آنتالپی - در کلمات ساده چیست. به ترمودینامیک

آنتالپی، همچنین تابع حرارتی و محتوای گرما، یک پتانسیل ترمودینامیکی است که وضعیت یک سیستم را در تعادل ترمودینامیکی هنگام انتخاب فشار، آنتروپی و تعداد ذرات به عنوان متغیرهای مستقل مشخص می‌کند.

به زبان ساده، آنتالپی انرژی است که برای تبدیل شدن به گرما در دما و فشار معینی در دسترس است.

این مقدار با هویت تعیین می شود: H=U+PV

بعد آنتالپی J/mol است.

در شیمی بیشتر مورد توجه قرار می گیرد فرآیندهای ایزوباریک (پ= const)، و اثر حرارتی در این مورد را تغییر در آنتالپی سیستم یا آنتالپی فرآیند :

در یک سیستم ترمودینامیکی، گرمای آزاد شده یک فرآیند شیمیایی موافقت شد که منفی در نظر گرفته شود (فرایند گرمازا، Δ اچ < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, Δاچ > 0.

آنتروپی

و برای خودجوش

وابستگی تغییر آنتروپی به دما توسط قانون کیرشهوف بیان می شود:

برای یک سیستم ایزوله، تغییر در آنتروپی معیاری برای امکان یک فرآیند خود به خودی است. اگر، پس فرآیند ممکن است. اگر، پس فرآیند در جهت جلو غیرممکن است. اگر، پس سیستم در تعادل است.

پتانسیل های ترمودینامیکی انرژی آزاد گیبس و هلمهولتز.

برای توصیف فرآیندهایی که در سیستم‌های بسته اتفاق می‌افتند، توابع ترمودینامیکی جدیدی از حالت را معرفی می‌کنیم: پتانسیل هم‌زمان-همدما (انرژی آزاد گیبس G) و پتانسیل هم‌زمان-همدما (انرژی آزاد هلمهولتز F).

برای یک سیستم بسته که در آن یک فرآیند تعادلی در دما و حجم ثابت اتفاق می افتد، کار این فرآیند را بیان می کنیم. که ما آن را به عنوان A max نشان می دهیم (از آنجایی که کار یک فرآیند در حالت تعادل حداکثر است):

حداکثر =T∆S-∆U

اجازه دهید تابع F=U-TS-پتانسیل ایزوکوریک-همدما را معرفی کنیم که جهت و حد وقوع خودبه خودی فرآیند را در یک سیستم بسته واقع در شرایط ایزوکوریک-همدما تعیین می کند و بدست می آوریم:

تغییر در انرژی هلمهولتز تنها توسط حالت های اولیه و نهایی سیستم تعیین می شود و به ماهیت فرآیند بستگی ندارد، زیرا توسط دو تابع حالت تعیین می شود: U و S. بیاد بیاوریم که مقدار کار دریافت شده زمانی که سیستم از حالت اولیه به حالت نهایی انتقال می یابد، ممکن است به روش انجام فرآیند بستگی داشته باشد، اما نه تغییر در عملکرد.

یک سیستم بسته تحت شرایط ایزوباریک- همدما با پتانسیل همسان-همدما G مشخص می شود:

انرژی دیفرانسیل گیبس برای سیستمی با تعداد ذرات ثابت، که بر حسب متغیرهای ویژه - فشار و دما T بیان می شود:

برای سیستمی با تعداد ذرات متغیر، این دیفرانسیل به صورت زیر نوشته می شود:

در اینجا پتانسیل شیمیایی وجود دارد که می توان آن را به عنوان انرژی تعریف کرد که باید برای افزودن یک ذره دیگر به سیستم صرف شود.

تجزیه و تحلیل معادله ∆G=∆H-T∆S به ما اجازه می دهد تا تعیین کنیم کدام یک از عوامل سازنده انرژی گیبس مسئول جهت واکنش شیمیایی، آنتالپی (ΔH) یا آنتروپی (ΔS · T) است.

اگر ΔH< 0 и ΔS >0، سپس همیشه ΔG< 0 и реакция возможна при любой температуре.

اگر ΔH > 0 و ΔS< 0, то всегда ΔG >0 و واکنش با جذب گرما و کاهش آنتروپی تحت هیچ شرایطی غیرممکن است.

در موارد دیگر (ΔH< 0, ΔS < 0 и ΔH >0، ΔS > 0) علامت ΔG به رابطه بین ΔH و TΔS بستگی دارد. در صورتی که با کاهش پتانسیل ایزوباریک همراه باشد، واکنش ممکن است. در دمای اتاق، زمانی که مقدار T کوچک است، مقدار TΔS نیز کوچک است و معمولاً تغییر آنتالپی بیشتر از TΔS است. بنابراین، بیشتر واکنش هایی که در دمای اتاق رخ می دهند گرمازا هستند. هر چه دما بالاتر باشد، TΔS بیشتر است و حتی واکنش های گرماگیر امکان پذیر می شود.

انرژی استاندارد گیبس تشکیل ΔG° به تغییر انرژی گیبس در طی واکنش تشکیل 1 مول از یک ماده در حالت استاندارد اشاره دارد. این تعریف نشان می‌دهد که انرژی استاندارد گیبس برای تشکیل یک ماده ساده که در شرایط استاندارد پایدار است، صفر است.

تغییر در انرژی گیبس به مسیر فرآیند بستگی ندارد، بنابراین، می توان مقادیر مجهول مختلفی از انرژی های تشکیل گیبس را از معادلاتی به دست آورد که در آن، از یک سو، مجموع انرژی های فرآورده های واکنش نوشته می شوند و از سوی دیگر، مجموع انرژی های مواد اولیه.

هنگام استفاده از مقادیر انرژی استاندارد گیبس، معیار امکان اساسی یک فرآیند در شرایط غیر استاندارد، شرط ΔG° است.< 0, а критерием принципиальной невозможности - условие ΔG° >0. در عین حال، اگر انرژی استاندارد گیبس صفر باشد، این بدان معنا نیست که در شرایط واقعی (غیر از استاندارد) سیستم در حالت تعادل خواهد بود.

شرایط وقوع خود به خودی فرآیندها در سیستم های بسته:

هنگامی که واکنش های شیمیایی رخ می دهد، بازسازی سطح انرژی رخ می دهد. برخی از پیوندها در مولکول ها از بین می روند و برخی دیگر تشکیل می شوند. همه اینها مستلزم هزینه های انرژی خاصی است. تبدیل برخی از انواع انرژی و کار به انواع دیگر، و همچنین جهت و حدود وقوع خود به خودی فرآیندهای شیمیایی، توسط ترمودینامیک شیمیایی مورد مطالعه قرار می گیرد. موضوع مطالعه ترمودینامیک شیمیایی یک سیستم است.

