Entalpi ve Entropi

Entalpi ve entropi, aynı kimyasal değişimin farklı yönlerini açıklar. Kimyada entalpi değişimi $\Delta H$, sabit basınçta soğurulan ya da açığa çıkan ısıyı gösterirken; entropi değişimi $\Delta S$, son durumun mikroskobik olarak erişilebilir düzenlemelerinin daha fazla mı yoksa daha az mı olduğunu gösterir.

Hızlı ayrımı görmek istiyorsanız, şunu kullanın:

• $\Delta H$, bir sürecin sabit basınçta ısı alıp almadığını ya da ısı verip vermediğini söyler.
• $\Delta S$, son durumun başlangıç durumuna göre daha yayılmış mı yoksa daha kısıtlı mı olduğunu söyler.

Entalpi ve Entropi Tek Bakışta

Bu iki kavram genellikle birlikte öğretilir çünkü tek başına hiçbiri tam termodinamik resmi vermez. Bir süreç ısı alabilir ve yine de elverişli olabilir; ya da ısı verebilir ama yine de elverişli olmayabilir. Bu yüzden kimyacılar ikisini de takip eder.

Entalpi Size Ne Söyler

Entalpi şu şekilde tanımlanır:

$$H = U + pV$$

Burada $U$ iç enerjidir. Çoğu kimya probleminde önemli olan büyüklük, $H$’nin mutlak değeri değil, değişimi yani $\Delta H$’dir.

Pratik kısa yol şudur: yalnızca basınç-hacim işi içeren sabit basınçlı bir süreç için,

$$\Delta H = q_p$$

Dolayısıyla negatif bir $\Delta H$, sistemin bu koşullarda ısı verdiği; pozitif bir $\Delta H$ ise ısı aldığı anlamına gelir. Bu nedenle reaksiyon entalpisi, termokimya ve kalorimetride merkezi bir kavramdır.

Entropi Size Ne Söyler

Entropiyi günlük hayattan tek bir kelimeyle özetlemek daha zordur. Ona “düzensizlik” demek yararlı bir ilk ipucu olabilir, ancak bu tam tanım değildir. Daha dikkatli bir açıklama, entropinin makroskopik durumla uyumlu kaç farklı mikroskobik düzenleme olduğunu izlemesidir.

Eğer son durum, başlangıç durumuna göre daha fazla sayıda mikroskobik yolla gerçekleşebiliyorsa, entropi daha yüksektir. Kimyada bu durum çoğu zaman tanecikler daha az kısıtlandığında, maddeler karıştığında ya da bir katı sıvı veya gaza dönüştüğünde ortaya çıkar.

Tersinir bir yol için entropi değişimi, ısı aktarımıyla şu şekilde ilişkilidir:

$$dS = \frac{\delta q_{rev}}{T}$$

Bu bağıntının içinde bir koşul vardır: ısı terimi, herhangi bir gerçek süreç için değil, tersinir bir yol içindir.

Çözümlü Örnek: Buzun Erimesinde Neden İki Kavram da Gerekir?

$1\ \mathrm{atm}$ basınçta buzun sıvı suya eridiğini düşünün.

Erime ısı girişi gerektirir, bu yüzden sistem için $\Delta H > 0$ olur. Buzun hidrojen bağlarıyla oluşmuş kristal yapısı, sıvı sudan daha düzenlidir; dolayısıyla sıvı hâlde moleküllerin erişebileceği düzenlemeler daha fazladır. Bu da sistem için $\Delta S > 0$ olduğu anlamına gelir.

Bu örnek güçlüdür çünkü hem entalpi hem de entropi açıkça görülebilir:

• $\Delta H > 0$, erimenin ısı gerektirdiğini söyler.
• $\Delta S > 0$, sıvı hâlin entropi açısından daha az kısıtlı olduğunu söyler.

