Kuga Chapter 14 from Book

5 Pages
37 Views
Unlock Document

Department
Chemistry & Chemical Biology
Course
CHEM 1101
Professor
Sanga Kuga
Semester
Spring

Description
Chapter 14 • Spontaneous Processes: o Definition:   One that proceeds without outside intervention o Nonspontaneous process:  Occurs only as long as energy is added to the system o Spontaneity depends on dispersion of energy during a process • Spontaneity and Enthalpy (ΔH): o Many spontaneous processes are exothermic but not all  Ex: instant cold pack o Enthalpy not driving factor of exothermic reactions (entropy is) • Spontaneity and Entropy: o Second Law of Thermodynamics:  The total entropy of the universe increases  in any spontaneous process • ΔS univ= ΔS sysΔS surr  • (+) = (+) + (­) o Entropy (S):   A measure of the distribution of energy  in a system at a specific temperature  Energy distribution is affected by molecular motion,  volume • Increases as movement increases (i.e. ice to liquid  water = increase in entropy)  Greater the temperature = greater the entropy • Types of Molecular Motion: o Three types of motion:  Translational ­ movement through space  Rotational ­ spinning motion around axis ^ to bond  Vibrational – movement of atoms toward/away from each  other  As temperature increases, the amount of motion increases • Entropy and Microstates: o The motion of molecules is quantized:  Different molecular states related to molecular motion are  separated by specific energy levels o Microstate (W):   A unique distribution of particles among energy levels  W = number of accessible microstates that a number has • Statistics and Entropy (S): o Boltzmann’s equation:  S = k ln W  where:  –23 k   =1.38 ´ 10  J/K           = R/A   W  = # of accessible energy “microstates” (how dispersed  the energy in a system is.) Lecture 5 (1/16/2013) • Statistics and Entropy (S): o Boltzmann’s equation:  S = k ln W • where:  k   =1.38 ´ 10  J/K        = R/A   W  = # of accessible energy “microstates” (how dispersed  the energy in a system is) • Thermodynamic Entropy: o Isothermal Process:  A process that takes place at constant T. o Reversible Process:  A process that can be run in the reverse, restoring the initial  system, with no net energy flow into or out of the system. o For an isothermal process:    ΔS sys /rev /T sys • qrev flow of heat into or out from a system during a  reversible process. • Entropy Change & Spontaneity: o Consider an ice cube at 0.0°C (273 K) placed on a counter top at room  temperature (293 K). o Will it melt spontaneously?  ΔS univ= ΔS sysΔS surr  Heat flows into ice cube: ΔS sysq /rev  Heat flows out of counter top: ΔS surr= −q rev3 • Negative because ice cube causes table top to lose heat  ΔS = (q /273) + (−q /293) > 0   univ rev rev  Yes, ice cubes melt spontaneously at room temperature. Who  knew! • Entropy and Temperature: o Entropy increases as temperature increases o Decrease in temperature leads to decrease in entropy o … • Third Law of Thermodynamics: o Third Law of Thermodynamics:  The entropy of a perfect crystal is zero at absolute zero. (It has  only 1 microstate.) o Absolute Entropy:  The entr
More Less

Related notes for CHEM 1101

Log In


OR

Join OneClass

Access over 10 million pages of study
documents for 1.3 million courses.

Sign up

Join to view


OR

By registering, I agree to the Terms and Privacy Policies
Already have an account?
Just a few more details

So we can recommend you notes for your school.

Reset Password

Please enter below the email address you registered with and we will send you a link to reset your password.

Add your courses

Get notes from the top students in your class.


Submit