یک سیستم مجموعه ای از مواد متقابل است که به صورت ذهنی یا واقعی از محیط جدا شده اند (لوله آزمایش، اتوکلاو).

سیستم ها عبارتند از: همگن - متشکل از یک فاز (محلول همگن نمک خوراکی) و ناهمگن - متشکل از چندین فاز (آب یخ).

فاز بخشی از یک سیستم است که از نظر ترکیب و خصوصیات همگن است و توسط یک رابط از سایر قسمت های سیستم جدا می شود.

ترمودینامیک شیمیایی سیستم ها را در نظر می گیرد: جدا شده - عدم تبادل ماده و انرژی با محیط. بسته - تبادل انرژی با محیط و عدم تبادل ماده. سیستم های باز وجود دارند که ماده و انرژی را با محیط مبادله می کنند؛ اینها موجودات زنده هستند. اما در ترمودینامیک شیمیایی مورد توجه قرار نمی گیرند.

وضعیت سیستم را می توان با پارامترهای ترمودینامیکی مشخص کرد که عبارتند از: دما، فشار، غلظت، چگالی، حجم، جرم.

اگر وضعیت سیستم با مقادیر ثابت و متغیر زمان پارامترهای ترمودینامیکی در تمام نقاط سیستم مشخص شود، آنگاه در حالت تعادل است. هنگامی که یکی از پارامترهای حالت تغییر می کند، سیستم وارد حالت تعادل جدید می شود. ترمودینامیک شیمیایی انتقال از یک حالت به حالت دیگر را در نظر می گیرد، در حالی که برخی از پارامترها ممکن است تغییر کنند یا ثابت بمانند:

ایزوباریک - در فشار ثابت؛

ایزوکوریک - در حجم ثابت؛

همدما - در دمای ثابت؛

ایزوباریک - همدما - در فشار و دمای ثابت و غیره.

خواص ترمودینامیکی یک سیستم را می توان با استفاده از چندین تابع از وضعیت سیستم که توابع مشخصه نامیده می شوند بیان کرد: انرژی داخلی U، آنتالپی H، آنتروپی S، انرژی گیبس G، انرژی هلمهولتز F. توابع مشخصه یک ویژگی دارند: آنها ندارند. به روش (مسیر) دستیابی به یک وضعیت سیستم معین بستگی دارد. مقدار آنها توسط پارامترهای سیستم (فشار، دما و ...) تعیین می شود و به مقدار یا جرم ماده بستگی دارد، بنابراین مرسوم است که آنها را به یک مول از ماده ارجاع دهید.

آنتالپی و آنتروپی

گرمای واکنش DN و تغییر در انرژی آزاد DN همیشه مقادیر قابل مقایسه ای ندارند. در واقع، واکنش هایی شناخته شده اند که خود به خود رخ می دهند (DG< 0) несмотря на то, что являются эндотермическими (ДЗ >0). این اتفاق می افتد زیرا واکنش تحت تأثیر تغییر درجه نظم سیستم است. معیار تغییر در نظم سیستم، تغییر در آنتروپی DS است.

هر چه درجه بی نظمی (بی نظمی) سیستم بیشتر باشد، آنتروپی سیستم بیشتر است. بنابراین، اگر فرآیند در جهت افزایش بی نظمی سیستم پیش رود (و تجربه روزمره نشان می دهد که این محتمل ترین فرآیند است)، DS یک مقدار مثبت است. برای افزایش درجه نظم در سیستم (DS > 0) نیاز به صرف انرژی است. هر دوی این مقررات از یک قانون اساسی طبیعت - قانون دوم ترمودینامیک - ناشی می شوند. از نظر کمی، رابطه بین تغییرات آنتالپی، آنتروپی و انرژی آزاد با معادله گیبز-هلمهولتز توصیف می شود:

DG = DH - T * DS

اجازه دهید وابستگی این سه کمیت را با استفاده از دو مثال توضیح دهیم.

انفجار یک مخلوط انفجاری (1) برهمکنش دو گاز - اکسیژن و هیدروژن - با تشکیل آب است. مانند بسیاری از واکنش های ردوکس، این یک فرآیند بسیار گرمازا است (به عنوان مثال.<<0). В то же время в результате реакции возрастает степень упорядоченности системы. Газ с его хаотически мигрирующими молекулами перешел в более упорядоченное состояние - жидкую фазу, при этом число молекул в системе уменьшилось на 1/3. В результате увеличения степени упорядоченности (ДS<0) член уравнения - T · ДS - величина положительная, однако это с избытком компенсируется ростом энтальпии: в итоге происходит высоко экзергоническая реакция (ДG <<0).

هنگامی که نمک خوراکی (2) در آب حل می شود، DN یک مقدار مثبت است، دمای موجود در ظرف با محلول، به عنوان مثال. در حجم محلول کاهش می یابد. با این وجود، از آنجایی که درجه نظم در سیستم کاهش می‌یابد، فرآیند به طور خود به خود ادامه می‌یابد. در حالت اولیه، یون های Na+ و Cl- موقعیت های ثابتی را در شبکه کریستالی اشغال کردند. در محلول آنها به طور مستقل از یکدیگر در جهت های دلخواه حرکت می کنند. کاهش در ترتیب (DS>0) به این معنی است که عبارت در معادله - T · DS دارای علامت منفی است. این DN را جبران می کند و به طور کلی DN یک مقدار منفی است. چنین فرآیندهایی معمولا آنتروپیک نامیده می شوند.

انرژی گیبس انرژی هلمهولتز جهت واکنش های شیمیایی

اگر فرآیند خود به خود ادامه یابد، انرژی داخلی (آنتالپی) باید کاهش یابد و آنتروپی افزایش یابد. برای مقایسه این کمیت ها باید آنها را در یک واحد بیان کرد و برای این DS باید در T ضرب شود. در این حالت ما DN - ضریب آنتالپی و TDS - ضریب آنتروپی داریم.

در طی واکنش، ذرات تمایل به ترکیب دارند که منجر به کاهش آنتالپی (DN< 0), с другой стороны - должна возрастать энтропия, т.е. увеличиваться число частиц в системе (ТДS >0). "نیروی محرک" واکنش با تفاوت بین این مقادیر تعیین می شود و DG تعیین می شود.

