Енталпија

Енталпија је мера тоталне енергије термодинамичког система. Она се састоји од унутрашње енергије, која је енергија неопходна да би се формирао систем, и количине енергије потребне да би се обезбедио простор за систем потискивањем његове околине, и успоставили његова запремина и притисак. It is a state function used in many measurements in chemical, biological, and physical systems at a constant pressure, which is conveniently provided by the large ambient atmosphere. The pressure–volume term expresses the work required to establish the system's physical dimensions, i.e. to make room for it by displacing its surroundings. The pressure-volume term is very small for solids and liquids at common conditions, and fairly small for gases. Therefore, enthalpy is a stand-in for energy in chemical systems; bond, lattice, solvation and other "energies" in chemistry are actually enthalpy differences. As a state function, enthalpy depends only on the final configuration of internal energy, pressure, and volume, not on the path taken to achieve it.

Топлота (енталпија) стварања једињења се односи на један мол супстанце на температури од 25°C и притиску од 101,3 kPa. Под топлотом (енталпијом) стварања подразумева се топлотни ефекат реакције при којој настаје 1 mol сложене супстанце из простих супстанци. Укупна промена енталпије је стална и не зависи од тога да ли се реакција одиграва у једном степену или више степена, ако се полази од истих компонената и добијају исти производи реакције са истим агрегатним стањем. Топлотни ефекат реакције (или промена енталпије реакције) једнак је алгебарском збиру енталпије стварања производа умањеном за суму стварања полазних супстанци (реактаната).

The unit of measurement for enthalpy in the International System of Units (SI) is the joule. Other historical conventional units still in use include the calorie and the British thermal unit (BTU).

The total enthalpy of a system cannot be measured directly because the internal energy contains components that are unknown, not easily accessible, or are not of interest in thermodynamics. In practice, a change in enthalpy is the preferred expression for measurements at constant pressure, because it simplifies the description of energy transfer. When transfer of matter into or out of the system is also prevented and no electrical or shaft work is done, at constant pressure the enthalpy change equals the energy exchanged with the environment by heat.

In chemistry, the standard enthalpy of reaction is the enthalpy change when reactants in their standard states (p = 1 bar; usually T = 298 K) change to products in their standard states. This quantity is the standard heat of reaction at constant pressure and temperature, but it can be measured by calorimetric methods even if the temperature does vary during the measurement, provided that the initial and final pressure and temperature correspond to the standard state. The value does not depend on the path from initial to final state since enthalpy is a state function.

Enthalpies of chemical substances are usually listed for 1 bar (100 kPa) pressure as a standard state. The temperature does not have to be specified, but tables generally list the standard heat of formation at 25 °C (298 K). For endothermic (heat-absorbing) processes, the change ΔH is a positive value; for exothermic (heat-releasing) processes it is negative.

The enthalpy of an ideal gas is independent of its pressure or volume, and depends only on its temperature, which correlates to its thermal energy. Real gases at common temperatures and pressures often closely approximate this behavior, which simplifies practical thermodynamic design and analysis.

Дефиниција

Енталпија H термодинамичког система дефинише се као збир његове унутрашње енергије и производа његовог притиска и запремине:

H = U + pV,

где је U унутрашња енергија, p притисак, а V запремина система.

Енталпија је екстензивно својство; она је пропорционална величини система (за хомогене системе). Као интензивно својство, специфична енталпија h = H/m се односи на јединицу масе m система, а моларна енталпија H_m је H/n, где је н број молова. За нехомогене системе енталпија је збир енталпија саставних подсистема:

$H=\sum _{k}H_{k},$

где је

H је укупна енталпија свих подсистема,

k се односи на различите подсистеме,

H_k се односи на енталпију сваког подсистема.

Затворени систем може лежати у термодинамичкој равнотежи у статичком гравитационом пољу, тако да његов притисак p стално варира с надморском висином, док је, због захтева равнотеже, његова температура T инваријантна са висином. (Сходно томе, густина гравитационе потенцијалне енергије система такође варира с надморском висином.) Тада сума енталпије постаје интеграл:

$H=\int (\rho h)\,dV,$

где је

ρ („ро”) је густина (маса по јединици запремине),

h је специфична енталпија (енталпија по јединици масе),

(ρh) претставља густину енталпије (енталпија по јединици запремине),

dV означава инфинитезимално мали елемент запремине унутар система, на пример, запремину инфинитезимално танкког хоризонталног слоја,

интеграл стога представља збир енталпија свих елемената запремине.

Енталпија затвореног хомогеног система је његова енергетска функција H(S,p), са својом ентропијом S[p] и притиском p као променљивим природног стања. Диференцијални однос за њега може се извести на следећи начин. Полази се од првог закона термодинамике за затворене системе за бесконачно мали процес:

$dU=\delta Q-\delta W,$

где је

𝛿Q мала количина топлоте додата систему,

𝛿W мала количина рада коју систем обавља.

