Entalpia este o funcție de caracterizare termodinamică. Cum se află entalpia unei reacții

Entalpia este energia inerentă unui sistem specific care se află în echilibru termodinamic cu parametri constanți (presiunea și entropia).

Entropia este o caracteristică a ordinii unui sistem termodinamic.

ENTALPIE(din grecescul enthalpo - I căldură), o funcție cu valoare unică H a stării unui sistem termodinamic cu parametri independenți de entropie S și presiune p, este legată de energia internă U prin relația H = U + pV, unde V este volumul sistemului. La constanta p, modificarea entalpiei este egală cu cantitatea de căldură furnizată sistemului, motiv pentru care entalpia este adesea numită funcție termică sau conținut de căldură. Într-o stare de echilibru termodinamic (la constante p și S), entalpia sistemului este minimă.

Entropia este o măsură a dezordinei, o măsură a omogenității, o măsură a amestecului și o măsură a simetriei.

Puțini oameni de știință au înțeles acest concept......... De obicei, așa cum s-a spus la figurat, aceasta este o măsură a haosului sistemului... Adică, se dovedește că haosul poate fi ordonat. Adică permite să distingem procesele reversibile de cele ireversibile....... Pentru procesele reversibile, entropia este maximă și constantă...... iar pentru cele ireversibile crește. Vă dau un articol...... Baza termodinamicii este diferența dintre două tipuri de procese - reversibile și ireversibile. Un proces reversibil este un proces care poate merge atât înainte, cât și înapoi, iar atunci când sistemul revine la starea inițială, nu apar modificări. Orice alt proces se numește ireversibil. Legile programului de cercetare mecanicistă clasică sunt reversibile. Odată cu apariția termodinamicii, fizica a inclus ideea de ireversibilitate a proceselor, ceea ce indică limitele aplicabilității unei descrieri dinamice a fenomenelor.

Entropia (greacă: în și rotație, transformare) este una dintre principalele. concepte ale fizicii clasice, introduse în știință de R. Clausius. Din vedere macroscopică. Energia exprimă capacitatea energiei de a se transforma: cu cât un sistem are mai multă energie, cu atât mai puțină energie conținută în el este capabilă de transformare. Cu ajutorul conceptului de E. se formulează unul dintre principiile principale. legile fizice - legea creșterii energiei, sau a doua lege a termodinamicii, care determină direcția transformărilor energetice: într-un sistem închis, energia nu poate scădea. Atingerea maximului E. caracterizează apariția unei stări de echilibru, în care transformări energetice ulterioare nu mai sunt posibile - toată energia s-a transformat în căldură și a apărut o stare echilibru termic.

Scurtă recenzie

Legea Zero

Prima lege

De asemenea, poate fi definită ca:: cantitatea de căldură furnizată unui sistem izolat este cheltuită în efectuarea lucrărilor și schimbarea energie interna

A doua lege

A treia lege

Pe scurt, se postulează că entropia este o „dependentă de temperatură” și duce la formularea ideii de zero absolut.

Legea a patra (preliminar)

Orice sistem de neechilibru are astfel de proprietăți, numite cinetice, care determină caracteristicile cursului proceselor de neechilibru în direcția indicată de a doua lege a termodinamicii și de care nu depind forțele termodinamice care conduc aceste procese de neechilibru.

Principiile termodinamicii

Legea zero a termodinamicii

Legea zero a termodinamicii este numită astfel deoarece a fost formulată după ce prima și a doua lege au devenit concepte științifice consacrate. Afirmă că un sistem termodinamic izolat, în timp, trece spontan într-o stare de echilibru termodinamic și rămâne în el pentru o perioadă nedefinită de timp, dacă conditii externe sunt păstrate neschimbate. Se mai numește și principiul general Echilibrul termodinamic presupune prezența echilibrului mecanic, termic și chimic, precum și a echilibrului de fază, în sistem. Termodinamica clasică postulează doar existența unei stări de echilibru termodinamic, dar nu spune nimic despre timpul necesar pentru a o atinge.

