آنتالپی ، مجموع انرژی داخلی و حاصل فشار و حجم یک سیستم ترمودینامیکی. ... در نمادها ، آنتالپی ، H ، برابر است با مجموع انرژی داخلی ، E و حاصل فشار ، P و حجم ، V سیستم: $\Delta H = \Delta U + \Delta {(pV)}$.آنتالپی اندازه گیری گرمای کل موجود در سیستم ترمودینامیکی است که در آن فشار ثابت است. ... آنتروپی معیار اندازه گیری اختلال در سیستم ترمودینامیکی است. این به عنوان $\Delta S=\Delta Q/T$ نشان داده می شود که Q مقدار حرارت و T دما است.آنتالپی به عنوان کل انرژی پتانسیل یک سیستم تصور می شود. معادله ترمودینامیکی واقعی آنتالپی عبارت است از:
$\Delta H = \Delta U + \Delta {(pV)}$
جایی که ΔU تغییر در انرژی داخلی است. انرژی داخلی را می توان کل مقدار انرژی گرمایی موجود در یک سیستم دانست. از این رو می توان ΔU را به عنوان کل انرژی مورد نیاز برای ساخت یک سیستم تصور کرد ، در حالی که Δ (pV) را می توان به میزان انرژی مورد نیاز برای ایجاد فضای لازم برای سیستم در نظر گرفت.
از طرف دیگر Q در واقع یک چیز متفاوت برای آنتالپی است. Q به انتقال حرارت یک سیستم اشاره دارد. توجه داشته باشید که این بدان معنی است که q می تواند مثبت یا منفی باشد (اگر انرژی گرمایی از سیستم به اطراف منتقل شود) و از این رو همیشه مثبت نیست. فرمول صحیح انتقال گرما:
$q = \Delta U -w$
بنابراین در واقع ، q همیشه لازم نیست برابر با تغییر آنتالپی باشد. با این حال در سطح مدارس آموزش داده می شود که برابر هستند. این به این دلیل است که ما فرض می کنیم فشار ثابت است (که یک فرض معمول است که معمولاً در بیشتر آزمایش ها فشار ثابت دارد) ، آنتالپی می شود:
$\Delta H = \Delta U + p\Delta V$
همچنین از آنجا که w = pΔV ، آنتالپی می شود:
$q = \Delta U -w$
از این رو ، آنتالپی و q فقط در زمانی که فشار ثابت است با مقادیر یکسان برابر هستند.
معادله ای که معلم شما به شما داده است در واقع معادله ای برای انتقال گرما است نه تغییر آنتالپی. اما از آنجا که آنتالپی در اکثر موارد برابر با انتقال گرما است ، معمولاً گفته می شود که تغییر آنتالپی نیز برابر با آن معادله است. اما یک اشتباه این است که برای تغییر آنتالپی نباید منفی در معادله وجود داشته باشد. معادله انتقال گرما و آنتالپی باید هر دو یکسان باشد.
