hotchpotch/wikipedia-multilingual-ir-pairs huggingface dataset:
السلطنة القعيطية التاريخ
كانت السلطنة القعيطية الحضرمية أو حكومة حضرموت في المكلا تحكم أجزاء واسعة من حضرموت وقد تأسست على يد الأسرة القعيطية التي انتدبت من قبل بريطانيا من الهند والتي خرجت من حضرموت، في نفس الوقت الذي كانت السلطنة القعيطية تحكم وتتوسع في ساحل حضرموت بدعم البريطانيين على حساب السلطنة الكثيرية والتي حكمت كامل حضرموت وانتهت بحكم شمال حضرموت وكانتا في صراع دائم. واستمر ذلك الحال حتى عام 1967م عندما قام الثوار القوميون بأسقاط حكومة دولة اتحاد الجنوب العربي والمحمية الشرقية وإجلاء بريطانيا من جنوب اليمن. توحدت أراضي حضرموت في جمهورية واحدة وهي جمهورية اليمن الجنوبية الشعبية رغم معارضة جيش البادية الحضرمي.
السلطنة القعيطية التأسيس
تأسست السلطنة القعيطية في بدايات القرن التاسع عشر على يد عمر بن عوض بن عبد الله القعيطي الحضرمي وهو رأس أسرة الأمراء بحضرموت والهند. ومنه تناسل بقية أمراء الدولة. توفي والده بحضرموت وهو طفل صغير فكفلته أمه وتربّى على يدها. ثم انتقلت به من قرية لحروم إلى أخواله الذين كانوا يسكنون في منطقة شبام. هاجر من حضرموت وهو صبي سنة 1792م إلى الهند حيث كسب لنفسة مع مرور الزمن شهرة عسكرية واسعة في جيش ولاية برودة الهندية. ثم في جيش نظام حيدر أباد. وصار رئيس الجالية اليافعية بحيدر أباد وقائداً للفرقة الحضرمية بجيش النظام في الهند. وكانت رتبته العسكرية جمعدار أي قائد لألفي مقاتل وهو لقب ورثة ابنة عوض من بعده. له تاريخ حافل ومثير في الدهاء والشجاعة والكرم والإقدام. توفي في مدينة حيدر أباد في الهند، وكتب عنه مؤرخون عدة رسائل بعضها لا يزال مخطوطاً.
السلطنة القعيطية التأسيس
تأملات عن تاريخ حضرموت: قبل الإسلام في فجره، مع مسح عام عن هجرة ونتائج علاقات الحضارمة عبر الأزمنة بشعوب جنوب وشرق آسيا</ref> أسرة القعيطي هي أسرة حضرمية كبيرة وقبل أن تأسس لها دولة في حضرموت كانت تحكم إمارة حيدر أباد بالهند. كان حسين بن عبد الله بن عمر بن عوض بن عبد الله القعيطي الحضرمي أحد الأمراء وكان من مشاهير الشعر الحضرمي في المهجر. كان والده حاكما لإمارة الشحر. وحكم هو من بعده، إلا أن عهده تميز بالفتن والاضطراب الثقافي. صالح بن عمر بن عوض بن عبد الله القعيطي الحضرمي قائد عسكري، ولد وتعلم ونشأ في حيدر آباد في الهند. تولّى مدير التعيينات والتسريحات العسكرية في هيئة أركان جيش نظام حيدر آباد، وكان الساعد الأيمن لأخيه عوض بن عمر في تأسيس السلطنة القعيطية بـ حضرموت، إذ
كان يتولى تجهيز السلطنة الناشئة بما كانت تحتاج إليه من مؤن حربية. ولم يزر حضرموت في حياته كلها.
عبد الحبيب بن عامر بن عوض بن عبد الله القعيطي الحضرمي
السلطنة القعيطية التأسيس
قائد عسكري من أفراد الأسرة الحاكمة الذين لعبو دوراً هاماً في تثبيت دعائم الدولة القعيطية بحضرموت، حيث كان أحد المساعدين الرئيسيين للأمير عوض بن عمر القعيطي. وتوفي بـ حيدر آباد في الهند.[بحاجة لمصدر] عمر بن عوض بن عمر بن عوض بن عبد الله القعيطي الحضرمي سلطان الشحر والمكلا بحضرموت. كان قبل توليه شؤون السلطنة القعيطية في خدمة نظام حيدر آباد بالهند وقد جعله (حكمدارا) لفرق الحضارم القائمين بحراسة خزائن النظام وقصورة. كان يتكلم الإنجليزية والأوردية بالإضافة إلى لغته الأم العربية. وهو الذي أنشأ في مدينة المكلا الجامع المعروف باسمه جامع السلطان عمر بن عوض القعيطي وقصر المعين بالمكلا وفي عهده كانت هناك الكثير من الإنجازات. عوض بن عمر بن عوض بن عبد الله القعيطي الحضرمي هو أول من لقب بالسلطان من أفراد العائلة القعيطية التي حكمة الجزء الساحلي من حضرموت. ولد بحيدر آباد في الهند وتوفي أيضا فيها. وكان ضابطا في جيش نظام حيدر آباد ويعرف كابية بالجمعدار. وفي سنة 1886م دخل في معاهدة حماية مع الإنجليز هو وإخوانه عبد الله وصالح وعلي، بعد أن كانوا قد دخلو مع الإنجليز في معاهدة صداقة سنة 1882م. وقد اتسعت رقعة الدولة القعيطية بحضرموت في عهده.