Entropi değişimini hesaplamak da mümkündür. Denge sıcaklığındaki bir faz değişimi için,

$$\Delta S = \frac{\Delta H}{T}$$

Suyun normal erime noktasında, $\Delta H_{fus} \approx 6.01\ \mathrm{kJ/mol}$ ve $T = 273.15\ \mathrm{K}$ olur. O hâlde

$$\Delta S_{fus} \approx \frac{6.01 \times 10^3\ \mathrm{J/mol}}{273.15\ \mathrm{K}} \approx 22.0\ \mathrm{J/(mol\cdot K)}$$

Bu pozitif sonuç, fiziksel tabloyla uyumludur: sıvı suyun erişilebilir moleküler düzenlemeleri buzunkinden daha fazladır.

Suyun tam normal erime noktasında, yani $1\ \mathrm{atm}$ basınçta $0^\circ \mathrm{C}$’de, buz ve sıvı su dengededir. Bu koşul altında Gibbs serbest enerji değişimi sıfırdır:

$$\Delta G = \Delta H - T\Delta S$$

Sabit sıcaklık ve basınçta kimyacılar termodinamik elverişliliği değerlendirmek için $\Delta G$ kullanır. Erime için sıcaklığın biraz artması, $T\Delta S$ terimini büyütür; böylece erime elverişli hâle gelir.

Entalpi ve Entropiyle İlgili Yaygın Hatalar

Entropiyi Yalnızca “Düzensizlik” Olarak Görmek

“Düzensizlik” kaba bir kısa yoldur, tam bir tanım değildir. Entropi, sistemin erişilebilir mikroskobik düzenlemeleri ve üzerindeki kısıtlar açısından daha iyi anlaşılır.

Egzotermik Olanın Kendiliğinden Olduğunu Varsaymak

Negatif bir $\Delta H$, bir sürecin elverişli olmasına katkı sağlayabilir; ancak kendiliğindenliği garanti etmez. Sabit sıcaklık ve basınçta önemli olan, $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$ ifadesinin işaretidir.

$\Delta H = q_p$ İfadesinin Arkasındaki Koşulu Unutmak

$\Delta H = q_p$ ifadesi, süreç sabit basınçta ele alındığında kullanışlıdır. Bu koşulun dışında, ısı ve entalpinin ne anlattığı konusunda daha dikkatli olmak gerekir.

Hangi Sistemden Söz Ettiğinizi Unutmak

Entropinin arttığını ya da azaldığını söylerken sistemin ne olduğunu açıkça belirtin. Toplam süreç kendiliğinden olsa bile sistem entropi kaybedebilir, çünkü çevre de önemlidir.

Kimyada Kimyacılar Entalpi ve Entropiyi Ne Zaman Kullanır?

Bu kavramlar, kimyacıların şunları yapmak istediğinde ortaya çıkar:

• kalorimetri verilerini yorumlamak
• erime, donma, buharlaşma ve yoğunlaşma gibi faz değişimlerini karşılaştırmak
• bazı tepkimelerin neden daha yüksek sıcaklıkta daha elverişli hâle geldiğini tartışmak
• reaksiyon ısısını denge ve serbest enerjiyle ilişkilendirmek

Bir problem ne kadar ısının alındığını ya da verildiğini soruyorsa, genellikle entalpi merkezî kavramdır. Bir durumun neden daha yayılmış olduğunu ya da sıcaklığın dengeyi neden değiştirdiğini soruyorsa, entropi de genellikle merkezîdir.

Benzer Bir Durumu Deneyin

Su için dört faz değişimiyle kendi versiyonunuzu deneyin: erime, donma, buharlaşma ve yoğunlaşma. Her biri için $\Delta H$ ve $\Delta S$ işaretlerini herhangi bir hesap yapmadan önce tahmin edin. Bu tek karşılaştırma, entalpi ile entropi arasındaki farkın kalıcı olarak anlaşılmasını sağlar.