În literatura de specialitate, prevederile privind proprietățile echilibrului termic sunt adesea incluse în principiul zero. Echilibrul termic poate exista între sisteme separate printr-o partiție fixă ​​permeabilă la căldură, adică o partiție care permite sistemelor să facă schimb de energie internă, dar nu permite trecerea substanței. Postulatul tranzitivității echilibrului termic afirmă că, dacă două corpuri separate printr-o astfel de partiție (diatermă) sunt în echilibru termic între ele, atunci orice al treilea corp care este în echilibru termic cu unul dintre aceste corpuri va fi, de asemenea, în echilibru termic cu celălalt corp.

Cu alte cuvinte, dacă două sisteme închise AȘi B aduse în contact termic între ele, apoi după realizarea echilibrului termodinamic întregul sistem A+B sisteme AȘi B vor fi într-o stare de echilibru termic între ele. Mai mult, fiecare dintre sisteme AȘi Bînsuși se află, de asemenea, într-o stare de echilibru termodinamic. Atunci dacă sistemele BȘi C sunt în echilibru termic, apoi sistemele AȘi C sunt, de asemenea, în echilibru termic între ele.

În limbile străine și literatura tradusă, postulatul despre tranzitivitatea echilibrului termic este adesea numit începutul zero, iar poziția privind atingerea echilibrului termodinamic poate fi numită începutul „minus primul”. Importanța postulatului tranzitivității constă în faptul că ne permite să introducem o anumită funcție a stării sistemului care are proprietățile empiric temperatura, adică să creeze instrumente pentru măsurarea temperaturii. Egalitatea temperaturilor empirice măsurate folosind un astfel de dispozitiv, un termometru, este o condiție pentru echilibrul termic al sistemelor (sau părți ale aceluiași sistem).

Prima lege a termodinamicii

Prima lege a termodinamicii exprimă legea universală de conservare a energiei în raport cu problemele de termodinamică și exclude posibilitatea creării unui motor perpetuu de primul fel, adică un dispozitiv capabil să lucreze fără cheltuieli corespunzătoare de energie.

Energie interna U Un sistem termodinamic poate fi schimbat în două moduri, lucrând la el sau prin schimb de căldură cu mediul. Prima lege a termodinamicii spune că căldura primită de sistem duce la creșterea energiei interne a sistemului și pentru a efectua lucru de către acest sistem, care poate fi scris ca δQ = δA + dU. Aici dU- diferența totală a energiei interne a sistemului, δQ este cantitatea elementară de căldură transferată în sistem și δA- infinitezimal sau elementar munca efectuată de sistem. Deoarece munca și căldura nu sunt funcții de stare, ci depind de modul în care sistemul trece de la o stare la alta, se folosește o notație cu simbolul δ pentru a sublinia că δQȘi δA- sunt marimi infinitezimale care nu pot fi considerate diferentiale ale vreunei functii.

Semne când δQȘi δAîn relația de mai sus exprimă acordul că munca efectuată de sistem și căldura primită de sistem sunt considerate pozitive, acceptate în majoritatea lucrări moderne asupra termodinamicii.

Dacă sistemul efectuează numai lucrări mecanice din cauza unei modificări a volumului său, atunci lucrarea elementară se scrie ca δA = PdV, Unde dV- creșterea volumului. În procesele cvasistatice această muncă este egală cu munca forțe externe peste sistemul luat cu semnul opus: δA intern = –δA extern, dar pentru procesele non-cvasi-statice această relație nu este valabilă. ÎN caz general munca elementară se scrie ca o sumă δA = A 1 da 1 +A 2 da 2 + ... , Unde A 1 ,A 2 , ... - funcţiile parametrilor A 1 ,A 2 , ... și temperaturi T, numit prin forţe generalizate .

Lucrarea asociată cu schimbarea cantității de substanță din sistem (lucrare chimică) poate fi separată de expresia generală pentru muncă într-un termen separat.

A doua lege a termodinamicii

A doua lege a termodinamicii stabilește restricții asupra direcției proceselor care pot avea loc în sistemele termodinamice și exclude posibilitatea creării unei mașini cu mișcare perpetuă de al doilea fel. De fapt, Sadi Carnot ajunsese deja la acest rezultat în eseul său „On forta motrice foc și despre mașini capabile să dezvolte această forță”. Cu toate acestea, Carnot s-a bazat pe conceptele teoriei calorice și nu a oferit o formulare clară a celei de-a doua legi a termodinamicii. Acest lucru a fost făcut în 1850-1851 independent de Clausius și Kelvin. Există mai multe formulări diferite, dar în același timp echivalente, ale acestei legi.

