الإنتروبيا: هي أحد المبادئ المهمة في الفيزياء والكيمياء، إضافةً إلى إمكانية تطبيقها في مجالات أخرى مثل علمي الاقتصاد والفلك. فهي تعتبر جزءًا من الديناميكا الحرارية ، وفي الكيمياء الفيزيائية تعد مبدأً أساسيًا.
نقاط رئيسية:
- الإنتروبيا هي مقياس العشوائية أو الفوضى في نظام ما.
- تعتمد قيمة الإنتروبيا على كتلة النظام، ويعبر عنها بالحرف (S). ووحدة قياسها هي جول/كلفن.
- يمكن للإنتروبيا أن تكون ذات قيمة موجبة أو سالبة، وطبقًا للقانون الثاني للديناميكا الحرارية؛ تنخفض إنتروبيا نظام ما فقط في حالة زيادة إنتروبيا نظام آخر.
تعريف الإنتروبيا:
الإنترُوبيا هي مقياس الفوضى داخل نظام ما. وهي إحدى الخصائص الواسعة للديناميكا الحرارية، بمعنى أن قيمتها تتغير باختلاف مقدار المادة الموجودة داخل النظام.
غالبًا ما يرمز للإنتروبيا بحرف (S) في المعادلات. وتكون وحدة قياسها هي الجول لكل كلفن J.k-1 أو kg⋅m2⋅s−2⋅K−1. وكلما زاد استقرار النظام، قلت الإنتروبيا.
معادلات حساب الإنتروبيا:
ثمة عدة طرق لحساب الإنتروبيا، لكنّ المعادلتين الأكثر شيوعًا هما المستخدمتان في قياس الإنتروبيا للعمليات العكوسية للديناميكا الحرارية، والعمليات متساوية درجة الحرارة.
إنتروبيا العمليات العكوسية:
توضع افتراضات معينة عند قياس إنتروبيا العمليات العكوسية، وعلى الأرجح أشهر هذه الافتراضات هو أن كل الإعدادات داخل النظام محتملة بشكل متساو، وهو ما قد لا يكون صحيحًا. وبأخذ النتائج المحتملة في الاعتبار، تساوي الإنتروبيا (S) ثابت بولتزمان مضروبًا في اللوغاريتم الطبيعي لعدد الحالات الممكنة (W).
S= kB In W
ثابت بولتزمان = 1.38065 * 10-23 جول/كلفن
إنتروبيا العمليات متساوية درجات الحرارة:
يمكن الاستعانة بحساب التفاضل والتكامل لإيجاد تكامل dQ/T من الحالة المبدئية حتى الحالة النهائية. وهنا تمثل (Q) الحرارة، وتعبر (T) عن حرارة كلفن المطلقة للنظام. بصياغة أخرى، التغير في الإنتروبيا (ΔS) يساوي ناتج قسمة التغير في الحرارة (ΔQ) على درجة الحرارة المطلقة للنظام T
ΔS = ΔQ / T
الإنتروبيا والطاقة الداخلية:
إحدى أفضل المعادلات في الكيمياء الفيزيائية والديناميكا الحرارية تربط الإنتروبيا بالطاقة الداخلية للنظام على النحو التالي:
dU = T dS – p dV
هنا يعتبر التغير في الطاقة الداخلية dU ناتج ضرب الحرارة المطلقة T في التغير في الإنترُوبيا dS ناقص الضغط الخارجي P والتغير في الحجم dV.
الإنترُوبيا والقانون الثاني للديناميكا الحرارية:
ينص القانون الثاني للديناميكا الحرارية على أن إنتروبيا الأنظمة المغلقة لا تقل، غير أن الإنتروبيا لا تقل في نظام إلا إذا زادت إنتروبيا نظام آخر.
الإنتروبيا والموت الحراري للكون:
يتنبأ بعض العلماء أن إنتروبيا الكون ستزيد لدرجة لا تسمح فيها العشوائية بخلق نظام مفيد. وعندما تتبقى الطاقة الحرارية فقط، يقال أن الكون سيكون قد انتهى بسبب الموت الحراري.
برغم ذلك، يعارض مجموعة من العلماء نظرية الموت الحراري. يقول بعضهم أن الكون كنظام يتحرك بعيدًا عن الفوضى لأن انخفاض الإنتروبيا في منطقة ما من النظام يصاحبها ارتفاع في إنتروبيا مناطق أخرى. في حين يعتبر آخرون هذا الكون جزءًا من نظام أكبر. ويقول آخرون: إن الحالات الممكنة ليست ذات احتمالات متساوية، لذا لا يمكن تطبيق المعادلات العادية لقياس الإنتروبيا.
أمثلة على الإنترُوبيا:
ترتفع الإنتروبيا لمكعب الثلج مع ذوبانه. من السهل هنا تخيل زيادة الفوضى داخل النظام. فالثلج مكون من جزيئات الماء المرتبطة ببعضها في نسيج كريستالي. وعندما يذوب الثلج، تكتسب الجزيئات طاقةً أكثر وتبتعد عن بعضها أكثر ليتفكك بناؤها ويتحول إلى سائل.
ونفس الشيء في مرحلة انتقال السائل إلى الحالة الغازية. فعندما يتبخر الماء تزداد طاقة النظام. وعلى الجانب المقابل، يمكن أن تنخفض الطاقة. ويحدث ذلك عندما يكثف البخار متحولًا إلى الماء، وعندما يتجمد الماء متحولًا إلى ثلج.
لا ينتهك القانون الثاني للديناميكا الحرارية هنا لأن المادة غير موجودة في نظام مغلق. فعندما تقل إنتروبيا النظام محل الدراسة، تزداد إنتروبيا البيئة المحيطة.
الإنترُوبيا والزمن:
يطلق على الإنتروبيا مصطلح سهم الزمن لأن المادة في الأنظمة المعزولة تميل إلى التحرك من النظام إلى الفوضى.
اقرأ أيضًا:
الحياة فوضوية: ما هي الانتروبيا ( مقياس الفوضى ) ؟
هل يعد الوعي البشري من الاعراض الجانبية ل الانتروبيا؟
ترجمة: مصطفى عبد المنعم
تدقيق: محمد قباني