السلطنة القعيطية الحرب مع السلطنة الكثيرية
كانت السلطنة الكثيرية على عداء مع الاستعمار البريطاني وكانت تشن هجمات متفاوتة عليها بين الحين والاخر ، مما اثار ذلك استياء السلطات الاستعمارية البريطانية فاتخذوا القعيطي رأس رمح موجهًا الى السلطنة الكثيرية وسيفًا مصلطًا رقاب كل من يتحرك في معاداة النفوذ البريطاني ، وامرت السلطات البريطانية من السلطة القعيطية العمل على محاصرة السلطة الكثيرية بإغلاق موانيها في وجه التجارة الكثيرية ومنع رعايا السلطة الكثيرية من الاتصال بالعالم الخارجي
واستمرت الحروب بين السلطنة القعيطية المدعومة بريطانيًا والسلطنة الكثيرية الى ان تم توقيع معاهدة سلام في عام 1937 في قصر السلطان الكثيري بمدينة سيئون ، بحضور قبائل حضرموت وتحت إشراف البريطانيين. عُرفت أيضاً باسم “معاهدة عدن” وأصبحت بموجبها كثير من شؤون السلطنة الكثيرية تمر عبر السلطنة القعيطية التي كانت تحت النفوذ البريطاني
السلطنة القعيطية اتحاد الجنوب العربي
في بداية الخمسينيات من القرن العشرين ظهرت حركات قومية وتحريرية في جميع أنحاء الوطن العربي وخصوصا مع فترة اندلاع ثورة 23 يوليو 1952 في مصر وانتشار الفكر القومي وتأثيره، أثار ذلك قلق الحكومة البريطانية التي كانت تحتل مساحات واسعة من جنوب الجزيرة العربية، أثار ذلك خوف السلاطين والمشايخ من قيام ثورات تقلعهم من فوق عروشهم. قامت الحكومة البريطانية بإنشاء اتحاد فيدرالي بين سلاطين محمية عدن الغربية وأسمته اتحاد الجنوب العربي لحماية مستعمراتها ولتدعيمها ضد أي حركة قومية أو ثورية.
لم تنضم السلطنة القعيطية كغيرها من سلطنات حضرموت إلى اتحاد الجنوب العربي ورغم قيام اتحاد كهذه يعتبر خطوة قومية إلا أن نظام الرئيس المصري جمال عبد الناصر لم يرحب بذلك لقيام الحكام والسلاطين بالتعاون مع الإنجليز متجاهلين مصلحة الشعب والمواطنين، حيث اعتبرهم مواليين للاستعمار والاحتلال الإنجليزي وقام عبد الناصر بدعم الحركات القومية في شمال اليمن وجنوبه حتى انتهى ذلك الاتحاد فعليا في عام 1967م.[بحاجة لمصدر]
السلطنة القعيطية تفكك السلطنة
في 1967 تفكّك اتحاد الجنوب العربي بشكل كامل والسلطنة الكثيرية والمهرية حيث قام الثوار المتمثلين في الجبهة القومية بالانقلاب على كل السلاطين في كل سلطنات جنوب العرب وحضرموت بما في ذلك السلطنة القعيطية والكثيرية بحضرموت، وأعلنوا مكانها قيام جمهورية اليمن الجنوبية الشعبية كخطوة أولى لإعادة تحقيق الوحدة اليمنية. وبدأت منذ تلك الفترة تصعد سلم الوطن الواحد مع جارتها في الشمال، الجمهورية العربية اليمنية، لتصل إلى إعادة تحقيق الوحدة اليمنية لأول مرة في القرن العشرين في 22 مايو 1990م.
إنتروبيا
الاعتلاج أو القصور الحراري (بالإنجليزية: Entropy) وتعرَّب إلى الإنتروبية أو الأنطروب، أصل الكلمة مأخوذ عن اليونانية ومعناها «تحول». وهو مفهوم هام في التحريك الحراري، وخاصة للقانون الثاني الذي يتعامل مع العمليات الفيزيائية للأنظمة الكبيرة المكونة من جزيئات بالغة الأعداد ويبحث سلوكها كعملية تحدث تلقائيا أم لا. ينص القانون الثاني للديناميكا الحرارية على مبدأ أساسي يقول: أي تغير يحدث تلقائيا في نظام فيزيائي لا بد وأن يصحبه ازدياد في مقدار «إنتروبيته».