У хомогеном систему у коме се разматрају само реверзибилни процеси или чисти пренос топлоте, други закон термодинамике даје 𝛿Q = T dS, при чему је T апсолутна температура, а dS бесконачно мала промена ентропије S система. Надаље, ако је изведено само pV рада, 𝛿W = p dV. Консеквентно,

$dU=T\,dS-p\,dV.$

Додајући d(pV) са обе стране овог израза добија се

$dU+d(pV)=T\,dS-p\,dV+d(pV),$

или

$d(U+pV)=T\,dS+V\,dp.$

Стога је

$dH(S,p)=T\,dS+V\,dp.$

Карактеристичне функције

Енталпија, H(S[p], p, {N_i}), изражава термодинамику система у енергетској репрезентацији. Као функција стања, њени аргументи укључују и једну интензивну и неколико екстензивних променљивих стања. За променљиве стања S[p], p и {N_i} се каже да су природне променљиве стања у овом приказу. Оне су погодне за описивање процеса у којима су одређенe факторима окружењa. На пример, када се виртуелна честица атмосферског ваздуха помери на другу надморску висину, притисак који је окружује се мења, а процес је често толико брз да је премало времена за пренос топлоте. Ово је основа такозване адијабатске апроксимације која се користи у метеорологији.

Коњугирано са енталпијом, са овим аргументима, друга карактеристична функција стања термодинамичког система је његова ентропија, као функција, S[p](H, p, {N_i}), исте листе променљивих стања, осим што је ентропија, S[p], у листи замењена енталпијом, H. Изражава ентропијску репрезентацију. За променљиве стања H, p, и {N_i} се каже да су природне променљиве стања у овом приказу. Оне су погодне за описивање процеса у којима се експериментално контролисане. На пример, H и p се могу контролисати омогућавањем преноса топлоте и променом само спољног притиска на клипу који подешава запремину система.

Физичко тумачење

Израз U је енергија система, а израз pV се може тумачити као рад који би био потребан да би се „направило места“ за систем ако би притисак околине остао константан. Када се систем, на пример са n мола гаса запремине V при притиску p и температури T, створи или доведе у садашње стање од апсолутне нуле, енергија се мора испоручити једнака његовој унутрашњој енергији U плус pV, где је pV рад обављен при потискивању притиска околине (атмосфере).

У физици и статистичкој механици може бити од већег интереса да се проучавају унутрашња својства система константне запремине и стога се користи унутрашња енергија. У хемији се експерименти често изводе при константном атмосферском притиску, а рад притиска-запремине представља малу, добро дефинисану размену енергије са атмосфером, тако да је ΔH одговарајући израз за топлоту реакције. За топлотни мотор, промена његове енталпије након пуног циклуса једнака је нули, будући да су коначно и почетно стање једнаки.

Однос са топлотом

Да би се расправљало о односу између повећања енталпије и снабдевања топлотом, фокус се враћа на први закон у затвореним системима, уз физичку конвенцију знака: dU = δQ − δW, где се топлота δQ доводи кондукцијом, зрачењем, Џуловим загревањем, или трењем услед мешања вратилом са лопатицама или спољним магнетним пољем које делује на унутрашњи ротор (што је рад у околини, али доприноси загревању система). Он се примењује на посебан случај са константним притиском на површини. У овом случају рад је дат са p dV (где је p притисак на површини, dV је повећање запремине система). Случајеви електромагнетне интеракције великог домета захтевају додатне варијабле стања у њиховој формулацији и овде се не разматрају. У овом случају први закон гласи:

$dU=\delta Q-p\,dV.$

Што се може записати као,

$dH=dU+d(pV).$

те је

$dH=\delta Q+V\,dp+p\,dV-p\,dV$

$\,\,=\delta Q+V\,dp.$

Ако је систем под константним притиском, dp = 0, те је консеквентно повећање енталпије система једнако додатој или испуштеној топлоти:

$dH=\delta Q.$

Због тога се у 19. веку користио сада застарели израз садржај топлоте.

Литература

• Dalton, J.P. (1909). „Researches on the Joule–Kelvin effect, especially at low temperatures. I. Calculations for hydrogen” (PDF). KNAW Proceedings. 11: 863—873. Bibcode:1908KNAB...11..863D. 
• Haase, R. (1971). Jost, W., ур. Physical Chemistry: An Advanced Treatise. New York: Academic. стр. 29. 
• Gibbs, J. W. The Collected Works of J. Willard Gibbs, Vol. I (1948 изд.). New Haven, CT: Yale University Press. стр. 88. 
• Howard, I. K. (2002). „H Is for Enthalpy, Thanks to Heike Kamerlingh Onnes and Alfred W. Porter”. J. Chem. Educ. 79 (6): 697—698. Bibcode:2002JChEd..79..697H. doi:10.1021/ed079p697. 
• Laidler, K. (1995). The World of Physical Chemistry. Oxford: Oxford University Press. стр. 110. 
• Kittel, C.; Kroemer, H. (1980). Thermal Physics. New York: S. R. Furphy & Co. стр. 246. 
• DeHoff, R. (2006). Thermodynamics in Materials Science. CRC Press. ISBN 9780849340659. 
• Guggenheim, E. A. (1959). Thermodynamics. Amsterdam: North-Holland Publishing Company. 
• Moran, M. J.; Shapiro, H. N. (2006). Fundamentals of Engineering Thermodynamics (5th изд.). John Wiley & Sons. стр. 511. ISBN 9780470030370. 

Спољашње везе

• Енталпија
• Први закон термодинамике
• Пример израчунавања енталпије