Der Unterschied zwischen Entropie und Enthalpie in der Thermodynamik

Entropie und Enthalpie sind zwei wichtige Eigenschaften eines thermodynamischen Systems. Obwohl sie sich voneinander unterscheiden, sind sie miteinander verwandt. Dieser Beitrag bietet einen Vergleich zwischen den beiden und erklärt auch die Beziehung zwischen ihnen mit Hilfe von Beispielen.

Beziehung zwischen Enthalpie und Entropie eines geschlossenen Systems

T. ∆S = ∆H
Hier ist T die absolute Temperatur, ∆H ist die Änderung der Enthalpie und ∆S ist die Änderung der Entropie. Nach dieser Gleichung bewirkt eine Erhöhung der Enthalpie eines Systems eine Erhöhung seiner Entropie.

In der Chemie bezieht sich die Thermodynamik auf das Gebiet, das sich mit der Wärme und Energie eines Systems und der Untersuchung der Energieveränderung eines Systems beschäftigt. Enthalpie und Entropie sind thermodynamische Eigenschaften.

Enthalpie vs. Entropie

Enthalpie, bezeichnet mit dem Symbol ‚H‘, ist das Maß für den Gesamtwärmegehalt in einem thermodynamischen System unter konstantem Druck. Die Enthalpie wird als Änderung berechnet, d. h. ∆H = ∆E + P∆V (wobei E die innere Energie ist). Die SI-Einheit der Enthalpie ist Joule (J).

Die Entropie, die mit dem Symbol „S“ bezeichnet wird, ist das Maß für den Grad der Unordnung in einem thermodynamischen System. Sie wird in Joule pro Kelvin (J/K) gemessen. Die Entropie wird als Veränderung berechnet, d. h., ∆S = ∆Q/T (wobei Q der Wärmeinhalt und T die Temperatur ist).

Lassen Sie uns diese beiden thermodynamischen Eigenschaften näher betrachten.

Was ist Enthalpie?

Sie kann als die Gesamtenergie eines thermodynamischen Systems definiert werden, die die innere Energie einschließt. Für ein homogenes System ist sie die Summe aus der inneren Energie E eines Systems und dem Produkt aus Druck (P) und Volumen (V) des Systems.

H = E + PV, wobei sich PV auf die mechanische Arbeit bezieht, die am oder durch das System geleistet wird.

Enthalpie kann nicht direkt gemessen werden. Daher wird eine Änderung der Enthalpie betrachtet, die gemessen werden kann. Sie ist gegeben durch,

∆H = ∆E + P∆V

Die Änderung der Enthalpie ist also die Summe aus der Änderung der inneren Energie und der geleisteten Arbeit.

Die Enthalpie ist eine Zustandsfunktion und hängt von den Änderungen zwischen dem Anfangs- und dem Endzustand, d.h. Reaktanten und Produkten bei einer chemischen Reaktion ab. Daher ist die Enthalpieänderung wichtig.

Es gibt zwei Arten von chemischen Reaktionen, nämlich exotherme und endotherme.

Exotherme Reaktionen sind solche, bei denen es zu einer Wärmeabgabe kommt. In diesem Fall wird Energie an die Umgebung abgegeben. Die für die Reaktion benötigte Energie ist geringer als die insgesamt freigesetzte Energie. Außerdem ist die Enthalpie der Produkte geringer als die Enthalpie der Reaktanden. Daher ist die Enthalpieänderung oder ∆H negativ oder hat einen negativen Wert.

Endotherme Reaktionen sind solche, bei denen es zu einer Absorption von Wärme kommt. In diesem Fall wird Energie aus der Umgebung in Form von Wärme absorbiert. Dabei ist die Enthalpie der Produkte höher als die Enthalpie der Edukte. Daher ist die Enthalpieänderung oder „∆H“ positiv oder hat einen positiven Wert.

Die Enthalpie einer Reaktion kann also wie folgt berechnet werden:

∆H = ∑ nHProdukte -∑ mHReaktanten, wobei n und m die Koeffizienten der Produkte und Reaktanten sind.

Das heißt, nach der oben genannten Gleichung ist die Enthalpie einer Reaktion die Summe der Enthalpien der Produkte, subtrahiert von der Summe der Enthalpien der Reaktanten.

Was ist Entropie?

Erfunden von Rudolf Clausius, ist es eine thermodynamische Eigenschaft und kann als ein Maß für die Anzahl der spezifischen Möglichkeiten, in denen ein thermodynamisches System angeordnet werden kann, definiert werden. Man kann sie als Maß für das Chaos oder die Unordnung in einem geschlossenen System bezeichnen. Man sagt, sie sei die Wärme oder thermische Energie, die dem System nicht mehr zur Verfügung steht, um Arbeit zu verrichten, also charakteristisch für die Zufälligkeit von Teilchen.

Nach dem zweiten Hauptsatz der Thermodynamik nimmt die Entropie eines isolierten Systems immer zu.

‚∆S‘ oder die Änderung der Entropie wurde ursprünglich dargestellt durch,

∆S = ∫ dQrev/T, wobei T die absolute Temperatur und dQ die Wärmeübertragung in das System ist.

Diese Gleichung gilt für einen thermodynamisch reversiblen Prozess. Darüber hinaus kann sie auch als makroskopische Definition der Entropie bezeichnet werden.

Später wurde die Entropie von Ludwig Boltzmann auf der Grundlage des statistischen Verhaltens der mikroskopischen Komponenten des Systems beschrieben. Demnach ist die Entropie ein Maß für die Anzahl der möglichen mikroskopischen Konfigurationen der Atome und Moleküle (einzeln) in Übereinstimmung mit dem makroskopischen Zustand des Systems.

S = KB ln W wobei,
S die Entropie eines idealen Gases, KB die Boltzmann-Konstante und W die Anzahl der Mikrozustände ist, die einem bestimmten Makrozustand entsprechen.

Feststoffe haben aufgrund ihrer regelmäßigeren Struktur im Vergleich zu Flüssigkeiten eine niedrige Entropie. Flüssigkeiten haben eine mittlere Entropie, da sie geordneter sind als Gase, aber weniger geordnet als Feststoffe. Gase haben bekanntermaßen die höchste Entropie, da sie die größte Unordnung aufweisen.

Beispiel

Sowohl die Enthalpie als auch die Entropie lassen sich anhand eines Beispiels wie dem Schmelzen von Eis erklären. Dieser Phasenwechselprozess lässt sich wie folgt darstellen:

H2O(s) –> H2O(l)

In diesem thermodynamischen System wird vom Eis Wärme aufgenommen, wodurch ∆H positiv wird. Aufgrund des Phasenwechsels, d. h. der Umwandlung von fest in flüssig, nimmt der Grad der Unordnung im System zu, wodurch ∆S positiv wird.

Betrachtet man die oben genannte Beziehungsgleichung erneut, so unterstreicht sie die Tatsache, dass die beiden thermodynamischen Eigenschaften direkt proportional zueinander sind. Es ist jedoch zu beachten, dass die Entropieänderung eines geschlossenen Systems niemals negativ sein kann.