يميل أي نظام مغلق إلى التغير أو التحول تلقائياً بزيادة أنتروبيته حتى يصل إلى حالة توزيع متساو في جميع أجزائه، مثل تساوي
إنتروبيا
درجة الحرارة، وتساوي الضغط، وتساوي الكثافة وغير تلك الصفات في نظام ما. وقد يحتاج النظام المعزول للوصول إلى هذا التوازن بعضا من الوقت. مثال على ذلك إلقاء قطرة من الحبر الأزرق في كوب ماء؛ نلاحظ أن قطرة الحبر تذوب وتنتشر رويدا رويدا في الماء حتي يصبح كل جزء من الماء متجانسا بما فيه من حبر وماء، فنقول أن أنتروبية النظام تزايدت (أي زادت العشوائية فيه، فلا يوجد به منطقة عالية التركيز وأخرى منخفضة التركيز، توزيع الحبر في الماء متساو). أي أن مجموع إنتروبية نقطة الحبر النقية + إنتروبية الماء النقي تكون أقل من إنتروبية النظام «حبر ذائب في ماء». وماذا عن عكس العملية ؟ أي محاولة فصل الحبر الذائب عن الماء. فهذه العملية يتبعها خفض لأنتروبيا النظام، وكما نعرف هذا لا يسير وحده طبيعيا؛ فلم نرى في الطبيعة أن يتجمع الحبر ثانيا ويحتل جزءا منفصلا في كوب الماء. ولكننا بأداء شغل يمكن فصلهما ثانيا عن بعض. مثل تسخين المخلوط وتقطيره مثلا. معنى ذلك أن خفض الإنتروبيا لا يتم إلا باستخدام طاقة خارجية، ألا وهي التسخين والتقطير. وهذا مثلا ما نستعمله في تحلية المياه لفصل الملح عن ماء البحر وإنتاج ماء عذبا. ومثال أخر طبيعي إذا وقع كوب زجاجي من أعلى المنضدة على الأرض فإنه يتحطم تماما، أي تكون انتروبيتة الكوب قد زادت. فإذا إردنا إعادة الكوب إلى أصله السليم ثانيا - وهذا لا يحدث ذاتياً في الطبيعة - فإننا لا بد وأن نزاول شغل على النظام ؛ بمعنى أننا نجمع قطع الزجاج المنكسر، ثم صهره في فرن ثم صب الزجاج المنصهر في قالب من جديد، فنحصل على الكوب ثانيا سليم. من هنا اتخذت صفة الإنتروبيا لنظام في الطبيعة أهميتها. فهي تحدد اتجاه سير عملية ما طبيعيا.
إنتروبيا
وقد أصبح للإنتروبيا كأحد الصفات الطبيعية لنظام أهمية من خلال علاقة الإنتروبيا بتحول  الطاقة الحرارية إلى شغل ميكانيكي. فنجدها تلعب دورا هاما في تحديد كفاءة آلات، مثل محرك الاحتراق الداخلي ومحرك الديزل وغيرها.
ولوصف مدلول الإنتروبيا نفترض المثال المذكور أعلاه وهو مثال الماء ونقطة الحبر الذائبة فيه فنجد أن اختلاط نقطة الحبر بالماء سهل ويتم طبيعيا، أما إذا أردنا فصل نقطة الحبر ثانيا عن الماء ليصبح لدينا ماء نقي وحبر نقي فتلك عملية صعبة ولا تتم إلا ببذل شغل. فنقول أن حالة المخلوط له إنتروبيا كبيرة، بينما حالة الماء النقي والحبر النقي فهي حالة يكون أنتروبيتها منخفضة.
وتصادفنا مثل تلك العملية عمليات يومية مثل فصل السكر عن محلول قصب السكر، إننا نقوم بذلك عن طريق تبخير المحلول، أي بتسخين المحلول وبذل شغل، أي بذل طاقة، لفصل السكر عن الماء.
وأيضا الكمون الكيميائي ضمن أي نظام فيزيائي أو كيميائي يميل تلقائيا إلى خفض الطاقة الداخلية للنظام إلى أقل ما يمكن، لكي يصل النظام لحالة من التوازن. الإنتروبي ضمن هذا المفهوم هو مقدار تقدم عملية التحول والتوازن هذه.
إنتروبيا الانتروبيا في الديناميكا الحرارية
في الترموديناميكا نقوم بوصف التبادل الحراري (تبادل طاقة) بين النظام والوسط المحيط. وتوجد إمكانيتان للتفاعل بين النظام والوسط المحيط، فإما تستبدل حرارة بينهما أو يستبدل شغل. وعند تبادل الحرارة (طاقة) بينهما يتغير أيضا إنتروبيا النظام وإنتروبيا الوسط المحيط. وعندما يكون مجموع التغير في الإنتروبي لهما موجبا، أي يصل النظام إلى حالة تكثر فيها حالاته الصغرية microstates عن قبل ذلك، نجد أن تغير الأنتروبي يحدث ذاتياً من تلقاء نفسه.
