Entropie en enthalpie zijn twee belangrijke eigenschappen van een thermodynamisch systeem. Hoewel ze van elkaar verschillen, zijn ze toch verwant. Dit artikel geeft een vergelijking tussen de twee en vertelt u ook de relatie tussen beide, met behulp van voorbeelden.
Relatie tussen Enthalpie en Entropie van een gesloten systeem
T. ∆S = ∆H
Hierbij is T de absolute temperatuur, ∆H de verandering in enthalpie, en ∆S de verandering in entropie. Volgens deze vergelijking veroorzaakt een toename van de enthalpie van een systeem een toename van zijn entropie.
Wilt u voor ons schrijven? Nou, we zijn op zoek naar goede schrijvers die het woord willen verspreiden. Neem contact met ons op en we praten…
Let’s Work Together!
In de chemie verwijst thermodynamica naar het gebied dat zich bezighoudt met warmte en energie van een systeem en de studie van energieverandering van een systeem. Enthalpie en entropie zijn thermodynamische eigenschappen.
Enthalpie Vs. Entropie
Enthalpie, aangeduid met het symbool ‘H’, is de maat voor de totale warmte-inhoud in een thermodynamisch systeem onder constante druk. Enthalpie wordt berekend in termen van verandering, d.w.z. ∆H = ∆E + P∆V (waarbij E de inwendige energie is). De SI-eenheid van enthalpie is joule (J).
Entropie, aangeduid met het symbool “S”, is de maat voor de mate van wanorde in een thermodynamisch systeem. Zij wordt gemeten in joules per kelvin (J/K). Entropie wordt berekend in termen van verandering, d.w.z, ∆S = ∆Q/T (waarbij Q de warmte-inhoud is en T de temperatuur).
Laten we deze twee thermodynamische eigenschappen eens nader bekijken.
Wat is Enthalpie?
Zij kan worden gedefinieerd als de totale energie van een thermodynamisch systeem waarin de inwendige energie is begrepen. Voor een homogeen systeem is het bovendien de som van de inwendige energie E van een systeem en het product van de druk (P) en het volume (V) van het systeem.
H = E + PV, waarbij PV verwijst naar de mechanische arbeid die op of door het systeem wordt verricht.
Enthalpie kan niet rechtstreeks worden gemeten. Daarom wordt gekeken naar een verandering in enthalpie die wel kan worden gemeten. Deze wordt gegeven door,
∆H = ∆E + P∆V
Wilt u voor ons schrijven? Nou, we zijn op zoek naar goede schrijvers die het woord willen verspreiden. Neem contact met ons op en we praten…
Laten we samenwerken!
De verandering in enthalpie is dus de som van de verandering in interne energie en de verrichte arbeid.
Enthalpie is een toestandsfunctie en is afhankelijk van de veranderingen tussen de begintoestand en de eindtoestand, d.w.z. de reactanten en de producten in geval van een chemische reactie. De enthalpieverandering is dus belangrijk.
Er zijn twee soorten chemische reacties, namelijk exotherme en endotherme.
Exotherme reacties zijn reacties waarbij warmte vrijkomt. In dit geval wordt energie afgestaan aan de omgeving. De energie die nodig is om de reactie te laten verlopen, is kleiner dan de totale energie die vrijkomt. Bovendien is de enthalpie van de producten lager dan de enthalpie van de reactanten. De enthalpieverandering of ∆H is dus negatief of heeft een negatieve waarde.
Endotherme reacties zijn reacties waarbij sprake is van warmteabsorptie. In dit geval wordt energie uit de omgeving opgenomen in de vorm van warmte. Hierbij is de enthalpie van de producten hoger dan de enthalpie van de reactanten. De enthalpieverandering of ‘∆H’ is dus positief of heeft een positieve waarde.
Dus kan de enthalpie van een reactie als volgt worden berekend:
∆H = ∑ nHproducten -∑ mHreactanten, waarbij n en m de coëfficiënten van de producten en de reactanten zijn.
Dus volgens bovengenoemde vergelijking is de enthalpie van een reactie de som van de enthalpie van de producten, afgetrokken van de som van de enthalpie van de reactanten.
Wat is entropie?
Uitgevonden door Rudolf Clausius, is het een thermodynamische eigenschap en kan worden gedefinieerd als een maat voor het aantal specifieke manieren waarop een thermodynamisch systeem kan worden gerangschikt. Het kan worden aangeduid als een maat voor de chaos of wanorde in een gesloten systeem. Men zegt dat het de warmte of thermische energie is die niet meer beschikbaar is om door het systeem arbeid te verrichten, dus kenmerkend voor de willekeur van deeltjes.
Volgens de tweede wet van de thermodynamica is er altijd een toename van de entropie van een geïsoleerd systeem.
‘∆S’ of de verandering in entropie werd oorspronkelijk weergegeven door,
∆S = ∫ dQrev/T, waarbij T de absolute temperatuur is en dQ de warmteoverdracht in het systeem.
Deze vergelijking geldt voor een thermodynamisch omkeerbaar proces. Verder kan zij ook de macroscopische definitie van entropie worden genoemd.
Later werd entropie beschreven door Ludwig Boltzmann op basis van het statistische gedrag van de microscopische componenten van het systeem. Volgens deze is entropie een maat voor het aantal mogelijke microscopische configuraties van de atomen en moleculen (afzonderlijk) in overeenstemming met de macroscopische toestand van het systeem.
S = KB ln W waarin,
S de entropie van een ideaal gas is, KB de constante van Boltzmann, en W het aantal microtoestanden dat overeenkomt met een gegeven macrotoestand.
Zoliden hebben een lage entropie door hun meer regelmatige structuur in vergelijking met vloeistoffen. Vloeistoffen hebben een intermediaire entropie omdat zij meer geordend zijn dan gassen, maar minder geordend dan vaste stoffen. Van gassen is bekend dat zij de hoogste entropie hebben omdat zij de meeste wanorde vertonen.
Voorbeeld
Zowel enthalpie als entropie kunnen worden verklaard aan de hand van een voorbeeld zoals het smelten van ijs. Dit faseveranderingsproces kan als volgt worden weergegeven:
H2O(s) –> H2O(l)
In dit thermodynamische systeem wordt warmte geabsorbeerd door ijs, waardoor ∆H positief wordt. Door de fasewisseling die optreedt, d.w.z. de verandering van vaste stof in vloeistof, neemt de wanorde in het systeem toe, waardoor ∆S positief wordt.
Wanneer men opnieuw de bovengenoemde relatievergelijking bekijkt, blijkt dat de twee thermodynamische eigenschappen recht evenredig met elkaar zijn. Opgemerkt moet echter worden dat de entropieverandering van een gesloten systeem nooit negatief kan zijn.