Az entrópia és az entalpia közötti különbség a termodinamikában

Az entrópia és az entalpia egy termodinamikai rendszer két fontos tulajdonsága. Bár különböznek egymástól, mégis összefüggnek egymással. Ebben a bejegyzésben összehasonlítjuk a kettőt, és példák segítségével elmondjuk a köztük lévő kapcsolatot is.

Egy zárt rendszer entalpiája és entrópiája közötti kapcsolat

T. ∆S = ∆H
Itt T az abszolút hőmérséklet, ∆H az entalpia változása, ∆S pedig az entrópia változása. Ezen egyenlet szerint egy rendszer entalpiájának növekedése az entrópia növekedését okozza.

Szeretnél írni nekünk? Nos, jó írókat keresünk, akik szeretnék terjeszteni az igét. Vedd fel velünk a kapcsolatot, és beszélgetünk…

Munkálkodjunk együtt!

Kémiában a termodinamika a rendszer hőjével és energiájával foglalkozó területet, valamint a rendszer energiaváltozásának tanulmányozását jelenti. Az entalpia és az entrópia termodinamikai tulajdonságok.

Entalpia vs. entrópia

A ‘H’ jellel jelölt entalpia egy termodinamikai rendszer teljes hőtartalmának mértékére utal állandó nyomáson. Az entalpiát a változás mértékével számoljuk, azaz ∆H = ∆E + P∆V(ahol E a belső energia). Az entalpia SI-egysége a joule (J).

Az “S” szimbólummal jelölt entrópia a termodinamikai rendszer rendezetlenségi szintjének mértékére utal. Joule per kelvin (J/K) mértékegységben mérik. Az entrópiát a változás mértékével számoljuk, azaz, ∆S = ∆Q/T (ahol Q a hőtartalom és T a hőmérséklet).

Nézzük meg részletesebben ezt a két termodinamikai tulajdonságot.

Mi az Enthalpia?

Ez egy termodinamikai rendszer teljes energiájaként definiálható, amely tartalmazza a belső energiát. Továbbá homogén rendszer esetén a rendszer belső energiájának E és a rendszer nyomásának (P) és térfogatának (V) szorzata.

H = E + PV, ahol a PV a rendszerben vagy a rendszer által végzett mechanikai munkára utal.

Az entalpia nem mérhető közvetlenül. Így az entalpia mérhető változását tekintjük. Ez a következőképpen adódik,

∆H = ∆E + P∆V

Megírnád nekünk? Nos, jó írókat keresünk, akik szeretnék terjeszteni az igét. Vedd fel velünk a kapcsolatot, és beszélgetünk…

Munkálkodjunk együtt!

Az entalpia változása tehát a belső energia változásának és az elvégzett munkának az összege.

Az entalpia egy állapotfüggvény, és egy kémiai reakció esetén a kiindulási és a végállapot, azaz a reaktánsok és a termékek közötti változásoktól függ. Ezért fontos az entalpiaváltozás.

A kémiai reakcióknak két típusa van; nevezetesen az exoterm és az endoterm reakciók.

Exoterm reakciók azok, amelyekben hőfelszabadulás történik. Ilyenkor energia adódik ki a környezetnek. A reakció lejátszódásához szükséges energia kisebb, mint a teljes felszabaduló energia. Továbbá a termékek entalpiája kisebb, mint a reaktánsok entalpiája. Így az entalpiaváltozás vagy ∆H negatív vagy negatív értékű.

Endoterm reakciók azok, amelyekben hőfelvétel történik. Ilyenkor a környezetből hő formájában energiát vesznek fel. Itt a termékek entalpiája nagyobb, mint a reaktánsok entalpiája. Így az entalpiaváltozás vagy “∆H” pozitív vagy pozitív értékű.

A reakció entalpiája tehát a következőképpen számítható ki:

∆H = ∑ nHtermékek -∑ mHreaktánsok, ahol n és m a termékek és a reaktánsok együtthatója.

Azt jelenti, hogy a fenti egyenlet szerint a reakció entalpiája a termékek entalpiáinak összege, kivonva a reaktánsok entalpiáinak összegéből.

Mi az entrópia?

A Rudolf Clausius által feltalált entrópia termodinamikai tulajdonság, és úgy határozható meg, mint egy termodinamikai rendszer elrendeződésének sajátos módjainak száma. Egy zárt rendszerben a káosz vagy a rendezetlenség mértékeként is említhető. Azt mondják, hogy az a hő vagy hőenergia, amely már nem áll rendelkezésre a rendszer által végzett munkára, tehát a részecskék véletlenszerűségére jellemző.

A termodinamika második törvénye szerint egy izolált rendszer entrópiája mindig növekszik.

“∆S” vagy az entrópia változását eredetileg így ábrázolták,

∆S = ∫ dQrev/T, ahol T az abszolút hőmérséklet és dQ a rendszerbe történő hőátadás.

Ez az egyenlet termodinamikailag reverzibilis folyamatra vonatkozik. Továbbá az entrópia makroszkopikus definíciójának is nevezhető.

Később az entrópiát Ludwig Boltzmann a rendszer mikroszkopikus összetevőinek statisztikai viselkedése alapján írta le. Eszerint az entrópia az atomok és molekulák lehetséges mikroszkopikus konfigurációinak számát méri (egyenként) a rendszer makroszkopikus állapotának megfelelően.

S = KB ln W ahol,
S az ideális gáz entrópiája, KB a Boltzmann-állandó, W pedig az adott makroállapotnak megfelelő mikroállapotok száma.

A szilárd anyagok entrópiája a folyadékokhoz képest szabályosabb szerkezetük miatt alacsony. A folyadékok entrópiája köztes, mivel rendezettebbek, mint a gázok, de kevésbé rendezettek, mint a szilárd anyagok. A gázok köztudottan a legnagyobb entrópiával rendelkeznek, mivel bennük a legnagyobb a rendezetlenség.

Példa

Az entalpia és az entrópia egyaránt magyarázható egy olyan példával, mint a jég olvadása. Ez a fázisváltozási folyamat a következőképpen adható meg:

H2O(s) –> H2O(l)

Ebben a termodinamikai rendszerben a jég hőt vesz fel, így a ∆H pozitív. Nos, az ezzel járó fázisátalakulás, azaz a szilárd anyag folyadékká alakulása miatt a rendszerben a rendezetlenség mértéke megnő, így a ∆S pozitívvá válik.

A fent említett összefüggési egyenletet újra végiggondolva aláhúzza azt a tényt, hogy a két termodinamikai tulajdonság egyenesen arányos egymással. Meg kell azonban jegyeznünk, hogy egy zárt rendszer entrópiaváltozása soha nem lehet negatív.

Vélemény, hozzászólás?

Az e-mail-címet nem tesszük közzé.