ДGp،T = ДН - TДS

و تغییر انرژی گیبس (پتانسیل ایزوباریک- همدما) نامیده می شود.

انرژی گیبس بخشی از اثر انرژی یک واکنش است که می تواند به کار تبدیل شود، به همین دلیل به آن انرژی آزاد می گویند. این نیز تابع ترمودینامیکی حالت و در نتیجه برای واکنش است

bB + dD = lL + mM

انرژی گیبس یک واکنش شیمیایی را می‌توان به صورت مجموع انرژی‌های گیبس حاصل از تشکیل محصولات واکنش منهای انرژی گیبس تشکیل مواد اولیه با در نظر گرفتن ضرایب استوکیومتری طبق فرمول محاسبه کرد:

ДG = lДfGL + mДfGM - dДfGD - bДfGB

که در آن DfG انرژی گیبس تشکیل مواد است.

انرژی گیبس تشکیل مواد، تغییر در انرژی گیبس یک سیستم است که 1 مول از یک ماده از مواد ساده ای که در 298 K پایدار هستند تشکیل می شود.

انرژی گیبس برای تشکیل مواد ساده DfG صفر در نظر گرفته شده است. اگر ماده حاصل و مواد ساده اولیه در حالت استاندارد باشند، انرژی تشکیل گیبس را انرژی تشکیل گیبس استاندارد ماده DfG0 می نامند. معانی آن در کتب مرجع آمده است.

مقدار DG به دست آمده معیاری برای سیر خود به خود واکنش در جهت جلو است، اگر DG< 0. Химическая реакция не может протекать самопроизвольно в прямом направлении, если энергия Гиббса системы возрастает, т.е. ДG >0. اگر DG = 0، آنگاه واکنش می تواند در هر دو جهت جلو و معکوس ادامه یابد، یعنی. واکنش برگشت پذیر است

جهت واکنش های شیمیایی به ماهیت آنها بستگی دارد. بنابراین، شرط DG< 0 соблюдается при любой температуре для экзотермических реакций (ДН < 0), у которых в ходе реакции возрастает число молей газообразных веществ, и, следовательно, энтропия (ДS >0). در چنین واکنش هایی، هر دو نیروی محرک (DN) و (TDS) به سمت واکنش رو به جلو و DG هدایت می شوند< 0 при любых температурах. Такие реакции являются необратимыми.

برعکس، یک واکنش گرماگیر (DN > 0) که در نتیجه تعداد مول های مواد گازی (DS) کاهش می یابد.< 0) не могут протекать самопроизвольно в прямом направлении при любой температуре, т.к. всегда ДG > 0.

اگر در نتیجه یک واکنش گرمازا (DN< 0) уменьшается число молей газообразных веществ и, соответственно, энтропия (ДS < 0), то при невысокой температуре ДН >TDS و واکنش در جهت رو به جلو امکان پذیر است (DG< 0). При высоких температурах ДH < TДS и прямая реакция самопроизвольно протекать не может (ДG >0) و واکنش معکوس ممکن است.

برای تعیین دمای تعادل، می توانید از شرایط زیر استفاده کنید:

که در آن Tp دمایی است که در آن تعادل برقرار می شود، یعنی. امکان واکنش مستقیم و معکوس

اگر در نتیجه یک واکنش گرماگیر (DN > 0)، تعداد مول های مواد گازی و آنتروپی سیستم افزایش یابد (DS> 0)، در دماهای پایین، زمانی که DN > TDS، واکنش مستقیم نمی تواند رخ دهد. به طور خود به خود (DG > 0)، و در دماهای بالا، زمانی که DN< TДS, прямая реакция может протекать самопроизвольно (ДG < 0).

رابطه بین DG و DG0 با معادله ایزوترم van’t Hoff بیان می شود که برای واکنش

bB + dD = lL + mM

در شرایط ایزوکوریک-همدما، انرژی آزاد را انرژی هلمهولتز یا پتانسیل ایزوکوری-همدما می نامند و برابر است با جهت و حد جریان خود به خودی یک واکنش شیمیایی را در شرایط ایزوکوریک-همدما مشخص می کند که در DF امکان پذیر است.< 0.

پتانسیل ترمودینامیکی، توابع پارامترهای حالت یک سیستم ماکروسکوپی (دماهای T، فشار p، حجم V، آنتروپی S، تعداد مول اجزای ni، پتانسیل شیمیایی اجزای m و غیره)، مورد استفاده در فصل. arr برای توصیف تعادل ترمودینامیکی هر پتانسیل ترمودینامیکی مربوط به مجموعه ای از پارامترهای حالت است که نامیده می شود. متغیرهای طبیعی

مهمترین پتانسیل های ترمودینامیکی: انرژی داخلی U (متغیرهای طبیعی S، V، ni). آنتالپی H= U - (- pV) (متغیرهای طبیعی S, p, ni); انرژی هلمهولتز (انرژی آزاد هلمهولتز، تابع هلمهولتز) F = = U - TS (متغیرهای طبیعی V، T، ni); انرژی گیبس (انرژی رایگان گیبس، تابع گیبس) G=U - - TS - (- pV) (متغیرهای طبیعی p, T, ni); ترمودینامیکی بزرگ پتانسیل (متغیرهای طبیعی V، T، mi) پتانسیل های ترمودینامیکی را می توان با فرمول کلی نشان داد

که در آن Lk پارامترهای فشرده مستقل از جرم سیستم هستند (مانند T، p، mi)، Xk پارامترهای گسترده متناسب با جرم سیستم (V، S، ni) هستند. شاخص l = 0 برای انرژی داخلی U، 1 برای H و F، 2 برای G و W. پتانسیل های ترمودینامیکی توابعی از وضعیت یک سیستم ترمودینامیکی هستند، یعنی. تغییر آنها در هر فرآیند انتقال بین دو حالت فقط توسط حالت های اولیه و نهایی تعیین می شود و به مسیر انتقال بستگی ندارد. دیفرانسیل کامل پتانسیل های ترمودینامیکی به شکل زیر است:

سطح (2) فراخوانی شد. معادله اساسی گیبس در انرژی اصطلاح. همه پتانسیل های ترمودینامیکی دارای بعد انرژی هستند.