إنتروبيا الحالة الداخلية لنظام
يتعامل القانون الأول للديناميكا الحرارية مع مصطلح الطاقة التي تكون عادة محفوظة ضمن نظام فيزيائي مغلق. في نفس الوقت تُعرف الإنتروبيا على أنها تغير وتحول إلى حالة أكثر فوضوية وهرجلة (مثال انتشار نقطة الحبر في الماء) على المستوى الجزيئي في نظام، فالتغيرات التلقائية تميل دوما لكسب مزيد من الحرية لحركة الجزيئات أو الذرات.
فإذا تخيلنا قارورتين تحتوي كل منهما على غاز غير الآخر وفتحنا بينهما فتحة، نجد أن الغازين يبدآن الانتشار في القارورتين والاختلاط. وبعد فترة من الزمن يصل النظام إلى حالة اتزان وتساو في توزيع الجزيئات، أي إذا أخذنا أي سنتيمترا مكعبا من مخلوط الغاز من أي مكان في القارورتين فسوف نجد عددا متساويا من نوعي جزيئات الغازين المخلوطين.
ونتصور الآن أننا نريد فصل الغازين المختلطين في مثالنا السابق الذي هو مثال  لعملية غير عكوسية، واستعملنا ملقاطا لذلك ! نجد أنه عمل مضني. فلا يمكن عكس مسار زيادة إنتروبيا النظام إلا بأداء شغل. ونجد علاقة بين الإنتروبيا والشغل.
إنتروبيا الحالة الداخلية لنظام
يُرمز عادة لالإنتروبيا أو الاعتلاج بالحرف S كأحد المصطلحات الأساسية في التحريك الحراري، وهي تمثل مقدار الطاقة في النظام الفيزيائي التي لا يمكن استخدامها لإنتاج شغل . وحدة الإنتروبيا هي جول/كلفن، حيث أن التغير في الإنتروبي: . أي يعادل التغير في مقدار حرارة Q النظام مقسوما على درجة الحرارة T (وذلك عندما تكون عملية التحول عكوسية reversible).
في الترموديناميك تشكل الإنتروبية متغيرا فيزيائيا مهما لوصف نظام ترموديناميكي، إلى جانب درجة الحرارة والحجم والضغط والإنثالبي.
أقر نظام الواحدات الدولي أن وحدة الإنتروبيا هي جول لكل كلفن (J·K−1)، وهي نفس واحدة السعة الحرارية، حيث تعتبر الإنتروبية مرافقة conjugate لدرجة الحرارة.
إنتروبيا لماذا الإنتروبيا ؟
الطاقة تتحول من صورة إلى أخرى ولكنها لا تستهلك، أي لا تفنى، فمثلا يمكن للطاقة أن تتحول إلى شغل ديناميكي أو إلى حرارة (هذا ما ينص عليه القانون الأول للديناميكا الحرارية وكذلك ما ينص عليه قانون بقاء الطاقة). خلال عمل محرك يعمل بالبنزين فإنه يستخدم الطاقة المخزونة في الوقود في تحريك السيارة (شغل ميكانيكي) ويطرد بعض الحرارة مع غاز العادم. ونظرا لأن حركة أجزاء السيارة وحركة السيارة نفسها تتحول بالاحتكاك إلى حرارة، فنجد أن الطاقة التي كانت أصلا مخزونة في الوقود تتحول أخيرا إلى حرارة تنتشر في الجو، بصرف النظر عن تحول بعضها إلى طاقة الوضع كصعود جبل أو طاقة خزنت بعضها في بطارية السيارة.
نجد أن الطاقة لا تفنى  وإنما «تتحول» من صورة إلى أخرى. لهذا نحتاج إلى كمية نعرف بها «إمكانية إنتاج شغل» من الطاقة حيث أن كمية الطاقة وحدها لا تعطينا كمية الشغل المستفاد من الطاقة.
فعلى سبيل المثال يوجد في محيطات العالم طاقة مخزونة هائلة. ولكن نظرا لأن درجة حرارة البحار تساوي تقريبا درجة حرارة الجو، فلا يمكننا الاستفادة من الطاقة المخزونة في البحار. لهذا يصبح من المناسب طبقا للمعادلة (1):
إنتروبيا لماذا الإنتروبيا ؟
بالاستعانة «بالتغير في كمية حرارة »  النظام ودرجة الحرارة T.
(في المعادلة (1) تعني  تغير الإنتروبي وهو عبارة عن نسبة الحرارة المنتقلة  بين وسطين إلى درجة الحرارة المطلقة ).