Postulatul lui Kelvin: „Un proces circular este imposibil, al cărui singur rezultat ar fi producerea de muncă prin răcirea rezervorului de căldură”. Un astfel de proces circular se numește procesul Thomson-Planck și se postulează că un astfel de proces este imposibil.

Postulul lui Clausius: „Căldura nu se poate transfera spontan de la un corp mai puțin încălzit la un corp mai încălzit”. Un proces în care nu are loc nicio altă schimbare în afară de transferul de căldură de la un corp rece la unul fierbinte se numește procesul Clausius. Postulatul afirmă că un astfel de proces este imposibil. Căldura se poate transfera spontan doar într-o singură direcție, de la un corp mai încălzit la unul mai puțin încălzit, iar un astfel de proces este ireversibil.

Luând ca postulat imposibilitatea procesului Thomson-Planck, se poate demonstra că procesul Clausius este imposibil, iar invers, din imposibilitatea procesului Clausius rezultă că este imposibil și procesul Thomson-Planck.

Un corolar al celei de-a doua legi a termodinamicii, postulat în formulările de mai sus, ne permite să introducem o altă funcție a stării termodinamice pentru sistemele termodinamice. S, numită entropie, astfel încât diferența sa totală pentru procesele cvasi-statice este scrisă ca dS=δQ/T. Împreună cu temperatura și energia internă, introduse în principiile zero și primul, entropia constituie un set complet de mărimi necesare descrierii matematice a proceselor termodinamice. Doar două dintre cele trei mărimi menționate, pe care termodinamica le adaugă listei de variabile utilizate în fizică, sunt independente.

A treia lege a termodinamicii

A treia lege a termodinamicii sau teorema lui Nernst afirmă că entropia oricărui sistem de echilibru, pe măsură ce temperatura se apropie de zero absolut, încetează să mai depindă de orice parametri de stare și tinde către o anumită limită. De fapt, conținutul teoremei lui Nernst include două prevederi. Prima dintre ele postulează existența unei limite a entropiei pe măsură ce se apropie de zero absolut. Valoarea numerică a acestei limite este de obicei considerată egală cu zero, prin urmare în literatura de specialitate se spune uneori că entropia unui sistem tinde spre zero pe măsură ce temperatura tinde spre 0 K. A doua propoziție a teoremei lui Nernst afirmă că toate procesele aproape de zero absolut care transferă sistemul de la o stare de echilibru la altele apar fără o modificare a entropiei.

Valorile zero ale temperaturii și entropiei la zero absolut sunt acceptate ca convenții convenabile pentru eliminarea ambiguității în construirea unei scale pentru mărimile termodinamice. Valoarea temperaturii zero servește ca punct de referință pentru construirea unei scale de temperatură termodinamică. Se numește entropia care devine zero la temperatura zero absolută entropia absolută. Manualele de mărimi termodinamice oferă adesea valori ale entropiei absolute la o temperatură de 298,15 K, care corespund unei creșteri a entropiei atunci când o substanță este încălzită de la 0 K la 298,15 K.

Entalpie este o proprietate a unei substanțe care indică cantitatea de energie care poate fi transformată în căldură.

Entalpie este o proprietate termodinamică a unei substanțe care indică nivel de energie, păstrat în structura sa moleculară. Aceasta înseamnă că, deși o substanță poate avea energie bazată pe , nu toată ea poate fi transformată în căldură. O parte a energiei interne rămâne mereu în substanțăși își menține structura moleculară. O parte a unei substanțe este inaccesibilă atunci când temperatura ei se apropie de temperatură mediu inconjurator. Prin urmare, entalpie este cantitatea de energie disponibilă pentru a fi convertită în căldură la o anumită temperatură și presiune. Unități de entalpie- Unitate termică britanică sau joule pentru energie și Btu/lbm sau J/kg pentru energie specifică.