شرایط تعادل ترمودینامیکی سیستم ها به عنوان برابری صفر کل دیفرانسیل پتانسیل های ترمودینامیکی در ثبات متغیرهای طبیعی متناظر فرموله می شوند:

آنتروپی واکنش آنتالپی ترمودینامیکی

ترمودینامیکی ثبات سیستم با نابرابری ها بیان می شود:

پتانسیل های ترمودینامیکی که به عنوان تابعی از متغیرهای طبیعی آنها در نظر گرفته می شوند، توابع مشخصه سیستم هستند. این بدان معنی است که هر ترمودینامیکی. خواص (تراکم پذیری، ظرفیت حرارتی و غیره) m.b. با رابطه ای بیان می شود که فقط یک پتانسیل ترمودینامیکی معین، متغیرهای طبیعی آن و مشتقات پتانسیل ترمودینامیکی مرتبه های مختلف با توجه به متغیرهای طبیعی را شامل می شود. به طور خاص، با کمک پتانسیل های ترمودینامیکی می توان معادلات وضعیت سیستم را به دست آورد.

مشتقات پتانسیل ترمودینامیکی خواص مهمی دارند. اولین مشتقات جزئی با توجه به متغیرهای گسترده طبیعی برابر با متغیرهای فشرده هستند، به عنوان مثال:

[به طور کلی: (9Yl/9Хi) = Li]. برعکس، مشتقات با توجه به متغیرهای فشرده طبیعی برابر با متغیرهای گسترده هستند، به عنوان مثال:

[به طور کلی: (9Yl/9Li) = Xi]. مشتقات جزئی دوم با توجه به متغیرهای طبیعی خز را تعیین می کنند. و term-mich. ویژگی های سیستم، به عنوان مثال:

زیرا دیفرانسیل پتانسیل های ترمودینامیکی کامل است، مثلاً مشتقات جزئی متقاطع پتانسیل های ترمودینامیکی برابر هستند. برای G(T, p, ni):

روابط از این نوع روابط ماکسول نامیده می شود.

به عنوان مثال، پتانسیل های ترمودینامیکی را می توان به عنوان تابعی از متغیرهای غیر از متغیرهای طبیعی نشان داد. G (T، V، ni)، اما در این مورد خواص پتانسیل های ترمودینامیکی به عنوان مشخصه است. توابع از بین خواهد رفت. علاوه بر پتانسیل ترمودینامیکی، مشخصه توابع آنتروپی S (متغیرهای طبیعی U، V، ni)، تابع Massier F1 = (متغیرهای طبیعی 1/T، V، ni)، تابع پلانک (متغیرهای طبیعی 1/T، p/T، ni). پتانسیل های ترمودینامیکی توسط معادلات گیبز-هلمهولتز به هم متصل می شوند. به عنوان مثال برای H و G

به طور کلی

پتانسیل های ترمودینامیکی توابع همگن درجه اول متغیرهای گسترده طبیعی خود هستند. به عنوان مثال، با افزایش آنتروپی S یا تعداد مول های ni، آنتالپی H به طور متناسب افزایش می یابد. طبق قضیه اویلر، همگنی پتانسیل های ترمودینامیکی منجر به روابطی مانند:

در ترمودینامیک آماری از آنالوگ های انرژی هلمهولتز و انرژی ترمودینامیکی بزرگ استفاده می شود. بالقوه، کریمه مطابق با متعارف است. و کلان متعارف توزیع های گیبس این امکان محاسبه پتانسیل ترمودینامیکی برای سیستم‌های مدل (گاز ایده‌آل، محلول ایده‌آل) را با استفاده از ثابت‌های مولکولی مشخص‌کننده پیکربندی هسته‌ای تعادل (فاصله‌های بین هسته‌ای، زوایای پیوند و پیچش، فرکانس‌های ارتعاش، و غیره) ممکن می‌سازد. به دست آمده از طیف سنجی و داده های دیگر محاسبه پتانسیل های ترمودینامیکی از طریق مجموع روی حالات Z (انتگرال بر حالت ها) امکان پذیر است. این رویکرد ایجاد ارتباط بین پتانسیل های ترمودینامیکی و ثابت های مولکولی یک ماده را ممکن می سازد. محاسبه مجموع (انتگرال) Z برای سیستم های واقعی کار بسیار دشواری است؛ محاسبات آماری معمولاً برای تعیین پتانسیل ترمودینامیکی گازهای ایده آل استفاده می شود.

سخنرانی شماره 8.

الگوهای واکنش های شیمیایی

مقدمه ای بر ترمودینامیک. مفهوم آنتروپی، آنتالپی، انرژی گیبس. احتمال وقوع واکنش های شیمیایی عوامل آنتالپی و آنتروپی فرآیندها.

ترمودینامیک شیمیایی

این سؤال که آیا این یا آن واکنش خود به خودی اساساً تحت شرایط خاصی امکان پذیر است یا خیر، مورد بررسی قرار می گیرد ترمودینامیک شیمیایی. مثلاً انفجار باروت (نمره، گوگرد و زغال سنگ) به خودی خود امکان پذیر نیست. در شرایط عادی واکنش رخ نمی دهد. برای شروع آن، به t° یا یک ضربه نیاز دارید.

ترمودینامیک شیمیایی انتقال یک سیستم از یک حالت به حالت دیگر را در نظر می گیرد و مکانیسم انتقال را کاملا نادیده می گیرد. چگونگی انتقال مواد اولیه به محصولات واکنش و چگونگی بستگی سرعت به شرایط واکنش در نظر گرفته شده است سینتیک شیمیایی. اگر واکنشی از نظر ترمودینامیکی ممنوع باشد، در نظر گرفتن سرعت آن بیهوده است؛ این واکنش خود به خود ادامه نمی‌یابد.

اگر واکنش از نظر ترمودینامیکی امکان پذیر باشد، می توان سرعت را تغییر داد، برای مثال، با معرفی یک کاتالیزور. تئوری ها، قوانین، ویژگی های عددی برای کنترل واکنش ها ضروری هستند: برای کند کردن فرآیندهای خوردگی فلزات یا ترکیب سوخت موشک و غیره.

ترمودینامیک - علم تبدیل یک نوع انرژی و کار به نوع دیگر. 3 اصل ترمودینامیک وجود دارد.

مواد شیمیایی را ترمودینامیک می نامندبا در نظر گرفتن تبدیل انرژی و کار در واکنش های شیمیایی. برای انجام این کار باید بدانید تابع حالت.

عملکرد دولت چنین ویژگی متغیری از یک سیستم نامیده می شود که به ماقبل تاریخ سیستم بستگی ندارد و تغییری که در طی انتقال سیستم از یک حالت به حالت دیگر بستگی به نحوه ایجاد این تغییر ندارد.

