تفاوت بین آنتروپی و آنتالپی در ترمودینامیک

آنتروپی و آنتالپی دو ویژگی مهم یک سیستم ترمودینامیکی می‏باشد. هر چند آن‏ها با همدیگر تفاوت دارند، اما به هم مرتبط می‏باشند. این مقاله مقایسه بین آنتروپی و آنتالپی را ارائه داده و همچنین در رابطه با روابط بین این دو، با کمک مثال‏ها بحث می‏کند.
رابطه ی بین آنتروپی و آنتالپی در یک سیستم بسته
T. ∆S = ∆H
در این‏جا، T دمای مطلق، H∆ تغییر در آنتالپی، S∆ تغییر در آنتروپی می‏باشد. مطابق با این معادله، افزایش در آنتالپی یک سیستم باعث افزایش در میزان آنتروپی آن می‏گردد.
در شیمی، ترمودینامیک اشاره به رشته‏ای دارد که با حرارت و انرژی سیستم و مطالعه‏ی تغییر انرژی یک سیستم سروکار دارد. آنتالپی و آنتروپی، خواص ترمودینامیکی هستند.
آنتالپی در مقابل آنتروپی
آنتالپی، توسط نماد " H" مشخص می‏گردد، که اشاره به اندازه گیری میزان کل حرارت در یک سیستم ترمودینامیکی تحت فشار ثابت دارد. آنتالپی از نظر تغییر، به عنوان مثال H = ∆E + P∆V∆ ( که E انرژی داخلی است) محاسبه می‏گردد. واحد SI آنتالپی ژول (J) می‏باشد.
آنتروپی، توسط نماد "S" مشخص می‏گردد که اشاره به اندازه گیری سطح بی نظمی در یک سیستم ترمودینامیکی دارد. آنتروپی به عنوان ژول در کلوین (J/K) اندازه گیری می‏گردد. آنتروپی از نظر تغییر، به عنوان مثال S = ∆Q/T∆ محاسبه می‏گردد (که Q میزان حرارت و T دما می‏باشد).
اجازه دهید این دو مشخصه‏ی ترمودینامیکی را به صورت دقیق‏تر مورد بررسی قرار دهیم.
آنتالپی چیست؟
آنتالپی می‏تواند به عنوان انرژی کل در یک سیستم ترودینامیکی تعریف گردد که شامل انرژی داخلی می‏باشد. بنابراین، برای یک سیستم همگن، آنتالپی مجموع انرژی داخلی E یک سیستم و تولید فشار (P) و حجم (V) سیستم می‏باشد.
H = E + PV، که PV اشاره به کار مکانیکی انجام شده بر روی یا توسط سیستم دارد.
آنتالپی نمی‏تواند به صورت مستقیم اندازه گیری گردد. بنابراین، یک تغییر در آنتالپی که می‏تواند اندازه‏گیری گردد، در نظر گرفته می‏شود. که به صورت زیر می‏باشد:
∆H = ∆E + P∆V
بنابراین، تغییر در آنتالپی مجموع تغییر در انرژی داخلی و کار انجام شده می‏باشد.
آنتالپی تابع حالت بوده و این مقدار وابسته به تغییرات بین حالت اولیه و نهایی، یعنی واکنش دهنده‏ها و محصولات در مورد واکنش شیمیایی، می‏باشد، بنابراین، تغییر آنتالپی مهم است.
دو نوع از واکنش‏های شیمیایی، یعنی واکنش‏های گرمازا و گرماگیر وجود دارد.
واکنش‏های گرماده آن دسته از واکنش هایی می‏باشد که در آن‏ها حرارت آزاد می‏گردد. در این مورد، انرژی به محیط اطراف داده می‏شود. انرژی مورد نیاز برای رخ دادن واکنش، کمتر از مجموع انرژی آزاد شده می‏باشد. بنابراین، آنتالپی محصولات، پایین‏تر از آنتالپی واکنش دهنده‏ها می‏باشد. از این رو، تغییر آنتالپی یا H∆ منفی باشد.
