Entropi og entalpi er to vigtige egenskaber ved et termodynamisk system. Selv om de er forskellige fra hinanden, er de relateret til hinanden. Dette indlæg giver en sammenligning mellem de to og fortæller også om forholdet mellem dem ved hjælp af eksempler.
Sammenhæng mellem Enthalpy og Entropi i et lukket system
T. ∆S = ∆H
Her er T den absolutte temperatur, ∆H er ændringen i entalpi, og ∆S er ændringen i entropi. Ifølge denne ligning medfører en stigning i et systems entalpi en stigning i dets entropi.
Vil du gerne skrive for os? Tja, vi leder efter gode skribenter, der har lyst til at sprede budskabet. Tag kontakt til os, og vi kan tale sammen…
Lad os arbejde sammen!
I kemi henviser termodynamik til det område, der beskæftiger sig med varme og energi i et system og studiet af energiforandringer i et system. Enthalpy og entropi er termodynamiske egenskaber.
Enthalpy Vs. Entropi
Enthalpy, der betegnes med symbolet “H”, henviser til målet for det samlede varmeindhold i et termodynamisk system under konstant tryk. Enthalpien beregnes i form af ændring, dvs. ∆H = ∆E + P∆V (hvor E er den indre energi). SI-enheden for entalpi er joules (J).
Entropi, der betegnes med symbolet “S”, er et mål for graden af uorden i et termodynamisk system. Den måles som joule pr. kelvin (J/K). Entropien beregnes i form af ændring, dvs, ∆S = ∆Q/T (hvor Q er varmeindholdet og T er temperaturen).
Lad os se nærmere på disse to termodynamiske egenskaber.
Hvad er Enthalpy?
Den kan defineres som den samlede energi i et termodynamisk system, der omfatter den indre energi. For et homogent system er den desuden summen af et systems interne energi E og produktet af systemets tryk (P) og volumen (V).
H = E + PV, hvor PV henviser til det mekaniske arbejde, der udføres på eller af systemet.
Enthalpy kan ikke måles direkte. Derfor betragtes en ændring i entalpi, der kan måles, som en ændring i entalpi. Den er givet ved,
∆H = ∆E + P∆V
Vil du gerne skrive for os? Ja, vi leder efter gode skribenter, der har lyst til at sprede budskabet. Tag kontakt til os, så kan vi tale sammen …
Lad os arbejde sammen!
Så er ændringen i entalpi summen af ændringen i den indre energi og det udførte arbejde.
Enthalpien er en tilstandsfunktion, og den er afhængig af ændringerne mellem begyndelsestilstanden og sluttilstanden, dvs. reaktanter og produkter i tilfælde af en kemisk reaktion. Derfor er entalpiændringen vigtig.
Der findes to typer kemiske reaktioner; nemlig exoterme og endoterme.
Exoterme reaktioner er reaktioner, hvor der sker en varmeafgivelse. I dette tilfælde afgives der energi til omgivelserne. Den energi, der kræves for at reaktionen kan finde sted, er mindre end den samlede energi, der frigives. Desuden er produkternes enthalpi lavere end reaktanternes enthalpi. Således er enthalpiforandringen eller ∆H negativ eller har en negativ værdi.
Endoterme reaktioner er reaktioner, hvor der sker en absorption af varme. I dette tilfælde absorberes energi fra omgivelserne i form af varme. Her er produkternes enthalpi højere end reaktanternes enthalpi. Således er enthalpiforandringen eller “∆H” positiv eller har en positiv værdi.
Så kan en reaktions enthalpi beregnes på følgende måde:
∆H = ∑ nHprodukter -∑ mHreaktanter, hvor n og m er koefficienterne for produkterne og reaktanterne.
Det vil sige, at ifølge ovennævnte ligning er en reaktions enthalpi summen af produkternes enthalpier fratrukket summen af reaktanternes enthalpier.
Hvad er entropi?
Det er en termodynamisk egenskab, opfundet af Rudolf Clausius, og kan defineres som et mål for antallet af specifikke måder, som et termodynamisk system kan indordnes på. Den kan omtales som et mål for kaos eller uorden i et lukket system. Det siges at være den varme eller termiske energi, der ikke længere er tilgængelig til at udføre arbejde i systemet, og som således er karakteristisk for partiklernes tilfældighed.
I henhold til termodynamikkens anden lov er der altid en stigning i entropien i et isoleret system.
‘∆S’ eller ændringen i entropi blev oprindeligt repræsenteret ved,
∆S = ∫ dQrev/T, hvor T er den absolutte temperatur og dQ er varmeoverførslen ind i systemet.
Denne ligning gælder for en termodynamisk reversibel proces. Desuden kan den også kaldes den makroskopiske definition af entropi.
Senere blev entropien beskrevet af Ludwig Boltzmann på baggrund af den statistiske opførsel af systemets mikroskopiske komponenter. Ifølge denne er entropien et mål for antallet af mulige mikroskopiske konfigurationer af atomer og molekyler (individuelt) i overensstemmelse med systemets makroskopiske tilstand.
S = KB ln W hvor,
S er entropien for en idealgas, KB er Boltzmanns konstant, og W er antallet af mikrotilstande svarende til en given makrotilstand.
Væsker har en lav entropi på grund af deres mere regelmæssige struktur sammenlignet med væsker. Væsker har en mellemliggende entropi, da de er mere ordnede end gas, men mindre ordnede end faste stoffer. Gasser er kendt for at have den højeste entropi, da de har den største uorden.
Eksempel
Både entalpi og entropi kan forklares med et eksempel som f.eks. smeltning af is. Denne faseændringsproces kan angives på følgende måde:
H2O(s) –> H2O(l)
I dette termodynamiske system absorberes varme af isen, hvilket gør ∆H positiv. På grund af den faseændring, der er involveret, dvs. at fast stof bliver til væske, øges niveauet af uorden i systemet, hvorved ∆S bliver positiv.
Ser man igen den førnævnte relationsligning, understreger den, at de to termodynamiske egenskaber er direkte proportionale med hinanden. Det skal dog bemærkes, at entropiforandringen i et lukket system aldrig kan være negativ.