(سیزیف، کوه،

ΔE سنگ روی کوه تابع حالت است)

ΔE - انرژی پتانسیل

ΔE = mg (h 2 -h 1)

برای استفاده از توابع حالت، باید خود حالت ها را تعریف کنید.

گزینه های وضعیت

فشار P
V – حجم	بخشی از فضای اشغال شده توسط سیستم
ν – تعداد خال ها	; ;
T - دما	برای یک گاز ایده آل، T = 273.16 K برای نقطه سه گانه آب.
T˚ - t˚ استاندارد	˚ = 25˚С = 298.16 K
Р˚ - استاندارد Р	Р˚ = 1 اتمسفر = 760 میلی متر جیوه. = 101.3 کیلو پاسکال

توابع وضعیت

U - انرژی داخلی
H - آنتالپی
S - آنتروپی
G – انرژی گیبس

الف و س، یعنی کار و گرما دو تابعی هستند که ترمودینامیک با آنها سروکار دارد، اما توابع حالت نیستند.

هر سیستمی که انتقال آن از یک حالت به حالت دیگر توسط ترمودینامیک در نظر گرفته می شود می تواند:

من حجم ثابت(به عنوان مثال، یک آمپول مهر و موم شده)، V - const.

فرآیندهایی که در حجم ثابت رخ می دهند نامیده می شوند ایزوکوریک، (ایزوکوریک).

II فشار ثابت. ایزوباریکفرآیندها (ایزوباریک)، P – const.

III ثابتt˚. همدمافرآیندها، T – const.

فرآیندهایی که در یک سیستم در شرایطی که تبادل حرارت بین سیستم و محیط خارجی وجود ندارد، نامیده می‌شوند آدیاباتیک

گرمای دریافتی سیستم مثبت و گرمای آزاد شده توسط سیستم به محیط خارجی منفی در نظر گرفته می شود. گرما با عدد J (kJ) تعیین می شود.

قانون اول ترمودینامیک. آنتالپی

قانون اول ترمودینامیک قانون بقا و تبدیل انرژی است.

تغییر در انرژی داخلی سیستم برابر است با تفاوت بین مقدار گرمای دریافتی سیستم از محیط و مقدار کار انجام شده توسط سیستم بر روی محیط.

ΔU - در یک واکنش شیمیایی - تغییر در انرژی داخلی سیستم در نتیجه تبدیل تعداد معینی مول از مواد اولیه به تعداد معینی مول از محصولات واکنش است.

(تفاوت بین انرژی های حالت نهایی و اولیه).

سپس

اگر واکنش ایزوکوریک باشد، V-const و
(یعنی مقدار گرمای دریافتی یا آزاد شده توسط سیستم).

اگر واکنش ایزوباریک باشد، در فشار خارجی ثابت صورت می گیرد:

سپس

بیشتر واکنش‌های شیمیایی در شرایط ایزوباریک، یعنی. تعیین Q P و کار انبساط (فشرده سازی) ضروری است.

برای ساده کردن وضعیت در ترمودینامیک، یک تابع جدید اتخاذ شده است - آنتالپی ن.

تغییر آنتالپی در واکنش برابر خواهد بود با:

با در نظر گرفتن رابطه (1) به دست می آوریم

و از آنجایی که واکنش در شرایط ایزوباریک رخ می دهد، پس P = const
.

، اما ما این را می دانیم
بیایید جایگزین کنیم:

، سپس

، یعنی تفاوت بین اثرات حرارتی همان واکنش اندازه گیری شده در فشار ثابت و حجم ثابت برابر با کار انبساط است. بنابراین، تغییر در آنتالپی به طور منحصر به فردی با مقدار گرمای دریافتی یا آزاد شده توسط سیستم در طول یک انتقال هم‌بار مرتبط است و تغییر در آنتالپی ΔH معمولاً به عنوان اندازه‌گیری اثر حرارتی یک واکنش شیمیایی در نظر گرفته می‌شود.

گرمای آتش، تکلیس سنگ آهک، فتوسنتز گیاهان و الکترولیز نمونه هایی از مبادله اشکال مختلف انرژی هستند.

اثر حرارتی یک واکنش شیمیایی عبارت است از تغییر انرژی در طی انتقال ایزوباریک تعداد معینی مول از مواد اولیه به تعداد متناظر مول از محصولات واکنش.(در J یا kJ).

با تغییر آنتالپی در طول انتقال یک سیستم از حالت مواد اولیه به محصولات واکنش اندازه گیری می شود. در این حالت اصطلاح اگزو و واکنش گرماگیر باقی می ماند. با کالری سنج اندازه گیری می شود. اثرات حرارتی واکنش هایی که در جهت رو به جلو و معکوس رخ می دهند از نظر بزرگی برابر و از نظر علامت مخالف هستند.

H 2 + Cl 2 = 2HCl ΔH = - 184 کیلوژول

2HCl = H 2 + Cl 2 ΔН = + 184 کیلوژول

قانون اساسی ترموشیمی توسط هس در سال 1840 تدوین شد.

تی
اثر حرارتی یک واکنش فقط به وضعیت مواد اولیه و نهایی بستگی دارد و به تعداد مراحل میانی بستگی ندارد.

برای به دست آوردن 1 مول CO 2، 1 مول C (s) و 1 مول O 2 (g) مورد نیاز است.

با جمع بندی مراحل و آنتالپی تمام مراحل، متوجه می شویم که:

به این فرآیند چرخه می گویند. برای محاسبه اثر حرارتی یک واکنش، باید آنتالپی تجزیه مواد اولیه و آنتالپی تشکیل محصولات واکنش از مواد ساده را دانست. اما از نظر قدر مساوی و از نظر علامت متفاوت هستند، بنابراین کافی است یک آنتالپی را بدانید. زیرا آنتالپی به حالت و شرایط آن بستگی دارد، سپس همه حالات و شرایط یکسان در نظر گرفته می شوند که استاندارد نامیده می شوند.

t˚ = 25˚С، Р = 101.3 کیلو پاسکال

t˚ اثر یک واکنش شیمیایی برابر است با تفاوتمجموع گرمای تشکیل محصولات واکنش و مجموع گرمای تشکیل مواد اولیه.

انتقال از حالت استاندارد به حالت دیگر با افزایش آنتالپی همراه است، یعنی. اثر حرارتی گرماگیر

مواد ساده برابر با صفر هستند.

آنتالپی استاندارد (گرمای تشکیل) نامیده می شود.

(˚) - به این معنی است که همه مواد در حالت استاندارد هستند.