صاغ العالم رودولف كلاوسيوس معادلة الإنتروبيا هذه وتبين له أنه يمكن تحويل كمية من الحرارة إلى شغل ميكانيكي خلال دورة حيث تنتقل الحرارة من درجة حرارة عالية إلى وسط ذو درجة حرارة منخفضة، وأنه كلما زادت درجة الحرارة الابتدائية في آلة كلما زادت كمية الشغل المكتسبة من فرق درجتي الحرارة الابتدائية والنهائية. (انظر دورة كارنو).
وفي مثالنا السابق عن محرك احتراق داخلي يشتعل الوقود داخل أسطوانة المحرك وتصل درجة حرارة الغاز المحترق بين 2000 و2500 درجة مئوية ويخرج من المحرك وتكون درجة حرارته النهائية قد انخفضت إلى نحو 800 درجة مئوية، ويخرج كغاز عادم. وباستخدام معادلات كلاوسيوس يمكننا تقدير كمية الشغل الناتج الذي يعطيه المحرك على أفضل الشروط.
إنتروبيا لماذا الإنتروبيا ؟
الطاقة التي زودنا بها المحرك عن طريق الوقود كان لها إنتروبي منخفض بينما حرارة العادم فلها إنتروبي عالي. وعن طريق تعيين الفرق بينهما يمكننا حساب الشغل المكتسب. وطبقا ل القانون الثاني للديناميكا الحرارية يقول أنه في دورة عكوسية يكون الإنتروبي ثابتا، بينما في دورة غير عكوسية فلا بد له من أن يزداد. هذا مايقوله القانون الثاني للديناميكا الحرارية، وهو يعادل المقولة:
«في عملية متساوية درجة الحرارة (T = ثابتة)، والتي تزداد خلالها الطاقة الحرة () يمكن اكتساب شغل بحد أقصى قدره ».
(ملحوظة: هنا تعني A الشغل، وغالبا ما يرمز له بالرمز W. كذلك تستخدم بعض الكتب الفرق في الطاقة الداخلية
 في تلك المعادلة بدلا من الفرق في الطاقة الحرة ).
إنتروبيا تاريخ المصطلح
سنة 1865 استعمل العالم رودولف كلاوسيوس مصطلح الإنتروبي وقدم التعريف التالي لها:
حيث T هي درجة الحرارة وQ مقدار الطاقة الحرارية وS مقدار الإنتروبي. ويمكن تحويل هذه المعادلة لتأخذ بعين الاعتبار قيمة الشغل وذلك عن طريق دالة الكمون الدينامي الحراري التي تعطي عن اعتماد الطاقة الداخلية لنظام على إنتروبيا S النظام وحجمه V:
وعندما نقوم بحساب التفاضل الكامل للطاقة الداخلية نحصل على:
و إذا استعنا بالصيغة التفاضلية للقانون الأول للديناميكا الحرارية:
حيث  هو العمل (أو الشغل)الضائع، وعلى هذا الأساس يمكن كتابة المعادلة التي تعرف الإنتروبية بالطريقة التالية:
إنتروبيا تاريخ المصطلح
من المعادلة نرى أن قيمة الإنتروبية تزداد إذا قمنا بتزويد النظام بالطاقة الحرارية أو تقل الإنتروبيا عند سحب حرارة منه. كما أنه مع تزايد قيمة الشغل الضائع تتزايد الإنتروبية (العمل الضائع دائما موجب). كما أنه يمكن أن نقرأ من هذه المعادلة أنه بالنسبة لنظام أدياباتي (أي لا يمكنه تبادل طاقة حرارية أو مادة مع المحيط) أو نظام مغلق (لا يتبادل طاقة حرارية ولا عمل مع المحيط) فإن الإنتروبية لا يمكنها إلا أن تزداد. حيث أنه مثلا لا يمكن لكوب معزول حراريا تحصل فيه عملية اختلاط غير قابلة للعكس بين سائلين إلا أن تزداد فيه الإنتروبية.
و تعتبر الإنتروبية متغير حر في الكمون الدينامي حراري مثل الضغط ودرجة الحرارة التي تصف الخواص المجهرية للنظام التي يمكن قياسها معمليا.
إنتروبيا تاريخ المصطلح
يوجد ارتباط مهم بين الإنتروبية ومقدار الطاقة الداخلية في النظام التي لا يمكن تحويلها لعمل. ففي أي عملية عندما يعطي النظام طاقة بمقدار ΔE، وتنخفض إنتروبيته بمقدار ΔS فإن مقدارا TR ΔS من هذه الطاقة على الأقل يذهب طبيعيا لمحيط النظام بشكل حرارة غير قابلة للاستعمال، وإلا فإن العملية لن تستمر. (TR هي حرارة المحيط الخارجي للنظام، الذي لا يمكن أن يكون بنفس درجة حرارة النظام T ).
