Fontos, akik szeretik a kémiát, és értik is, kattintsanak ide. Mi az az entrópia?

Az atomok szeretnek minél összevisszábban, minél kuszábban elhelyezkedni. Ezt úgy érik el, hogy:

- Ha tehetik, minden irányba mozognak.

- Ha tehetik, minden rendelkezésre álló helyre elmennek.

- Ha tehetik, ezt minél kuszább, véletlenszerűbb úton teszik meg.

Minél nagyobb a rendezetlenség, annál nagyobb az entópia. Ha rendeződnek, akokr csökken az entrópia.

Ha péládul megnézünk egy nemesgázt, akkor ez tökéletesen megvalósul:

- Egy zárt dobozban minden gázatom bárhova elmehet és el is megy. Mivel ezt teljesen összevissza teszik, ezért minden pillanatban a doboz minden szegletében lesz atom, bár nyilván nem ugyanaz, mint egy másodperccel ezelőtt. (Elvileg előfordulhat, hogy minden atom véletlenszerűen úgy határoz, hogy a doboz bal alsó sarkában gyűlik össze, de nem történik. Ennek az az oka, hogy minden atom véletlenszerűen választ magának helyet. Például annak a valószínűsége, hogy egymilliárd kockával ha egyszerre dobsz mindegyik 6-os legyen, még mindig sokkal nagyobb, mint az, hogy egy liter gáz minden molekulája egyszerre döntsön úgy, hogy a bal alsó sarokba megy.)

Egy folyadékot ha megnézel, azt látod, hogy a rendezettség mértéke sokkal nagyobb. Itt az atomok már nem mennek el mindenhova, hisz ha van egy zárt edényed, akkor annak csak az alján lesz folyadék. De legalább abban a részben ahol a folyadék van, mindenhova elmennek. Ráadásul a szabad mozgás sem tökéletes, mert olyan szorosanvannak, hogy állandóan egymásba ütköznek.

A szilárd viszont még rendezettebb, azaz tovább csökken az entrópia. Itt az atomok már csak a helyükön rezegnek, nem mennek sehova, és a rendelkezésre állló teret egyáltalán nem töltik ki (azaz nem folynak szét egy edényben).

Csakhogy ugye itt atomokról beszélünk. Bizony egy kétataoos gáznak sokkal kisebb az entrópiája, mint egy egyatomos gázé, azaz sokkal rendezettebb. Ez azért van, mert az atomok kettesével össze vannak kötve, mint a sziámi ikrek: az egyik atom nem választhat szabadon célpontot. Éppen ezért például egy egyatomos oxigéngáz entrópiája nagyobb, mint egy kétatomosé. Mégis, a termlszetben nincs egyatomos oxigén, aminek az az oka, hogy bár az atomok szeretik az entrópiát (szeretnek összevissza lenni), de ugyanakkor szeretnék csökkenteni a belső energiájukat. Ilyenkor mindig az a kérdés, hogy melyiket mennyire. Márpedig például az oxigén sokkal jobban szeret együtt lenni egy másik oxigénnel, és ezért még némi szabadságról is lemond.

Az, hogy mennyire tudják az atomok "kiélvezni" a szabadság előnyeit, nagyban függ a hőmérséklettől. A hőmérséklet végülis azt mondja meg, hogy a rendszer atomjai milyen gyorsan mozognak. A mozgási szabadságot végülis akokr tudja a legjobban kihasználni az atom, ha elég gyorsan mozog. Ha lassan mozog, akkor végülis nem érdekli annyira, hogy mindenhova elmehessen, hisz olyan lassú, hogy úgyse jut el oda sosem.

Éppen ezért működik a hőbontás. Az atomok a nagy mozgási lehetőség miatt lemondanak a belső energia csökkentéséről, és inkább mégis a szabadságot választják, így akár nagy melegben a kétatomos oxigén is felbonthtó egyatomos oxigénre, melynek ezáltal sokkal nagyobb az entrópiája.

Valójában a gáz >>> folyadék és a folyadék >>> szilárd átmenetek is emiatt működnek. Egy víz folyadék például valamivel kisebb belső energiájó, mint a vízgőz, mert a hidrogénhidak szeretnének kialakulni. És 100 fok környékén (forráspont) van az a határ, ahol a víz már elég melegnek érzi a helyzetet ahhoz, hogy inkább a szabadságot válasszák a molekulák a hidrogénhíd adta energetikai előny helyett.