چرا انتروپی به صورت آنتالپی بیان می شود؟حدس می زنم شما حالت خاصی از فشار مداوم داشته باشید ، همانطور که عموماً دارید
$dH = TdS + Vdp,$
اگر تعداد ذرات ثابت باشد. بنابراین اگر فشار مداوم ، یعنی dp = 0 را فرض کنید ، همانطور که معتقدم در مشکل شما انجام شده است ، متوجه می شوید
$dH = TdS ،$
و تنظیم مجدد این به
$dS = dHT.$
تفاوت بین ظرفیت گرما و آنتروپی؟ظرفیت حرارتی C یک جسم ثابت بودن تناسب بین گرمای Q است که جسم آن را جذب یا از دست می دهد و در نتیجه تغییر دما δT جسم است. تغییر آنتروپی مقدار انرژی پراکنده به طور برگشت پذیر در یک دمای خاص است. اما واحد ژول / کلوین همان کار و انرژی را دارند. وجدان من می گوید این دو متفاوت است ، یکی مربوط به تغییر دما است و دیگری فقط در یک درجه حرارت خاص. من نمی توانم هیچ تفاوتی را کشف کنم. تفاوت ظرفیت گرمایی و آنتروپی چیست$dQ = T \ dS \tag1$و$dQ = C \ dT \tag2$اگر یک تغییر حجم ثابت را در نظر بگیرید ، گرمای خاص مربوطه به صورت زیر تعریف می شود:$C_v(T) \equiv \left( \frac{\partial U}{\partial T}\right)_{N,V}$
اکنون ، استفاده از قانون لایب نیتس برای تجزیه مشتقات جزئی و به عنوان مثال ممنوع نیست:$\left( \frac{\partial U}{\partial T}\right)_{N,V} = \left( \frac{\partial U}{\partial S}\right)_{N,V} \cdot \left( \frac{\partial S}{\partial T}\right)_{N,V} = T \left( \frac{\partial S}{\partial T}\right)_{N,V}$
که بدان معنی است که $C_v(T) = T \left( \frac{\partial S}{\partial T}\right)_{N,V}$
از این رو ، $C_v$ و S قطعاً دو چیز متفاوت هستند. به طور خاص ، گرمای خاص حاوی برخی اطلاعات (جزئی) در مورد آنتروپی سیستم است (و تغییرات احتمالی آن تحت برخی محدودیت ها) اما همه آنها نیست.از این رو از نظر تبادل گرما ، می دانیم که:
δQ = TdS با گسترش dS به عنوان دیفرانسیل کل ، بنابراین یک خوانش احتمالی از گرمای مبادله شده (در تعداد ثابت ذرات) داریم:
$\delta Q = T \left( \frac{\partial S}{\partial T}\right)_{N,V} dT + T \left( \frac{\partial S}{\partial V}\right)_{N,T} dV = C_v(T) dT + T \left( \frac{\partial S}{\partial V}\right)_{N,T} dV$اصطلاح دوم $T \left( \frac{\partial S}{\partial V}\right)_{N,T}$ چیزی است که هر عملکرد حرارتی خاصی (صرف نظر از اینکه به حجم ثابت یا فشار ثابت نگاه می کنیم) همیشه از دست خواهد داد و در نهایت به خصوصیات انبساط حرارتی ماده مربوط می شود.
$dU = \delta Q + dE_{work}$
یعنی تغییر انرژی داخلی تغییر انرژی مصرف شده توسط پارامترهای ماکروسکوپی بعلاوه گرما است. این یک نتیجه غیر پیش پا افتاده در ترمودینامیک است که یک تابع S ، آنتروپی و دمای مطلق T وجود دارد که می تواند برای نوشتن قانون اول به عنوان
$dU = dE_{work} + T dS$
یعنی $\delta Q = T dS$. اگر می خواهیم گرمای خاصی را محاسبه کنیم ، می خواهیم بدانیم که برای افزایش دما به چه مقدار گرما نیاز داریم - اختلاف گرما بر اختلاف دما - این یک مشتق به ما می دهد
$C = \left( \frac{\delta Q}{\partial T}\right)_{constraints} = T \left( \frac{\partial S}{\partial T}\right)_{constraints}$
بنابراین گرمای خاص در واقع مشتق آنتروپی است و واحدها نتیجه از دست دادن کلوین توسط T در "مخرج" مشتق هستند و سپس با ضرب در T دوباره بدست می آیند
آنتروپی و آنتالپی دو عامل اساسی ترمودینامیک هستند. آنتالپی با محتوای انرژی یک سیستم یا یک مولکول ارتباط دارد. آنتروپی ارتباطی با نحوه ذخیره آن انرژی دارد. در طبیعت تعصبی نسبت به کاهش آنتالپی در یک سیستم وجود دارد.انرژی آزاد گیبس که با G مشخص می شود ، آنتالپی و آنتروپی را در یک مقدار واحد ترکیب می کند. تغییر در انرژی آزاد ، ΔG ، برابر است با مجموع آنتالپی به اضافه محصول دما و آنتروپی سیستم.برای یک واکنش خود به خودی ، علامت روی Delta G باید منفی باشد. انرژی آزاد گیبس مربوط به آنتالپی ، آنتروپی و دما است. یک واکنش خود به خود همیشه هنگامی اتفاق می افتد که Delta H منفی و Delta S مثبت باشد و وقتی Delta H مثبت و Delta S منفی باشد همیشه یک واکنش غیر خودبه خودی خواهد بود
.نشانه تغییر در آنتالپی و تغییر در آنتروپی
به طور کلی می توان آنتروپی واکنش را نوشت
$T\Delta _r S= \Delta_r H + RT\log \left(\frac{Q_e}{Q}\right)$
در حالت تعادل Qe = Q و$T\Delta _r S_e= \Delta_r H$
یک واکنش ساده را در نظر بگیرید که رفتار ایده آل داشته باشد (در شرایط حل ایده آل رخ دهد).