سنة 1865 اقترح لودفيغ بولتزمان تعريفا آخرا للإنتروبيا طبقاً للترموديناميكا الإحصائية.. حسب بولتزمان تعتبر الإنتروبية مقياسا لاحتمال وجود حالة فزيائية معينة في نظام (احتمال وجود جسيمات النظام في مستوي طاقة معينة). وقد صاغ ذلك في القانون التالي:
و لفهم هذه المعادلة يمكننا تخيل نظام يتكون من جزيئين A وB وأن النظام يحتوي على 3 كوانتات من الطاقة فإن الحالة الترموديناميكية تتكون من موقع الجزيء في النظام ولنقل مثلا أنه هناك موقعين ممكنين مثلا كأن يكون الجزيء A في الموقع م1 وB في الموقع م2 أو العكس أي أن هناك احتمالين لموقع الجزيئات ثم هناك أربع احتمالات لتوزيع كوانتات الطاقة على الجزيئات (مما يعطينا في المجموع ثمانية حالات ترموديناميكية للنظام وإذا اعتبرنا أن جميع الحالات لها نفس احتمال الحدوث فإن قيمة الإنتروبية تعادل
عامة يمكن اعتبار المعادلة التالية للإنتروبية:
حيث  هو الكمون الكميائي، p الضغط، T الحرارة، n عدد مولات مادة معينة في النظام. وانطلاقا من هذه المعادلة يمكن أن نرى أن الإنتروبية مهمة جداً لتعريف مصطلح التوازن الترمودينامي. حيث أنه في حالة التوازن الترمودينامي والتي هي الحالة التي يتوق ويحاول أي نظام أن يصل إليها نجد أن القوى الترمودينامية قد اختفت (المعاملات بين القوسين في المعادلة أعلاه) أي أن يكون للنظام نفس الضغط كمحيطه ونفس درجة الحرارة ونفس الكمون الكميائي أو التركيز.
ولعل من المعادلات المهمة في سياق ذكر الأنتروبية ما يعرف بعلاقات ماكسويل:
و التي يمكن أن نستنتج منها عدة علاقات أخرى مثل:
إنتروبيا الإنتروبيا والديناميكا الحرارية
تسمي عملية دورية مثالية يمكن عكسها بدون فقد للطاقة بسبب الاحتكاك دورة عكسية. وغالبا يبقي الانتروبيا ثابتا خلال تلك العملية، أي
، ومثال على تلك العملية عملية الانضغاط والتمدد الأدياباتي في دورة كارنو. تتكون دورة كارنو من عدة عمليات من الانضغاط والتمدد متتالية تحدث جميعها عند ثبات الإنتروبيا، مثال عملي عليها دورة محرك احتراق داخلي مع ملاحظة أن دورة كارنو مثالية ولا تصل إليها كفاءة الدورات العملية.
نفترض عملية دورية: عند درجة حرارة  تكتسب كمية حرارة مقدارها
ثم تصدر كمية حرارة  عند درجة حرارة
، فيعتبر الإنتروبيا لم يتغير عندما يكون:
طالما كانت اكتساب الحرارة وإصدار الحرارة خلال العملية يمكن أن يتم عكسيا.
بذلك يمكن حساب القدرة العظمى لطاقة الدورة
 وبالتالي حساب الحد الأقصي للشغل.
يبين الكوب على اليسار اختلاط لون بني في الماء. يكون توزيع اللون في الماء أولا غير منتظما، وبعد انقضاء فترة زمنية نجد أن الماء يكتسب لونا متوزعا بالتساوي.
إنتروبيا الإنتروبيا والديناميكا الحرارية
فيمكن اعتبار الإنتروبية مقياس لعدم التأكد، هو مقياس «لعدم الانتظام». فبينما يبدو المحلول في الكوب اليميني مخلوطا بعناية، يتضح أن توزيع حبيبات اللون فيه توزيعا عشوائيا، وهذا معناه أن إنتروبية النظام قد زادت عن إنتروبية السائل في الكوب اليساري. نجد في الكوب اليساري عدة مناطق يعلو فيها تركيز اللون في الماء وأخرى ذات تركيز أقل، بل نجد أيضا مناطق لم يصلها اللون بعد.
ويمكننا حساب الإنتروبية للمخلوط. وقد بين جوزيه غيبس أن الإنتروبية تزيد أيضا عند خلط الماء بالماء، وهذا ما يسمى تناقض جيبس.
فإن توزيع جزيئات اللون في البدء يكون أقل من توزيعها في ماء الكوب بأكمله، ذلك لأن جزيئات اللون تحتل أماكن قليلة في الماء. أما في الكوب اليميني فقد توزعت في كل ماء الكوب. لذلك تكون أنتروبية المحلول في الكوب اليميني أكبر. أي أن مع الوقت يصل توزيع جزيئات اللون في الماء توزيعا متساويا.
يبقي الانتروبيا تابتا لا يتغير عندما يمكن اتمام العملية بطريقة يمكن عكسها. ولكن تغير حالة نظام عمليا يكون دائما مصحوبا بفقد في الطاقة (مثل الاحتكاك) ولذلك تزيد خلالها إنتروبية النظام.