Cantitatea de entalpie

Cantitate entalpia materiei pe baza temperaturii date. Această temperatură- aceasta este valoarea aleasă de oamenii de știință și ingineri ca bază pentru calcule. Este temperatura la care entalpia unei substanțe este zero J. Cu alte cuvinte, substanța nu are energie disponibilă care să poată fi transformată în căldură. Această temperatură este diverse substanțe diferit. De exemplu, această temperatură a apei este punctul triplu (0 °C), azot -150 °C și agenți frigorifici pe bază de metan și etan -40 °C.

Dacă temperatura unei substanțe este mai mare decât temperatura dată sau se schimbă starea în stare gazoasă la o anumită temperatură, entalpia este exprimată ca număr pozitiv. În schimb, la o temperatură sub o anumită entalpie a unei substanțe este exprimată număr negativ. Entalpia este utilizată în calcule pentru a determina diferența de niveluri de energie între două stări. Acest lucru este necesar pentru a configura echipamentul și a determina acțiune utilă proces.

Entalpie adesea definit ca energia totală a materiei, deoarece este egală cu suma energiei sale interne (u) în această stareîmpreună cu capacitatea sa de a face treaba (pv). Dar, în realitate, entalpia nu indică energia totală a unei substanțe la o temperatură dată peste zero absolut (-273°C). Prin urmare, în loc să definească entalpie ca căldură totală a unei substanțe, este definită mai precis ca cantitatea totală de energie disponibilă a unei substanțe care poate fi transformată în căldură.
H = U + pV

Entalpie(funcția termică, conținutul de căldură) - potențial termodinamic care caracterizează starea sistemului în echilibru termodinamic la alegerea presiunii, entropiei și a numărului de particule ca variabile independente.

Entalpie este o proprietate termodinamică a unei substanțe care indică nivelul de energie stocat în structura sa moleculară. Aceasta înseamnă că, deși o substanță poate avea energie bazată pe temperatură și presiune, nu toată ea poate fi transformată în căldură. O parte din energia internă rămâne întotdeauna în substanță și își menține structura moleculară. O parte din energia cinetică a unei substanțe este de neatins atunci când temperatura ei se apropie de temperatura mediului. După cum urmează, entalpia este cantitatea de energie disponibilă pentru a fi convertită în căldură la o anumită temperatură și presiune. Unitățile de entalpie sunt J/kg pentru energie specifică.

Toate reacțiile chimice sunt însoțite de eliberarea (exotermă) sau absorbția (endotermă) de căldură. Căldura de reacție se măsoară prin modificarea entalpiei ΔH, care corespunde schimbului de căldură la presiune constantă. În cazul reacțiilor exoterme, sistemul pierde căldură și ΔH este o valoare negativă. În cazul reacțiilor endoterme, sistemul absoarbe căldură și ΔH este o valoare pozitivă.

Este convenabil să se utilizeze entalpia unui sistem în cazurile în care presiunea p și temperatura T sunt alese ca variabile independente care determină starea sistemului.

Entalpia este adesea definită ca energia totală a unei substanțe deoarece este egală cu suma energiei sale interne (u) într-o stare dată împreună cu capacitatea sa de a lucra (pv). Cu toate acestea, în realitate, entalpia nu arată energia totală a unei substanțe la o anumită temperatură peste zero absolut (-273 ° C). După cum urmează, în loc să se definească entalpia ca fiind căldura totală a unei substanțe, aceasta este definită mai precis ca cantitatea totală de energie disponibilă a unei substanțe care poate fi transformată în căldură.

unde V este volumul sistemului.

Diferenţial de entalpie totală (at număr constant particule ale sistemului și alți parametri macroscopici ai sistemului) are forma:

Starea echilibrată a sistemului în criteriile de constanță a lui S și p corespunde unei valori mici a entalpiei. Atunci când corpurile sunt izolate termic (în criteriul p = const), entalpia se păstrează, motiv pentru care se numește uneori conținut de căldură sau funcție termică. Condiția pentru conservarea entalpiei constă, și anume, în baza teoriei efectului Joule-Thomson, care a găsit un element fundamental uz practic la lichefierea gazelor. Termenul " entalpie„a fost propus de H. Kamerlingh Onnes.