آنتالپی تشکیل یک ماده پیچیده از مواد ساده، اثر حرارتی واکنش تشکیل یک ماده معین از مواد ساده در حالت های استاندارد است که به 1 مول از ماده حاصل گفته می شود. . (f- تشکیل - آموزش).

آنتروپی

آنتروپی (S) متناسب با لگاریتم احتمال ترمودینامیکی (W) وضعیت سیستم است.

H – ثابت بولتزمن

آنتروپی معیاری برای بی نظمی یک سیستم است. Enpropy به عنوان تابعی از حالت معرفی می شود که تغییر آن با نسبت مقدار گرمای دریافتی یا آزاد شده توسط سیستم در t - T تعیین می شود.

اگر سیستم مقدار معینی از گرما را در t˚ ثابت دریافت کند، آنگاه تمام گرما به سمت افزایش حرکت تصادفی و آشفته ذرات می رود، یعنی. افزایش آنتروپی

قانون دوم ترمودینامیک

قانون دوم ترمودینامیک بیان می کند که در یک سیستم ایزوله تنها فرآیندهایی که منجر به افزایش آنتروپی می شوند می توانند خود به خود اتفاق بیفتند.(سیستم نابسامان).

تبخیر اتر از دست به طور خود به خود با افزایش آنتروپی اتفاق می افتد، اما گرمای چنین انتقالی از دست گرفته می شود، یعنی. فرآیند گرماگیر است.

سوم قانون سوم ترمودینامیک

آنتروپی یک کریستال ایده آل در صفر مطلق صفر است. این قانون سوم ترمودینامیک است.

S˚ 298 - آنتروپی استاندارد، J/(k mol).

اگر ΔH بزرگ باشد، ΔS کوچک است. اما همیشه اینطور نیست. گیبز تابع حالت جدیدی را در ترمودینامیک معرفی کرد - انرژی گیبس - جی .

G = H – TS یا ΔG = ΔH – TΔS

در هر سیستم بسته در P و T ثابت، چنین فرآیند خود به خودی امکان پذیر است که منجر به کاهش انرژی گیبس می شود.ΔG و آنتالپی. ... گیبس. آنتالپیو آنتروپیک عوامل، تأثیر آنها بر نشتی واکنش هادر دماهای پایین و بالا 18. ارزشیابی ممکن هاو شرایط جریان واکنش ها ...

این راهنما می تواند برای کار مستقل توسط دانشجویان رشته های غیر شیمیایی استفاده شود

سند

غالب عامل الف. انرژی گیبسبه عنوان معیاری برای خودانگیختگی عمل می کند جریان شیمیایی واکنش هادر ایزوباریک - همدما فرآیندها. شیمیایی واکنشاساسا ممکن است، اگر انرژی گیبسکاهش می دهد...

دستورالعمل های روشی جلسات آموزشی درس "مبانی نظری شیمی" شامل سخنرانی، سمینار، کار آزمایشگاهی، تکالیف درسی و تکالیف می باشد.

رهنمودها

... مفهوم در باره آنتروپی، مطلق آنتروپیمواد (S°t) و آنتروپی فرآیندها(S°t). انرژی گیبسبه عنوان یک اندازه گیری شیمیاییقرابت تغییر دادن انرژی گیبسبي تفاوت فرآیندها, آنتروپیکو آنتالپیک عوامل. محاسبه G°298 و S°298 فرآیندها ...

رهنمودها

... ن واکنش ها. مفهوم در باره آنتروپی. مطلق آنتروپیو وابستگی آن به ساختار ماده. تغییر دادن آنتروپیبي تفاوت فرآیندها. انرژی گیبس، ارتباط او با آنتروپیو آنتالپی. آنتالپیو آنتروپیک عوامل روند ...

برنامه کنکور کارشناسی ارشد گرایش 050100 آموزش علوم طبیعی

برنامه

... فرآیندها. انرژی و تمرکز شیمیایی فرآیندها شیمیایی ترمودینامیک. پایه ای مفاهیم ترمودینامیک: سیستم، روند، پارامتر، حالت توابع وضعیت سیستم: داخلی انرژیو آنتالپی ...

اثر حرارتی یک واکنش شیمیایییا تغییر در آنتالپی یک سیستم به دلیل وقوع یک واکنش شیمیایی - مقدار گرمای نسبت داده شده به تغییر در یک متغیر شیمیایی دریافت شده توسط سیستمی که در آن یک واکنش شیمیایی انجام شده و محصولات واکنش دمایی به خود گرفتند. واکنش دهنده ها

آنتالپی, عملکرد حرارتیو محتوای گرما- پتانسیل ترمودینامیکی، مشخص کردن وضعیت سیستم در تعادل ترمودینامیکی هنگام انتخاب فشار، آنتروپی و تعداد ذرات به عنوان متغیرهای مستقل.

تغییر در آنتالپی به مسیر فرآیند بستگی ندارد و تنها با وضعیت اولیه و نهایی سیستم تعیین می شود. اگر سیستم به نحوی به حالت اولیه خود برگردد (فرایند دایره ای)، آنگاه تغییر در هر یک از پارامترهای آن که تابعی از حالت است برابر با صفر است، بنابراین D اچ = 0

برای اینکه اثر حرارتی کمیتی باشد که فقط به ماهیت واکنش شیمیایی در حال انجام بستگی دارد، شرایط زیر باید رعایت شود:

· واکنش باید یا با حجم ثابت ادامه یابد س v (فرآیند ایزوکوریک)، یا در فشار ثابت سپ( فرآیند ایزوباریک).

ظرفیت گرمایی مولی در فشار ثابت به صورت نشان داده می شود سی پ. در یک گاز ایده آل به ظرفیت گرمایی در حجم ثابت مربوط می شود رابطه مایر سی پ = سی v + آر.

نظریه سینتیک مولکولی به فرد اجازه می دهد تا مقادیر تقریبی ظرفیت گرمایی مولی گازهای مختلف را از طریق مقدار محاسبه کند. ثابت گاز جهانی:

· برای گازهای تک اتمی، یعنی حدود 20.8 J/(mol K).

· برای گازهای دو اتمی، یعنی حدود 29.1 J/(mol K).

· برای گازهای چند اتمی سی پ = 4آریعنی حدود 33.3 J/(mol K).

که در آن ظرفیت گرمایی در فشار ثابت به عنوان نشان داده می شود سی پ

هیچ کاری در سیستم انجام نمی شود، به جز کار بسط ممکن در P = const.

