Entropia ed entalpia sono due importanti proprietà di un sistema termodinamico. Anche se sono diverse l’una dall’altra, sono collegate. Questo post fornisce un confronto tra le due e ti dice anche la relazione tra di esse, con l’aiuto di esempi.
Relazione tra Entalpia ed Entropia di un sistema chiuso
T. ∆S = ∆H
Qui, T è la temperatura assoluta, ∆H è la variazione di entalpia, e ∆S è la variazione di entropia. Secondo questa equazione, un aumento dell’entalpia di un sistema causa un aumento della sua entropia.
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In chimica, la termodinamica si riferisce al campo che si occupa del calore e dell’energia di un sistema e allo studio del cambiamento energetico di un sistema. L’entalpia e l’entropia sono proprietà termodinamiche.
Enthalpy Vs. Entropia
L’entalpia, indicata dal simbolo ‘H’, si riferisce alla misura del contenuto totale di calore in un sistema termodinamico sotto pressione costante. L’entalpia è calcolata in termini di cambiamento, cioè, ∆H = ∆E + P∆V (dove E è l’energia interna). L’unità SI dell’entalpia è il joule (J).
L’entropia, indicata dal simbolo ‘S’, si riferisce alla misura del livello di disordine in un sistema termodinamico. Si misura come joule per kelvin (J/K). L’entropia è calcolata in termini di cambiamento, cioè ∆S = ∆Q/T (dove Q è il contenuto di calore e T è la temperatura).
Esaminiamo più in dettaglio queste due proprietà termodinamiche.
Che cos’è l’entalpia?
Si può definire come l’energia totale di un sistema termodinamico che include l’energia interna. Inoltre, per un sistema omogeneo, è la somma dell’energia interna E di un sistema e il prodotto della pressione (P) e del volume (V) del sistema.
H = E + PV, dove PV si riferisce al lavoro meccanico fatto sul o dal sistema.
L’entalpia non può essere misurata direttamente. Quindi, si considera una variazione di entalpia che può essere misurata. Essa è data da,
∆H = ∆E + P∆V
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Quindi, la variazione di entalpia è la somma della variazione di energia interna e del lavoro fatto.
L’entalpia è una funzione di stato e dipende dai cambiamenti tra lo stato iniziale e quello finale, cioè reagenti e prodotti nel caso di una reazione chimica. Quindi, il cambiamento dell’entalpia è importante.
Ci sono due tipi di reazioni chimiche; vale a dire, esotermiche ed endotermiche.
Le reazioni esotermiche sono quelle in cui c’è un rilascio di calore. In questo caso, l’energia viene ceduta all’ambiente circostante. L’energia necessaria perché la reazione avvenga è inferiore all’energia totale rilasciata. Inoltre, l’entalpia dei prodotti è inferiore all’entalpia dei reagenti. Così, il cambiamento di entalpia o ∆H è negativo o ha un valore negativo.
Le reazioni endotermiche sono quelle in cui c’è un assorbimento di calore. In questo caso, l’energia viene assorbita dall’ambiente circostante sotto forma di calore. Qui, l’entalpia dei prodotti è superiore all’entalpia dei reagenti. Così, la variazione entalpica o ‘∆H’ è positiva o ha un valore positivo.
Quindi, l’entalpia di una reazione può essere calcolata come segue:
∆H = ∑ nHprodotti -∑ mHreagenti, dove n e m sono i coefficienti dei prodotti e dei reagenti.
Ovvero, secondo la suddetta equazione, l’entalpia di una reazione è la somma delle entalpie dei prodotti sottratta dalla somma delle entalpie dei reagenti.
Che cos’è l’entropia?
Inventata da Rudolf Clausius, è una proprietà termodinamica e può essere definita come una misura del numero di modi specifici in cui un sistema termodinamico può essere organizzato. Può essere indicato come una misura del caos o del disordine in un sistema chiuso. Si dice che sia il calore o l’energia termica che non è più disponibile per fare lavoro da parte del sistema, quindi, caratteristica della casualità delle particelle.
Secondo la seconda legge della termodinamica, c’è sempre un aumento dell’entropia di un sistema isolato.
‘∆S’ o il cambiamento di entropia era originariamente rappresentato da,
∆S = ∫ dQrev/T, dove T è la temperatura assoluta e dQ è il trasferimento di calore nel sistema.
Questa equazione è per un processo termodinamicamente reversibile. Inoltre, può anche essere chiamata la definizione macroscopica dell’entropia.
In seguito, l’entropia fu descritta da Ludwig Boltzmann sulla base del comportamento statistico dei componenti microscopici del sistema. Secondo questo, l’entropia è una misura del numero di possibili configurazioni microscopiche degli atomi e delle molecole (individualmente) in accordo con lo stato macroscopico del sistema.
S = KB ln W dove,
S è l’entropia di un gas ideale, KB è la costante di Boltzmann, e W è il numero di microstati corrispondenti a un dato macrostato.
I solidi hanno una bassa entropia dovuta alla loro struttura più regolare rispetto ai liquidi. I liquidi hanno un’entropia intermedia perché sono più ordinati dei gas ma meno ordinati dei solidi. I gas sono noti per avere l’entropia più alta perché hanno il maggior disordine.
Esempio
Entalpia ed entropia possono essere spiegate con un esempio come la fusione del ghiaccio. Questo processo di cambiamento di fase può essere dato come segue:
H2O(s) –> H2O(l)
In questo sistema termodinamico, il calore viene assorbito dal ghiaccio, rendendo così ∆H positivo. Ora, a causa del cambiamento di fase che è coinvolto, cioè il solido che si trasforma in liquido, il livello di disordine nel sistema aumenta, rendendo così il ∆S positivo.
Considerando l’equazione di relazione di cui sopra, si sottolinea il fatto che le due proprietà termodinamiche sono direttamente proporzionali tra loro. Tuttavia, bisogna notare che la variazione di entropia di un sistema chiuso non può mai essere negativa.
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