اگر با ثابت T و p انجام شود ، می توانیم بنویسیم
$\Delta_r G = \Delta_r G^\circ + RT \log Q \tag{1}$که در آن Q ضریب واکنش است.اما ما همچنین می توانیم آن را بنویسیم$\Delta_r G = \Delta_r H - T\Delta_r S\tag{2a}$و$\Delta_r G^\circ = \Delta_r H^\circ - T\Delta_r S^\circ\tag{2b}$معادله (1) را می توان به صورت زیر نوشت$\Delta_r G = \Delta_r H^\circ - T(\Delta_r S^\circ-R \log Q) \tag{3}$
مطابقت اصطلاحات در معادلات (2a) و (3) ما این را داریم$\Delta_r H = \Delta_r H^\circ \tag{4a}$و$\Delta_r S = \Delta_r S^\circ - R\log Q \tag{4b}$
وقتی واکنش در تعادل است Q = Qe (ضریب واکنش برابر است با ثابت تعادل ، در اینجا Qe نوشته شده است) و $\Delta_r G = 0$ که به معنی ترکیب معادلات (2a) و (4a) است که$T\Delta _r S_e = \Delta _r H^ \circ \tag{5}$و$T\Delta _r S^ \circ = T\Delta_r S_e + RT\log Q_e \tag{6}$به طوری که$T\Delta _r S= T\Delta_r S_e + RT\log Q_e - RT\log Q \tag{7a}$
یا$T\Delta _r S= \Delta_r H ^\circ + RT\log\left(\frac{Q_e}{Q}\right) \tag{7b}$اکنون معادلات (5) و (7b) را مقایسه کنید. معادله (5) در تعادل نگه داشته شده و می گوید ، به اندازه کافی مطمئن ، آنتروپی واکنش و آنتالپی از نظر علامت در این نقطه از مختصات واکنش برابر هستند. با این حال ، معادله (7b) - که عبارت کلی تر است - می گوید که $\Delta_r S$ می تواند درعلامت از$\Delta_r H^\circ$ متفاوت باشد ، بسته به میزان ضریب واکنش Q. معلوم می شود که در حالی که آنتالپی یک واکنش در یک ایده آل است راه حل یک ثابت است ، می توان با تغییر Q ، آنتروپی واکنش را تنظیم کرد.
با استفاده از تغییرات آنتالپی $\Delta H$ و تغییرات آنتروپیِ $\Delta H$ یک سیستم میتوان تغییرات انرژی آزاد مرتبط با آن را مطابق با رابطه زیر بیان کرد $\Delta G = \Delta H – T \Delta S$و همچنین $\Delta H_p = \Delta U + P\Delta V$و$\Delta U = Q + W$نتیجه $\Delta H_p = Q + W + p\Delta V$که $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$ببینید ساده $G=H-TS$و$dG = dH -d(TS)$
$dG = d(U+PV) -d(TS)$ $dG = dU + PdV +VdP -TdS - SdT$
رهام حسامی هوافضا roham hesami
...hope I help you I hope I help you understand the question. Roham Hesami