اگر واکنش تحت شرایط استاندارد در T = 298 K = 25? C و P = 1 atm = 101325 Pa انجام شود، اثر حرارتی اثر حرارتی استاندارد واکنش یا آنتالپی استاندارد واکنش D نامیده می شود. اچ rO. در ترموشیمی، گرمای استاندارد واکنش با استفاده از آنتالپی‌های استاندارد تشکیل محاسبه می‌شود.

برای محاسبه وابستگی دمایی آنتالپی واکنش، شناخت مولر ضروری است ظرفیت گرماییمواد درگیر در واکنش تغییر در آنتالپی واکنش با افزایش دما از T 1 به T 2 بر اساس قانون کیرشهوف محاسبه می شود (فرض می شود که در یک محدوده دمایی داده ظرفیت های گرمایی مولی به دما بستگی ندارد و وجود ندارد. تبدیل فاز):

اگر تحولات فازی در یک محدوده دمایی مشخص اتفاق بیفتد، در محاسبه باید گرمای تبدیل های مربوطه و همچنین تغییر در وابستگی دمایی ظرفیت گرمایی موادی که تحت چنین تغییراتی قرار گرفته اند در نظر گرفته شود:

که در آن DC p (T 1، T f) تغییر ظرفیت گرمایی در محدوده دما از T 1 به دمای انتقال فاز است. DC p (Tf , T 2) تغییر ظرفیت گرمایی در محدوده دمایی از دمای انتقال فاز به دمای نهایی است و Tf دمای انتقال فاز است. آنتالپی استاندارد احتراق

آنتالپی استاندارد احتراق- دی اچ hor o، اثر حرارتی واکنش احتراق یک مول از یک ماده در اکسیژن برای تشکیل اکسیدهایی در بالاترین حالت اکسیداسیون است. گرمای احتراق مواد غیر قابل احتراق صفر در نظر گرفته می شود.

آنتالپی استاندارد محلول- دی اچمحلول، اثر حرارتی فرآیند حل کردن 1 مول از یک ماده در مقدار بی نهایت زیاد حلال. از گرمای تخریب تشکیل شده است شبکه کریستالیو گرما هیدراتاسیون(یا گرما حل شدنبرای محلول های غیر آبی)، در نتیجه برهمکنش مولکول های حلال با مولکول ها یا یون های املاح با تشکیل ترکیباتی با ترکیب متغیر - هیدرات ها (محلول ها) آزاد می شود. تخریب شبکه کریستالی معمولاً یک فرآیند گرماگیر است - D اچ resh > 0، و هیدراتاسیون یونی گرمازا است، D اچآب< 0. В зависимости от соотношения значений Дاچرش و دی اچهیدرو آنتالپی انحلال می تواند هم مقادیر مثبت و هم منفی داشته باشد. بنابراین انحلال کریستالی پتاسیم هیدروکسیدهمراه با انتشار گرما:

D اچ solutionKOH o = D اچتصمیم گیری o + D اچ hydrK +o + D اچ hydroOH -o = ?59 KJ/mol

تحت آنتالپی هیدراتاسیون - D اچ hydr، به گرمایی اطلاق می شود که با عبور 1 مول یون از خلاء به محلول آزاد می شود.

ظرفیت گرماییبا پ , ج V[جی. خال -1. K -1، کال. خال -1. K -1 ]

ظرفیت حرارتی مولی واقعی:

در V = const c V = P = const c پ =.

میانگین ظرفیت گرمایی مولی از نظر عددی برابر با گرمایی است که باید به یک مول از یک ماده داده شود تا آن را 1 K: .

ظرفیت گرمایی در فشار یا حجم ثابت با برابری مرتبط است

برایگاز ایده آل ;

برایمسیح. مواد (, تی - ضرایب حرارتی).

وابستگی دمایی ظرفیت گرمایی بسیاری از بلورهای تک اتمی در T< q D /12 описывается законом кубов Дебая (q D - характеристическая температура Дебая) c V = aT 3 , при T c V 3R. В области средних температур применяют различные степенные полиномы (см., напр., закон Кирхгофа).

حکومت دولونگ و پتی: ظرفیت گرمایی اتمی در V = const برای هر ماده بلوری ساده تقریباً برابر با V 3R است (یعنی 25 J mol -1. K-1).

قانون افزایشی: ( c P,i ظرفیت گرمایی قطعات ساختاری است که ترکیب را تشکیل می دهند، به عنوان مثال، اتم ها یا گروه هایی از اتم ها).

حرارت[جی. mol -1، cal. mol -1] Q شکلی از انتقال انرژی از جسم گرمتر به جسمی با حرارت کمتر است که با انتقال ماده و انجام کار مرتبط نیست.

گرمای یک واکنش شیمیایی در حجم یا فشار ثابت (یعنی اثر حرارتی یک واکنش شیمیایی) به مسیر فرآیند بستگی ندارد، بلکه تنها توسط حالت اولیه و نهایی سیستم تعیین می شود (قانون هس):

= U، = H.

تفاوت اثرات حرارتی در P = const (Q P) و V = const (Q V) برابر است با کار انجام شده توسط سیستم (V> 0) یا روی سیستم (V).<0) за счет изменения ее объема при завершении изобарно-изотермической реакции:

- = n RT.

گرمای استاندارد واکنش را می توان از طریق گرمای استاندارد تشکیل () یا احتراق () مواد محاسبه کرد:

که در آن n i,j ضرایب استوکیومتری در معادله واکنش شیمیایی است.

برای گازهای ایده آل در T، P = const: r H = r U + n RT.

وابستگی اثر حرارتی یک واکنش شیمیایی به دما تعیین می شود ساعت اقتصاد کیرشهوف .

= = , = = ,

آن ها تأثیر دما بر اثر حرارتی واکنش به دلیل تفاوت در ظرفیت گرمایی محصولات واکنش و مواد اولیه با در نظر گرفتن ضرایب استوکیومتری است:

برای P = const:

فشار آنتروپی ترمودینامیکی آنتالپی

اگر وابستگی دما c P با معادله تقریبی شود

=a+b . T+c . ، آن

H(T 2 ) = H(T 1 ) + a . .

گرمای جذب - گرمای هر مول ماده ای که در طول جذب آزاد می شود. جذب همیشه یک فرآیند گرمازا است (Q > 0). با جذب ثابت (G, q = const):

مقدار Q یک معیار غیر مستقیم برای تعیین نوع جذب است: اگر Q< 30 40 кДж/моль) - физическая адсорбция, Q >40 کیلوژول بر مول - جذب شیمیایی.