واکنش‏های گرماگیر آن دسته از واکنش‏ها می‏باشند، که در آن یک میزانی از جذب حرارت وجود دارد. در این مورد، انرژی از محیط اطراف به شکل گرما جذب می گردد. در این‏جا، آنتالپی محصولات بیشتر از آنتالپی واکنش دهنده‏ها می‏باشد. بنابراین، تغییر آنتالپی یا H∆ مثبت می‏باشد.
بنابراین، آنتالپی یک واکنش می‏تواند به صورت زیر محاسبه گردد:
∆H= ∑nH محصولات - mH∑ واکنش‏دهنده‏ها، که n و m ضرایب محصولات و واکنش دهنده‏ها می‏باشد.
این است که، با توجه به معادله ی فوق، آنتالپی یک واکنش مجموع آنتالپی های محصولات منهای مجموع آنتالپی های واکنش دهنده ها می باشد.
آنتروپی چیست؟
این اصلاح توسط رودلف کلاوزیوس ابداع شد و به عنوان اندازه گیری تعداد روش های خاصی که در آن یک سیستم ترمودینامیکی می‏تواند مرتب شده باشد، تعریف می‏گردد. آنتروپی اشاره به اندازه گیری هرج و مرج یا بی نظمی در یک سیستم بسته دارد. مطابق با قانون دوم ترمودینامیک، معمولا یک افزایش در آنتروپی یک سیستم ایزوله وجود دارد.
' S∆' یا تغییر در آنتروپی در اصل به صورت زیر نشان داده شده است.
S = ∫ dQrev/T∆، که T دمای مطلق و dQ انتقال حرارت به سیستم می‏باشد.
این معادله برای فرایند برگشت‏پذیر از نظر ترمودینامیکی می‏باشد. بنابراین، می‏توان آن را تعریف ماکروسکوپی از آنتروپی نامید.
پس از آن، آنتروپی توسط لودویگ بولتزمن بر اساس رفتار آماری اجزای میکروسکوپی سیستم شرح داده شد. بر این اساس، آنتروپی اندازه‏گیری تعداد پیکربندی‏های میکروسکوپی احتمالی اتم‏ها و مولکول‏ها مطابق با حالت ماکروسکوپی سیستم می‏باشد.
S = KB ln W که،
S آنتروپی یک گاز ایده آل، KB ثابت بولتزمن و W تعداد حالات میکرو مربوط به یک حالت ماکروی معین می‏باشد.
جامدات به واسطه‏ی ساختار منظم‏تر آن‏ها در مقایسه با مایعات دارای آنتروپی پایین‏تری می‏باشند. مایعات آنتروپی متوسطی دارند، چون آن‏ها مرتب‏تر از گازها می‏باشند اما نسبت به جامدات دارای نظم کمتری هستند. گازها دارای بیشتری آنتروپی بوده چون آن‏ها دارای بیشترین بی‏نظمی در ساختار خود می‏باشند.
مثال
هر دوی آنتالپی و آنتروپی می‏توانند با یک مثال مانند ذوب شدن یخ توضیح داده شوند. این فرایند تغییر فاز به صورت زیر می‏باشد:
H2O(s) ------> H2O(l)
در این سیستم ترمودینامیکی، گرما توسط یخ جذب می‏گردد، بنابراین H∆ مثبت می‏باشد. در حال حاضر، با توجه به تغییر فاز درگیر، یعنی تبدیل جامد به مایع، سطح اختلال در سیستم افزایش می‏یابد، بنابراین S∆ مثبت می‏باشد.
با توجه به معادله‏ی رابطه‏ی فوق، بر این واقعیت تاکید می‏گردد که دو مشخصه‏ی ترمودینامیکی به طور مستقیم با همدیگر در ارتباط هستند. با این حال، باید متذکر شد که تغییر آنتروپی یک سیستم بسته هرگز نمی‏تواند منفی باشد.