إنتروبيا مولية قياسية

عندما يكون 1 مول من المادة عند درجة الصفر المطلق (0 كلفن) ، ثم ترتفع درجة حرارته حتى تصل إلى 298 كلفن فنحصل على انتروبيته المولية عن طريق جمع جميع الفقرات المتتالية N :

${\displaystyle S^{\circ }=\sum _{k=1}^{N}\Delta S_{k}=\sum _{k=1}^{N}\int {\frac {dq_{k}}{T}}\,dT}$ 

حيث dq_k/T هي كمية الحرارة المكتسبة عند درجة الحرارة T. ويكون مجموع تلك الفقرات المتتالية المقترنة بارتفاعات صغيرة في درجات الحرارة هي الإنتروبية المولية الكلية (للبلورة) ، حيث يمكن اعتبار كل تغير صغير خلال تلك الفقرات المتتالية بأنه تغير عكوسي.

تمر مادة عند ارتفاع درجة حرارتها تدريجيا بأطوار مختلفة، من حالة صلبة تنصهر إلى حالة سائلة ثم تتبخر وتصبح في حالة غازية ، كما يمكن أن تتغير حالتها البلورية مثلا من الشكل البلوري المكعب إلى النظام البلوري السداسي، فعلينا عند رفع درجة حرارة الجسم وتعيين الحرارة المكتسبة في كل من الفقرات الصغيرة لتغير درجة الحرارة أخد جميع تلك الأطوار في الحسبان لتعيين الإنتروبيا المولية القياسية لمادة.

وتتضمن الانتروبيا المولية القياسية لغاز في الظروف القياسية لدرجة الحرارة والضغط STP جميع الأجزاء الناتجة من الفقرات التالية:

• السعة الحرارية ل 1 مول من المادة الصلبة عند 0 كلفن وحتى نقطة الانصهار ، بما فيها أيضا الحرارة المكتسبة عند تحول النظام البلوري للمادة الصلبة، إن وجد) ،
• حرارة الانصهار للمادة الصلبة،
• السعة الحرارية للسائل من نقطة الانصهار إلى نقطة الغليان،
• حرارة تبخر السائل،
• السعة الحرارية للغاز من نقطة الغليان حتى درجة حرارة الغرفة.

وتتغير الإنتروبيا بتغير طور المادة وخلال التفاعل الكيميائي. وتستخدم معادلة التفاعل الانتروبيا المولية القياسية للمواد الداخلة في التفاعل والمواد الناتجة من التفاعل بغرض تعيين الانتروبيا القياسية للتفاعل، حيث يكون :

ΔS°_rxn = S°_products – S°_reactants

ويمكننا عن طريق تعيين الانتروبيا القياسية لتفاعل معرفة عما إذا كان التفاعل يسير من نفسه تلقائيا أم لا. وطبقا للقانون الثاني للديناميكا الحرارية يتسبب تفاعل تلقائي دائما في حدوث ارتفاع في الإنتروبيا الكلية للنظام وللوسط المحيط :

ΔS_total = ΔS_system + ΔS_{surroundings > 0}