L’entropie et l’enthalpie sont deux propriétés importantes d’un système thermodynamique. Bien qu’elles soient différentes l’une de l’autre, elles sont liées. Ce billet propose une comparaison entre les deux et vous indique également la relation entre elles, à l’aide d’exemples.
Relation entre l’enthalpie et l’entropie d’un système fermé
T. ∆S = ∆H
Ici, T est la température absolue, ∆H est la variation d’enthalpie, et ∆S est la variation d’entropie. Selon cette équation, une augmentation de l’enthalpie d’un système entraîne une augmentation de son entropie.
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En chimie, la thermodynamique désigne le domaine qui traite de la chaleur et de l’énergie d’un système et l’étude du changement d’énergie d’un système. L’enthalpie et l’entropie sont des propriétés thermodynamiques.
Enthalpie Vs. Entropie
L’enthalpie, désignée par le symbole ‘H’, désigne la mesure du contenu thermique total d’un système thermodynamique sous pression constante. L’enthalpie se calcule en termes de variation, c’est-à-dire ∆H = ∆E + P∆V(où E est l’énergie interne). L’unité SI de l’enthalpie est le joule (J).
L’entropie, désignée par le symbole ‘S’, désigne la mesure du niveau de désordre dans un système thermodynamique. Elle est mesurée en joules par kelvin (J/K). L’entropie se calcule en termes de variation, c’est-à-dire , ∆S = ∆Q/T (où Q est le contenu thermique et T est la température).
Regardons ces deux propriétés thermodynamiques plus en détail.
Qu’est-ce que l’enthalpie ?
Elle peut être définie comme l’énergie totale d’un système thermodynamique qui inclut l’énergie interne. De plus, pour un système homogène, c’est la somme de l’énergie interne E d’un système et du produit de la pression (P) et du volume (V) du système.
H = E + PV, où PV désigne le travail mécanique effectué sur ou par le système.
L’enthalpie ne peut pas être mesurée directement. On considère donc une variation d’enthalpie qui peut être mesurée. Elle est donnée par,
∆H = ∆E + P∆V
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Donc, la variation d’enthalpie est la somme de la variation d’énergie interne et du travail effectué.
L’enthalpie est une fonction d’état et elle dépend des changements entre l’état initial et l’état final c’est-à-dire les réactifs et les produits dans le cas d’une réaction chimique. Ainsi, le changement d’enthalpie est important.
Il existe deux types de réactions chimiques ; à savoir, exothermique et endothermique.
Les réactions exothermiques sont celles dans lesquelles il y a un dégagement de chaleur. Dans ce cas, de l’énergie est cédée à l’environnement. L’énergie nécessaire pour que la réaction se produise est inférieure à l’énergie totale libérée. De plus, l’enthalpie des produits est inférieure à l’enthalpie des réactifs. Ainsi, la variation d’enthalpie ou ∆H est négative ou a une valeur négative.
Les réactions endothermiques sont celles dans lesquelles il y a une absorption de chaleur. Dans ce cas, l’énergie est absorbée de son environnement sous forme de chaleur. Ici, l’enthalpie des produits est supérieure à l’enthalpie des réactifs. Ainsi, la variation d’enthalpie ou ‘∆H’ est positive ou a une valeur positive.
Donc, l’enthalpie d’une réaction peut être calculée comme suit :
∆H = ∑ nHproduits -∑ mHréactifs, où n et m sont les coefficients des produits et des réactifs.
C’est-à-dire que, selon l’équation précitée, l’enthalpie d’une réaction est la somme des enthalpies des produits soustraite de la somme des enthalpies des réactifs.
Qu’est-ce que l’entropie ?
Inventée par Rudolf Clausius, elle est une propriété thermodynamique et peut être définie comme une mesure du nombre de façons spécifiques dont un système thermodynamique peut être agencé. Elle peut être considérée comme une mesure du chaos ou du désordre dans un système fermé. On dit que c’est la chaleur ou l’énergie thermique qui n’est plus disponible pour faire du travail par le système, donc, caractéristique du caractère aléatoire des particules.
Selon la deuxième loi de la thermodynamique, il y a toujours une augmentation de l’entropie d’un système isolé.
Le « ∆S » ou la variation d’entropie était initialement représenté par,
∆S = ∫ dQrev/T, où T est la température absolue et dQ est le transfert de chaleur dans le système.
Cette équation concerne un processus thermodynamiquement réversible. En outre, elle peut également être appelée la définition macroscopique de l’entropie.
Plus tard, l’entropie a été décrite par Ludwig Boltzmann sur la base du comportement statistique des composants microscopiques du système. Selon cela, l’entropie est une mesure du nombre de configurations microscopiques possibles des atomes et des molécules (individuellement) en accord avec l’état macroscopique du système.
S = KB ln W où,
S est l’entropie d’un gaz idéal, KB est la constante de Boltzmann et W est le nombre de micro-états correspondant à un macro-état donné.
Les solides ont une faible entropie en raison de leur structure plus régulière par rapport aux liquides. Les liquides ont une entropie intermédiaire car ils sont plus ordonnés que les gaz mais moins ordonnés que les solides. Les gaz sont connus pour avoir l’entropie la plus élevée car ils ont le plus de désordre.
Exemple
L’enthalpie et l’entropie peuvent toutes deux être expliquées avec un exemple comme la fonte de la glace. Ce processus de changement de phase peut être donné comme suit :
H2O(s) –> H2O(l)
Dans ce système thermodynamique, la chaleur est absorbée par la glace, ce qui rend ∆H positif. Maintenant, en raison du changement de phase qui est impliqué c’est-à-dire le solide se transformant en liquide, le niveau de désordre dans le système augmente, rendant ainsi ∆S positif.
En considérant à nouveau l’équation de relation susmentionnée, elle souligne le fait que les deux propriétés thermodynamiques sont directement proportionnelles l’une à l’autre. Cependant, il convient de noter que la variation d’entropie d’un système fermé ne peut jamais être négative.
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