وليس من الممكن خفض كل الإنتروبية في نظام مغلق منعزل، ولكن يمكن أن خفض الإنتروبية في بعض أماكن النظام، بشرط زيادة الانتروبية في أماكن أخرى للنظام. مثال على ذلك التبلور ونشأة الحياة.
إنتروبيا مثال
في تجربة جاي لوزاك الموصفة في الشكل المجاور، ما هو التغير في مقدار إنتروبية النظام ؟
بما أن الإنتروبية هي أحد الصفات التي تصف حالة نظام معين فهي لا تتغير بتغير المسار. فبدلا من إزالة الحاجز يمكن أزاحة الحائل إلى اليمين حتى يشغل الغاز الحجم الكلي. فإذا اعتبرنا أزاحة قصيرة جدا، يزداد الحجم المشغول بالغاز بمقدار
,
ويزداد الإنتروبية بالمقدار:
ينتج مع أخذ  و في الاعتبار، حيث نقوم بتغيير الحجم فقط:
وينتج لحالة النظام عند اعتبار غاز مثالي (حيث N هو عدد ذرات الغاز):
ونظرا لأخذنا في المثال أعلاه  من الذرات، نحصل على:
نكون أكثر واقعية عندما نعتبر مثلا 1 مول من الغاز، أي يكون عدد الذرات كبيرا:
إنتروبيا تعيين الإنتروبيا
تعتبر إنتروبيا نظام ترموديناميكي من الكميات التي لا يمكن قياسها بسهولة. ولكن يمكن التغلب على ذلك عن طريق التوليف بين الطرق العملية والطرق النظرية، فنحصل على قيم للإنتروبيا قريبة من الحقيقة. فعند درجة حرارة منخفضة يبين لنا نموذج ديباي أن السعة الحرارية الذرية
Cv للمواد الصلبة تتناسب مع مكعب درجة الحرارة T3، وأنها تصل إلى الصفر عند درجة الصفر المطلق وذلك في حالة البلورة المنتظمة. ونستطيع قياس السعة الحرارية لمادة عمليا عند درجات حرارة مختلفة حتى درجات حرارة منخفضة جدا.
تعطي منحنيات بيانية قيم الحرارة النوعية Cp/T واعتمادها على درجة الحرارة T للمواد عندما تكون في نفس الطور. وتُمد البيانات المعينة عمليا عند درجات حرارة منخفضة إلى درجة الصفر المطلق باستخدام نموذج ديباي.
إنتروبيا تعيين الإنتروبيا
نرمز للإنتروبيا عند درجة الصفر المطلق بالرمز S0 وعندها تكون مساوية للصفر. ولتعيين الإنتروبيا عند درجة حرارة معينة نقوم بتعيين المساحة تحت منحنى الإنتروبيا الذي عيناه بين الصفر المطلق ودرجة الحرارة المطلوبة، فتكون مساوية لها. ومع أن نموذج ديباي يعطي Cv بدلا عن Cp,
فإن الفرق بينهما عند درجات حرارة قريبة من الصفر المطلق (0 كلفن) يكون صغيرا جدا ويمكن اهماله.
نرمز للقيمة المطلقة لإنتروبي مادة في حالتها القياسية عند درجة الحرارة المرجعية 298.15 كلفن (25 درجة مئوية) بالرمز S°298. ويزداد الإنتروبي بزيادة درجة الحرارة، ويختل بعض الشيء عند درجة تحول طوري. ويكون التغير في الإنتروبي (ΔS°) عند درجة تحول الطور العادية مساويا لحرارة التحول مقسومة على درجة حرارة التحول. وطبقا لتعريف النظام الدولي للوحدات يقاس الإنتروبي بوحدة جول/(مول.كلفن (أي جول/مول/كلفن).
إنتروبيا مثال حسابي
نفترض نظاما معزولا لا يتبادل طاقة أو كتلة مع الوسط المحيط، في مثل هذا الوسط من المستحيل أن ينخفض الإنتروبي. وليكن مثالنا عبارة عن 1 كيلوجرام من الماء عند درجة حرارة 10 مئوية، فيكون الإنتروبي له ,
وعند درجة حرارة 20 مئوية تكون إنتروبيته
,
و عند 30 درجة مئوية تصبح إنتروبيته
C .
نقوم بإضافة 1 كيلوجرام ماء بارد، درجة حرارته 10 مئوية مع 1 كيلوجرام ماء دافيئ تبلغ درجة حرارته 30 مئوية، فيختلطان في الحال وينتج لدينا 2 كيلوجرام ماء تبلغ درجة حرارته 20 درجة مئوية. يحدث الخلط في التو والحال لأن الإنتروبي الابتدائي (151 + 437 = 588) كان أقل من الإنتروبي النهائي (297 + 297 = 594). ولا يمكن عكس تلك العملية لأن إنتروبي مخلوط الماء (2 كيلوجرام) الذي يبلغ 594 جول/كلفن لا بد وأن يهبط عند الفصل إلى 588 جول/كلفن، وهذا يتعارض مع القانون الثاني للديناميكا الحرارية.