Ezt nagyon jól kimásoltad a wikipediáról, de szegény kérdezőnek kb nesze semmi fogd meg jól.

Én már tegnap este óta gondolkodom azon, hogy hogyan lehetne az entalpiát szemléletesen elmagyarázni, sokkal nehezebb, mint az entrópia.

Az entalpiához két dolgot kell érteni: az egyik, hogy minden térfogati változást térfogati munkának kell tekinteni akár hőtágulásról van szó, akár mondjuk folyadékből gőz fázisba történő átmenetről. Vagy például arról, hogy egy gázt egy kisebb tartályból egy nagyobb tartályba átvezetünk, ezáltal kitágul, azaz nő a térfogata. Ezt végülis ki lehet számítani.

Az entalpia másik komponense a belső energia. Valójában az első válaszban egy kicsit pontatlanul használtam a belső energia kifejezést, mert valójában az entalpiára gondoltam, de sok reakció esetében a kettő (nagyjából) ugyanaz, mivel nincs jelentős térfogati változás.

Namost hogy a belső energia micsoda, az egy nagyon jó kérdés. Definíció szerint a részecskék mozgásából eredő energia, de ezt megmérni vagy megmondani nem lehet. Mindenesetre egy olyan valami, ami azért van, mert a részecskék mozognak, de egyidejűleg szeretnének tőle megszabadulni.

Innentől kezdve van egy érdekes kettősség a részecskékben: egy részről szeretnének nem mozogni, de ha már mindenképp mozogni kell, akkor szeretnének minél szabadabban. Ez a két dolog határozza meg a részecskék reakciókra való hajlandóságát, és itt függ ösze az entalpia az entrópiával.

Tehát minden részecske csökkenteni szeretné az entalpiáját (vagyis azt szeretné, ha a H értéke mondjuk 50-ről 30-ra menne, ami egy 20-as csökkenést jelent). Ha a változást írjuk fel, amit delta-H értéknek mondanak és dH-nakl jelölnek, akkor dH= -20 J (J a mértékegysége).

Ugyanakkor midnen részecske növelni szeretné az entrópiáját (ennek jele S), de hogy mennyire, az a hőmérséklettől függ, így az entrópiaváltozást (dS) meg kell szorozni az aktuális hőmérséklettel (Kelvin, azaz K-ben mérve). Vagyis az entrópianövelési vágy kifejezése T*dS, mely szintén J-ban értendő. Tegyük fel, hogy egy reakcióban 30 J-nyi entrópianövekedés történik, akkor T*dS = 30 J.

Mivel a H értéknél az a jó, ha minél negatívabb a szám (azaz dH = -30 J sokkal jobb, mint a dH = -10 J), ezért kitalálták, hogy jó lenne, ha az entrópia is akkor lenne jó, ha negatív lenne. Ezért azt csinálják, hogy az entrópiát megszorozzák -1-gyel, vagyis máshogy mondva kivonjkák az entalpiából: dH-t*dS, azaz ha a dH = -20 J, a T*dS = 30 J, akkor dH-T*dS = -50 J

Egyébként ha dH negatív, akkor hő szabadul fel a rekcióból (hacsak nem történik nagyon nagy térfogati munka), vagyis az exoterm reakciók esetében a kezünkkel érzett melegség valójában a dH.

A dH-T*dS mennyiséget pedig elnevezték Gibbs-féle szabadenrgiának (G), ami azt mondja meg, hogy egy reakció végbe megy-e. Ha a G értéke negatív, akkor igen, ha nem, akkor nem. Tehát dG = dH-T*dS

dG értéke háromféle képpen lehet negatív:

1. Az entalpia (dH) is negatív, és az entrópia is nő, vagyis -T*dS csökken. Ilyen pl a szén égése, ahol egyrészt hő szabadul fel más részt nő az entrópia.

2. Az entalpia csökken (ami jó), de az entrópia is csökken. Ilyen például, amikor két gázból egy folyadék keletkezik, azaz a hidrogén égése oxigénnel vízzé. Ekkor az entrópia ugyan csökken, vagyis a -T*dS nő, ezért az entrópia csökkenésének problámáját fedezi az entalpia csökkenése.

3. Az entalpia nő, de az entrópia is nő. Az entalpia növekedését egyébként például endoterm reakcióknál tapasztaljuk, egyes sók oldásakor. Ilyenkor a só belső energiája növekszik, de mivel az ionok szabadabban mozognak az oldatban, mint előtte, ezért a reakció végbemegy.

Hát kb ennyi volna.