گرمای تشکیل - اثر حرارتی ایزوباریک واکنش شیمیایی تشکیل یک ترکیب شیمیایی معین از مواد ساده، به یک مول از این ترکیب اطلاق می شود. اعتقاد بر این است که مواد ساده در تغییر و حالت تجمع واکنش نشان می دهند که در دما و فشار معین 1 اتمسفر پایدار هستند.

گرمای احتراق (t.s.) -اثر حرارتی احتراق 1 مول از یک ماده و خنک شدن محصولات واکنش تا دمای اولیه مخلوط. T.S.، مگر اینکه خلاف آن ذکر شده باشد، مربوط به احتراق C به CO 2، H 2 به H 2 O (مایع) است، برای سایر مواد، محصولات اکسیداسیون آنها در هر مورد نشان داده شده است.

گرمای تغییر فاز- گرمای جذب شده (آزاد شده) در نتیجه انتقال تعادلی یک ماده از یک فاز به فاز دیگر (به انتقال فاز مراجعه کنید).

متغیرهای ترمودینامیکی (و غیره)- کمیت هایی که به طور کمی خواص ترمودینامیکی را بیان می کنند. T.P. به متغیرهای مستقل (اندازه گیری تجربی) و توابع تقسیم می شود. توجه داشته باشید:فشار، دما، ترکیب شیمیایی عنصری - مستقل و غیره، آنتروپی، انرژی - توابع. مجموعه ای از مقادیر متغیرهای مستقل، وضعیت ترمودینامیکی سیستم را مشخص می کند (همچنین به سطح حالت مراجعه کنید). متغیرهایی که با شرایط وجود سیستم ثابت می شوند و بنابراین نمی توانند در محدوده مسئله مورد بررسی تغییر کنند، نامیده می شوند. پارامترهای ترمودینامیکی

گسترده - و غیره، متناسب با مقدار ماده یا جرم سیستم. پریم.: حجم، آنتروپی، انرژی داخلی، آنتالپی، انرژی های گیبس و هلمهولتز، بار، مساحت سطح.

متمرکز - و غیره، مستقل از مقدار ماده یا جرم سیستم. توجه داشته باشید: فشار، دمای ترمودینامیکی، غلظت ها، کمیت های مولی و ترمودینامیکی خاص، پتانسیل الکتریکی، کشش سطحی. گسترده و غیره اضافه می شوند، موارد فشرده تراز می شوند.

ظرفیت حرارتی و انواع آنظرفیت گرمایی ویژه بامقدار گرمایی q را که برای تغییر دمای یک واحد ماده به اندازه یک درجه لازم است، می نامیم:

جرم s، حجم s" و ظرفیت حرارتی مولی وجود دارد که دارای ابعاد زیر است: s، J/kg K؛ s، J/nm 3 K. , J/mol K. این ظرفیت های گرمایی توسط روابط با یکدیگر مرتبط هستند

(1.15)

که در آن ν о، ρ о، μ – حجم ویژه، چگالی و وزن مولکولی گاز در شرایط عادی (ρ о = 1.013 · 10 5 Pa، Т о = 273 K).

ظرفیت گرمایی به ماهیت فیزیکی سیال عامل، دما و فرآیند ترمودینامیکی بستگی دارد.

در ترمودینامیک فنی، بیشتر از آنها استفاده می شود ایزوباریکظرفیت گرمایی با p (در p = const) و ایزوکوریکبا ν (برای ν = const).

رابطه بین این ظرفیت های گرمایی با رابطه مایر برای یک گاز ایده آل تعیین می شود:

با р - با ν = R، (1.16)

جایی که R ثابت گاز، J/kg K است.

وابستگی ظرفیت گرمایی به دما اغلب نادیده گرفته می شود، و سپس مقدار گرما در فرآیندهای ایزوباریک و ایزوکوریک از عبارت ها پیدا می شود.

Q p = Ms p (T 2 - T 1) یا q p = c p (T 2 - T 1)؛

Q ν = Мс ν (Т 2 – Т 1) یا q ν = س ν (Т 2 – Т 1).

از بیان قانون اول ترمودینامیک (1.13) و رابطه (1.14)، می توانیم روابطی را برای تعیین تغییر انرژی داخلی Δu و آنتالپی Δh بدست آوریم که برای همه فرآیندهای ترمودینامیکی معتبر است:

dq ν = du; du = c ν dT; Δu = u 2 – u 1 = c ν (T 2 – T 1);

dq р = du + рdν = dh; dh = c p dT; Δh = h 2 – h 1 = c p (T 2 – T 1).

از آنجایی که ظرفیت گرمایی با دما تغییر می کند، بسته به محدوده دما، درست است، واقعیبا و میانگینبا ظرفیت حرارتی cf. ظرفیت گرمایی واقعی مربوط به محدوده دمایی بینهایت کوچک است و میانگین - محدوده محدود تغییرات دما ظرفیت گرمایی گازهای اصلی بسته به دما در کتاب های مرجع و کتاب های درسی آورده شده است.

آنتالپیبا محاسبه وارد می شود: کل – H = U + pV یا مقدار خاص h = u + pν، آنتالپی انرژی معینی برابر با مجموع انرژی داخلی و حاصل ضرب فشار و حجم را نشان می دهد. واحد آنتالپی H ژول (J) یا h، J/kg است. آنتالپی تابعی از حالت است. از آنجایی که در یک فرآیند ایزوباریک dH = dQ، می توان گفت که آنتالپی مقدار گرمای تامین شده در یک فرآیند همسان است.

آنتروپیواحد اندازه گیری آنتروپی S J/K و واحد خاص s J/kg·K است. این تابع حالت با محاسبه معرفی می شود و دارای یک مقدار دیفرانسیل کامل گرما در یک فرآیند ترمودینامیکی است.

اگر یک فرآیند ترمودینامیکی را در نمودار T-s تصور کنیم، آنگاه ناحیه زیر منحنی فرآیند میزان گرمای عرضه شده یا حذف شده را مشخص می کند.

آنتروپی را نمی توان اندازه گیری کرد، اما در معنای فیزیکی آن، اندازه گیری مقدار دمای گرما، توانایی آن برای تبدیل شدن به کار است. همچنین می توان گفت که آنتروپی از دست دادن کار به دلیل برگشت ناپذیری فرآیندهای واقعی را مشخص می کند (در این مورد، آنتروپی افزایش می یابد).

معمولاً هنگام محاسبه فرآیندهای ترمودینامیکی، مقادیر مطلق u، h، s تعیین نمی شوند، بلکه تغییر در فرآیند Δu، Δh، Δs است.