إنتروبيا حساب الإنتروبي واستخدام الجداول
يمكن تعيين الإنتروبي المولي (إنتروبي 1 مول من المادة) Smol عند درجة حرارة معينة
T2 ضغط ثابت p باستحدام الحرارة النوعية المولية (cp(T وإجراء التكامل بين درجة الصفر المطلق ودرجة الحرارة T2:
حيث ln T اللوغاريتم الطبيعي لدرجة الحرارة.
تأتي إلى ذلك الإنتروبي مقدرا الإنتروبي إضافي في حالة تواجد تغير لطور المادة عن أي درجة حرارة بين الصفر المطلق ودرجة الحرارة النهائية (مثل إنتروبي تحول سائل إلى غاز أو إنتروبي عملية انصهار أو إنتروبي تبلور). وطبقا لماكس بلانك يكون إتنروبي مادة صلبة متبلورة نقية عند الصفر المطلق مساوية للصفر (وأما لمخلوط فيعتبر لها إنتروبي معين عند الصفر المطلق).
عند الظروف القياسية يوجد ما يسمى بالإنتروبي القياسي S0 للمادة. فمثلا عند درجة حرارة 25 درجة مئوية وضغط 1 ضغط جوي فقد حسبت إنتروبية المواد بالفعل وجدولت في جداول لتسهيل استخدامها. وطبقا للمعاملة الإحصائية فإن الحرارة النوعية للمادة ترتبط بإنتروبيته: أي أن حرارة نوعية عالية تعني أن جزيئ المادة يستطيع أن يخزن مقداراً كبيرا من الطاقة.
إنتروبيا حساب الإنتروبي واستخدام الجداول
في تفاعل كهركيميائي نحصل على أنتروبي التفاعل ∆S من التغير في القوة الدافعة الكهربائية dE مع درجة الحرارة:
(حيث:z = عدد الشحنات على أيون و F = ثابت فاراداي).
(بالنسبة إلى مخلوط حقيقي لا بد من إضافة جزء للإنتروبي يعود إلى قوي (تجاذب أو تنافر) قد تواجدت بين الجزيئات بعضها البعض أثناء الخلط).
في حالة تكوّن جزيئات جديدة خلال تفاعل كيميائي فنجد أن إنتروبية النظام تصل إلى نهاية عظمي عند حالة التوازن، التي تحدث بين تركيز المواد الناتجة من التفاعل وتركيز المواد الداخلة في التفاعل.
ويمكن حساب ثابت التوازن K بواسطة تعيين الفروق في قيم الإنتروبي القياسي ∆S0 للمواد المشتركة في التفاعل:
إنتروبيا حساب الإنتروبي واستخدام الجداول
وتعني ∆ التغير عن اكتمال التفاعل. وعن طريقها يمكننا معرفة عما إذا كان التفاعل سيحدث تلقائيا أم لا (مثل سريان تفاعل كيميائي، أو ذوبان مادتين، أو انتشار مادتين في مخلوط، أو سريان عملية أزموزية)، وتقدير شدة سريان العملية، والتي هي مقدار تزايد الإنتروبي الكلي بين الحالة الأولى وحالة التوازن. ويحدث تزايد الإنتروبي تلقائيا بسبب الحركة المستمرة للجزيئات.
وباختصار: يمكننا حساب الإنتروبي القياسي لكل مادة عن طريق حساب منحنى تغير الحرارة النوعية للمادة مع درجة الحرارة. وتمكننا معرفة قيم الإنتروبي المقيدة في الجداول الخاصة (بالإضافة إلى إنثالبي التفاعل) استنتاج ثابت معدل التفاعل.
فلاديمير لينين
فلاديمير إيليتش أوليانوف (22 أبريل 1870 - 21 يناير 1924)، المعروف باسم فلاديمير لينين، كان ثوريًا روسيًا، ومنظرًا سياسيًا. شغل منصب أول رئيس لحكومة روسيا السوفيتية من عام 1917 حتى وفاته في 1924، وأصبح أول رئيس للاتحاد السوفيتي بعد تأسيسه في 1922. بصفته أحد مؤسسي وزعماء البلاشفة، قاد لينين ثورة أكتوبر التي أسست أول دولة اشتراكية في العالم، وقاد حكومته إلى الانتصار في الحرب الأهلية الروسية، مما مهد الطريق لإقامة دولة الحزب الواحد تحت سيطرة الحزب الشيوعي. من الناحية الأيديولوجية، كان لينين ماركسيًا، وعُرفت تطويراته الفكرية بمسمى اللينينية.