Entropi och entalpi är två viktiga egenskaper hos ett termodynamiskt system. Även om de skiljer sig från varandra är de besläktade. Det här inlägget ger en jämförelse mellan de två och berättar också om förhållandet mellan dem, med hjälp av exempel.
Samband mellan entalpi och entropi i ett slutet system
T. ∆S = ∆H
Här är T den absoluta temperaturen, ∆H förändringen i entalpi och ∆S förändringen i entropi. Enligt denna ekvation orsakar en ökning av ett systems entalpi en ökning av dess entropi.
Vill du skriva för oss? Tja, vi letar efter bra skribenter som vill sprida ordet. Ta kontakt med oss så pratar vi…
Låt oss arbeta tillsammans!
I kemin hänvisar termodynamik till det område som handlar om värme och energi i ett system och studiet av energiförändringar i ett system. Entalpi och entropi är termodynamiska egenskaper.
Entalpi Vs. entropi
Entalpi, som betecknas med symbolen ”H”, avser måttet på det totala värmeinnehållet i ett termodynamiskt system under konstant tryck. Entalpi beräknas i termer av förändring, dvs. ∆H = ∆E + P∆V (där E är den inre energin). SI-enheten för entalpi är joule (J).
Entropi, som betecknas med symbolen ”S”, är ett mått på graden av oordning i ett termodynamiskt system. Den mäts som joule per kelvin (J/K). Entropin beräknas i termer av förändring, dvs, ∆S = ∆Q/T (där Q är värmeinnehållet och T är temperaturen).
Låt oss titta närmare på dessa två termodynamiska egenskaper.
Vad är entalpi?
Den kan definieras som den totala energin i ett termodynamiskt system som inkluderar den inre energin. För ett homogent system är den dessutom summan av systemets inre energi E och produkten av systemets tryck (P) och volym (V).
H = E + PV, där PV avser det mekaniska arbete som utförs på eller av systemet.
Enthalpi kan inte mätas direkt. Därför beaktas en förändring i entalpi som kan mätas. Den ges av,
∆H = ∆E + P∆V
Vill du skriva för oss? Tja, vi letar efter bra skribenter som vill sprida ordet. Ta kontakt med oss så pratar vi…
Låt oss arbeta tillsammans!
Därmed är förändringen i entalpi summan av förändringen i inre energi och det utförda arbetet.
Enthalpi är en tillståndsfunktion och den är beroende av förändringarna mellan det initiala och det slutliga tillståndet dvs. reaktanter och produkter vid en kemisk reaktion. Således är entalpiförändringen viktig.
Det finns två typer av kemiska reaktioner; nämligen exoterma och endoterma.
Exoterma reaktioner är sådana där det sker en värmeavgivning. I detta fall avges energi till omgivningen. Den energi som krävs för att reaktionen ska inträffa är mindre än den totala energi som frigörs. Dessutom är produkternas entalpi lägre än reaktanternas entalpi. Således är entalpiförändringen eller ∆H negativ eller har ett negativt värde.
Endoterma reaktioner är sådana där det sker en absorption av värme. I detta fall absorberas energi från omgivningen i form av värme. Här är produkternas entalpi högre än reaktanternas entalpi. Således är entalpiförändringen eller ”∆H” positiv eller har ett positivt värde.
Därmed kan en reaktions entalpi beräknas enligt följande:
∆H = ∑ nHprodukter -∑ mHreaktanter, där n och m är koefficienterna för produkterna och reaktanterna.
Det vill säga, enligt den ovannämnda ekvationen är entalpi för en reaktion summan av produkternas entalpi subtraherad från summan av reaktanternas entalpi.
Vad är entropi?
Infödd av Rudolf Clausius, är det en termodynamisk egenskap och kan definieras som ett mått på antalet specifika sätt som ett termodynamiskt system kan ordnas på. Den kan kallas ett mått på kaos eller oordning i ett slutet system. Den sägs vara den värme eller termiska energi som inte längre är tillgänglig för att utföra arbete i systemet, alltså karakteristisk för partiklarnas slumpmässighet.
Enligt termodynamikens andra lag ökar entropin i ett isolerat system alltid.
”∆S” eller förändringen av entropin representerades ursprungligen av,
∆S = ∫ dQrev/T, där T är den absoluta temperaturen och dQ är värmeöverföringen till systemet.
Denna ekvation gäller en termodynamiskt reversibel process. Dessutom kan den också kallas den makroskopiska definitionen av entropi.
Senare beskrevs entropin av Ludwig Boltzmann utifrån det statistiska beteendet hos de mikroskopiska komponenterna i systemet. Enligt detta är entropin ett mått på antalet möjliga mikroskopiska konfigurationer av atomer och molekyler (individuellt) i enlighet med systemets makroskopiska tillstånd.
S = KB ln W där,
S är entropin hos en idealgas, KB är Boltzmanns konstant och W är antalet mikrotillstånd som motsvarar ett givet makrotillstånd.
Vätskor har en låg entropi på grund av sin mer regelbundna struktur jämfört med vätskor. Vätskor har en mellanliggande entropi eftersom de är mer ordnade än gas men mindre ordnade än fasta ämnen. Gaser är kända för att ha den högsta entropin eftersom de har den största oordningen.
Exempel
Både entalpi och entropi kan förklaras med ett exempel såsom smältning av is. Denna fasförändringsprocess kan ges på följande sätt:
H2O(s) –> H2O(l)
I detta termodynamiska system absorberas värme av isen, vilket gör ∆H positivt. På grund av den fasförändring som är involverad, dvs. att fast ämne övergår till vätska, ökar graden av oordning i systemet, vilket gör ∆S positiv.
Om man återigen betraktar den ovannämnda relationsekvationen, understryker den det faktum att de två termodynamiska egenskaperna är direkt proportionella mot varandra. Det bör dock noteras att entropiförändringen i ett slutet system aldrig kan vara negativ.