ. Более удобными являются аналитические методы, так как они опираются на сравнительно небольшой объем предварительной информации об исследуемом веществе. Так, например, в основе метода Герца лежит эмпирическая формула для расчета S ^o(298) простых веществ и неорганических соединений в твердом состоянии:

[Дж/(моль К)],

где К _г – некоторая постоянная (согласно Герцу К _г =20,5); М – молярная масса; m – число атомов в молекуле соединения; (298) – стандартная теплоемкость вещества.

Расчеты показывают, что К _г остается примерно одинаковой только для соединений, принадлежащих к одному и тому же классу веществ. Поэтому метод Герца с фиксированным значением К _г = 20,5 не обеспечивает удовлетворительной точности для расчета S ^o(298) неорганических соединений (погрешность составляет 22 %).

В методе Истмана энтропия твердого вещества может быть вычислена при данной температуре Т, если известна его температура Дебая:

.

Предложены также методы расчета энтропии твердых соединений, основанные на суммировании инкрементов энтропии отдельных ионов, образующих соединение. Наиболее удовлетворительными считаются методы Латимера и Келли. В методе Латимера катионам приписываются некоторые постоянные значения энтропии, а анионам – значения, зависящие от заряда катиона. В методе Келли каждому конкретному иону в зависимости от его заряда приписывается определенное значение энтропии. Инкременты S ^o(298) неорганических веществ в кристаллическом состоянии приводятся в справочниках.

Туркдоган и Пирсон показали, что S ^o(298) твердых веществ является функцией молярного объема V (плотности ρ):

,

где а и b – постоянные, зависящие от класса соединения (галогениды, оксиды и т.д.), от стехиометрии соединения, от типа кристаллической решетки вещества. Постоянные а и b для однотипных соединений определяют с помощью обработки экспериментальных данных по S ^o(298) и M / ρ методом наименьших квадратов.

Практически нет надежных методов оценки энтропии неорганических веществ в жидком состоянии. Оценку стандартных энтропий жидких соединений можно провести, исходя из их теплоемкости:

,

где – стандартная температура кипения жидкости.

Стандартную энтропию газообразных соединений можно оценить, исходя из их молекулярной массы М:

.

Параметры уравнения а и b для соединений типа АB _x, где х изменяется от 1 до 6, приведены в справочниках (; ).

Дата добавления: 2014-01-04