Entalpi : Sistemin sabit basınç altındaki ısı değişimine denir. Birimi joule’dür. Entalpi (H) aşağıdaki bağıntı ile tanımlanır. Entalpi de iç enerji gibi bir hal fonksiyonudur.Yani değeri izlenen yola bağlı değildir.Tanımdan da görüleceği gibi H=U+P.V entalpinin tanımının temelinde iç enerji vardır.Bu nedenle de iç enerjinin mutlak değeri bilinemediği gibi, entalpinin de gerçek (mutlak) değeri bilenemez. Ancak bir olayda meydana gelen entalpi değişimi belirlenebilir. aA + bB => cC + dD şeklindeki bir denklemin entalpi değişimi şu şeklide hesaplanılabilir: (cHC + dHD) – (aHA + bHB )
Entropi : Termodinamik bir fonksiyon olup 2. yasanın temelini oluşturur.Pek çok bilim adamı entropiyi bir sistemin düzensizliğin ya da gelişi güzelliğinin bir ölçüsü olarak yorumlamıştır.Düzensizliği fazla olan bir sistemin entropisinin yüksek olduğu söylenebilir.Düzensiz bir durumun, düzenli bir duruma göre olasılığı daha yüksektir.Bu nedenle entropi bir olasılık fonksiyonu olarak da düşünülebilir. Termodinamiğin ikinci yasasına göre entropi ile ilgili olarak şu bağıntı verilmiştir. dS =dQ/T (buradaki q tersinir sistemler içindir. tersinmez olaylar için q’yu tersinir q’ya dönüştürmek gerekir) Birimi ; Cal/g.K ve/ya Joule/kg.K’dir.
Gibbs Serbest Enerji : Bazı reaksiyonlar çevreye ısı yayıyordur ve DH < 0 olduğundan reaksiyon kendiliğinden oluşur yani istemlidir. Başka bir raeaksiyon ise sistemin düzensizliğinin artması nedeniyle DS > 0 oluyor ve yine reaksiyon kendiliğinden gerçekleşiyor. Bu olayları tam olarak açıklayabilmek aralarında bir bağlantı kurabilmek için yeni bir terime ihtiyamız vardır. Buda gibbs serbest enerjisidir ve G işareti ile tanımlanır. Birimi joule’dür. Sabit basınç altında bir reaksiyonun oluşumu sırasında ısı değişimi entalpi değişimine eşittir. qp=DHçevre Sabit basınç ve sıcaklık altında DSçevre aşağıdaki formül ile hesaplanıyordu. Buradaki DH reaksiyonun entalpi değişimi, T ise mutlak sıcaklık DSçevre = – DH/T Toplam entropi değişimi DStoplam = DS sistem + DSçevre DStoplam = DS sistem – DH/T eşitliğin her iki tarafı (-T) ile çarpılırsa -TDStoplam = DH – TDS bağıntısı elde edilir ve bu bağıntı gibbs serbest enerjisi ile bir reaksiyonun kendiliğinden olup oluşmayacağını açıklamak amacı ile kullanılır. Serbest enerji G = H-TS ifadesi ile tanımlanır. Sabit basınç ve sıcaklıkta reaksiyonun serbest enerji değişimi DG = DH – TDS olarak tanımlanır. -TDStoplam = DH – TDS DG = -TDStoplam şeklinde bağlantı kurulabilir. Peki ne anlama gelmektedir bu formüller Bunu da şöyle özetleyebiliriz. Kendiliğinden olan değişimlerde sistemin serbest enerjisi azalır. DStoplam > 0 olacağından – TDS< 0 olacaktır. Böylelikle sabit basınç ve sıcaklık altında – TDS< 0 olduğundan DG< 0 olacaktır. DG negatif ise reaksiyon kendiliğinden oluşur. Dengede bir sistemde DStoplam =0 olacağından , – TDS = 0 ve DG = 0 olacaktır. DG = 0 sistem dengededir. DG > 0 ise reaksiyon kendiliğinden oluşmaz. Özetle bir reaksiyonun kendiliğinden olabilmesi için DG’nin negatif olması gerekmektedir. Buda DH < 0 veya DS> 0 olması ile sağlanabilir. Hesaplama yaparken bileşiklerin standart serbest oluşum enerjisi ( DGº) hesaplanırken DGº = (DGºürünler – DGº reaktantlar ) şeklinde hesaplanabilir. Burada dikkat edilmesi gereken şey elementlerin (O2, N2 gibi) standart serbest oluşum entalpiler 0’dır.
İç Enerji : Sistemin sahip olduğu toplam enerji İç Enerji olarak adlandırılır. Sistemin iç enerjisi, sistemi oluşturan moleküllerin kinetik ve potansiyel enerjilerinden meydana gelir. Sistem, Ui iç enerjisine sahip bir i halinden, yeni bir Us iç enerjisine sahip s haline ulaşmışsa, sistemin iç enerji değişimi için; DU=Us – Ui yazılabilir. İç enerjinin değeri yalnızca sistemin bulunduğu duruma bağlı olduğundan, iç enerji bir hal fonksiyonudur. Hal değişkenlerinden herhangi birinin değişmesi (basınç gibi) iç enerjinin değişmesiyle sonuçlanabilir. İç enerji Ekstensif bir özelliktir. Birimi joule’dür.
