La entropía y la entalpía son dos propiedades importantes de un sistema termodinámico. Aunque son diferentes entre sí, están relacionadas. En este post se ofrece una comparación entre ambas y también se indica la relación entre ellas, con la ayuda de ejemplos.
Relación entre la entalpía y la entropía de un sistema cerrado
T. ∆S = ∆H
Aquí, T es la temperatura absoluta, ∆H es el cambio de entalpía, y ∆S es el cambio de entropía. Según esta ecuación, un aumento de la entalpía de un sistema provoca un aumento de su entropía.
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En química, la termodinámica se refiere al campo que trata del calor y la energía de un sistema y al estudio del cambio de energía de un sistema. La entalpía y la entropía son propiedades termodinámicas.
Entalpía Vs. Entropía
La entalpía, denotada por el símbolo ‘H’, se refiere a la medida del contenido total de calor en un sistema termodinámico bajo presión constante. La entalpía se calcula en términos de cambio, es decir, ∆H = ∆E + P∆V(donde E es la energía interna). La unidad SI de la entalpía es el julio (J).
La entropía, denotada por el símbolo ‘S’, se refiere a la medida del nivel de desorden en un sistema termodinámico. Se mide en julios por kelvin (J/K). La entropía se calcula en términos de cambio, es decir ∆S = ∆Q/T (donde Q es el contenido de calor y T es la temperatura).
Veamos con más detalle estas dos propiedades termodinámicas.
¿Qué es la entalpía?
Se puede definir como la energía total de un sistema termodinámico que incluye la energía interna. Además, para un sistema homogéneo, es la suma de la energía interna E de un sistema y el producto de la presión (P) y el volumen (V) del sistema.
H = E + PV, donde PV se refiere al trabajo mecánico realizado sobre o por el sistema.
La entalpía no se puede medir directamente. Por lo tanto, se considera un cambio en la entalpía que se puede medir. Viene dada por,
∆H = ∆E + P∆V
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Así, el cambio en la entalpía es la suma del cambio en la energía interna y el trabajo realizado.
La entalpía es una función de estado y depende de los cambios entre el estado inicial y el final, es decir, los reactantes y los productos en el caso de una reacción química. Por lo tanto, el cambio de entalpía es importante.
Hay dos tipos de reacciones químicas; a saber, exotérmicas y endotérmicas.
Las reacciones exotérmicas son aquellas en las que hay una liberación de calor. En este caso, se cede energía al entorno. La energía necesaria para que se produzca la reacción es menor que la energía total liberada. Además, la entalpía de los productos es menor que la de los reactivos. Así, el cambio de entalpía o ∆H es negativo o tiene un valor negativo.
Las reacciones endotérmicas son aquellas en las que hay una absorción de calor. En este caso, se absorbe energía de su entorno en forma de calor. Aquí, la entalpía de los productos es mayor que la entalpía de los reactantes. Por lo tanto, el cambio de entalpía o ‘∆H’ es positivo o tiene un valor positivo.
Así, la entalpía de una reacción puede calcularse de la siguiente manera:
∆H = ∑ nHproductos -∑ mHreactantes, donde n y m son los coeficientes de los productos y los reactantes.
Es decir, según la citada ecuación, la entalpía de una reacción es la suma de las entalpías de los productos restada de la suma de las entalpías de los reactantes.
¿Qué es la Entropía?
Inventada por Rudolf Clausius, es una propiedad termodinámica y puede definirse como una medida del número de formas específicas en que puede disponerse un sistema termodinámico. Se puede referir a ella como una medida del caos o del desorden en un sistema cerrado. Se dice que es el calor o la energía térmica que ya no está disponible para realizar trabajo por el sistema, por lo tanto, es característica de la aleatoriedad de las partículas.
De acuerdo con la segunda ley de la termodinámica, siempre hay un aumento de la entropía de un sistema aislado.
‘∆S’ o el cambio de entropía se representaba originalmente por,
∆S = ∫ dQrev/T, donde T es la temperatura absoluta y dQ es la transferencia de calor al sistema.
Esta ecuación es para un proceso termodinámicamente reversible. Además, también puede llamarse la definición macroscópica de la entropía.
Más tarde, la entropía fue descrita por Ludwig Boltzmann basándose en el comportamiento estadístico de los componentes microscópicos del sistema. Según esto, la entropía es una medida del número de posibles configuraciones microscópicas de los átomos y moléculas (individualmente) de acuerdo con el estado macroscópico del sistema.
S = KB ln W donde,
S es la entropía de un gas ideal, KB es la constante de Boltzmann, y W es el número de microestados correspondientes a un determinado macroestado.
Los sólidos tienen una baja entropía debido a su estructura más regular en comparación con los líquidos. Los líquidos tienen una entropía intermedia ya que están más ordenados que los gases pero menos que los sólidos. Se sabe que los gases tienen la entropía más alta ya que tienen el mayor desorden.
Ejemplo
Tanto la entalpía como la entropía se pueden explicar con un ejemplo como la fusión del hielo. Este proceso de cambio de fase puede darse de la siguiente manera:
H2O(s) –> H2O(l)
En este sistema termodinámico, el calor es absorbido por el hielo, haciendo así que ∆H sea positivo. Ahora bien, debido al cambio de fase que se produce, es decir, que el sólido se convierte en líquido, el nivel de desorden en el sistema aumenta, haciendo así que ∆S sea positivo.
Considerando de nuevo la ecuación de relación mencionada, se subraya el hecho de que las dos propiedades termodinámicas son directamente proporcionales entre sí. Sin embargo, hay que tener en cuenta que el cambio de entropía de un sistema cerrado nunca puede ser negativo.