În timpul reacțiilor chimice, căldura este absorbită sau eliberată în mediu. Acest schimb de căldură între o reacție chimică și mediul înconjurător se numește entalpie, sau H. Cu toate acestea, entalpia nu poate fi măsurată direct, așa că este obișnuit să se calculeze modificarea temperaturii ambiante (notat ∆H). ∆H arată că în timpul reactie chimica căldura este eliberată în mediu (reacție exotermă) sau căldură este absorbită (reacție endotermă). Entalpia se calculează după cum urmează: ∆H = m x s x ∆T, unde m este masa reactanților, s este capacitatea termică a produsului de reacție, ∆T este modificarea temperaturii ca rezultat al reacției.

Pași

Rezolvarea problemelor de entalpie

Identificați reactanții și produșii reacției. Orice reacție chimică are reactanți și produși de reacție. Produs de reacție este creat ca urmare a interacţiunii reactivilor. Cu alte cuvinte, reactanții sunt ingredientele din rețetă, iar produsul reacției este fel de mâncare gata. Pentru a găsi ∆H al unei reacții, trebuie să cunoașteți reactanții și produșii reacției.

• De exemplu, este necesar să se găsească entalpia reacției de formare a apei din hidrogen și oxigen: 2H 2 (hidrogen) + O 2 (oxigen) → 2H 2 O (apă). În această reacție H 2Și O2- reactivi, și H2O- produs de reacție.

1. Determinați masa totală a reactivilor. Apoi, trebuie să calculați masa reactanților. Dacă nu le puteți cântări, atunci calculați greutatea moleculară pentru a găsi cea reală. Greutatea moleculară este o constantă care poate fi găsită în tabelul periodic Tabel periodic sau în alte tabele de molecule și compuși. Înmulțiți masa fiecărui reactant cu numărul de moli.

   • În exemplul nostru, reactanții hidrogen și oxigen au greutăți moleculare 2 g și, respectiv, 32 g. Deoarece folosim 2 moli de hidrogen (coeficientul din reacția chimică înainte de hidrogenul H2) și 1 mol de oxigen (nici un coeficient înainte de O2 înseamnă 1 mol), masa totală a reactanților se calculează după cum urmează:
     2 × (2 g) + 1 × (32 g) = 4 g + 32 g = 36 g

2. Determinați capacitatea termică a produsului. Apoi, determinați capacitatea termică a produsului de reacție. Fiecare moleculă are o anumită capacitate termică, care este constantă. Găsiți această constantă în tabelele din manualul dvs. de chimie. Există mai multe unități pentru măsurarea capacității termice; în calculele noastre vom folosi J/g°C.

   • Rețineți că, dacă aveți mai mulți produși de reacție, va trebui să calculați capacitatea de căldură a fiecăruia și apoi să le adăugați pentru a obține entalpia întregii reacții.
   • În exemplul nostru, produsul de reacție este apa, care are o capacitate de căldură 4,2 J/g°C.

3. Găsiți modificarea temperaturii. Acum vom găsi ∆T - diferența de temperatură înainte și după reacție. Din temperatura inițială (T1), scade temperatura finală (T2). Scara Kelvin (K) este folosită cel mai adesea în probleme de chimie (deși scara Celsius (°C) va da același rezultat).

   • În exemplul nostru, să presupunem că temperatura de reacție inițială a fost de 185 K, iar după reacție a devenit 95 K, ceea ce înseamnă că ∆T se calculează după cum urmează:
     ∆T = T2 – T1 = 95 K - 185 K = -90 K

4. Aflați entalpia folosind formula ∆H = m X s x ∆T. Dacă m este masa reactanților, s este capacitatea termică a produsului de reacție și ∆T este modificarea temperaturii, atunci se poate calcula entalpia reacției. Înlocuiți valorile în formula ∆H = m X s x ∆T și obținem entalpia. Rezultatul este calculat în Jouli (J).

   • În exemplul nostru, entalpia este calculată după cum urmează:
     ∆H = (36 g) × (4,2 JK - 1 g - 1) × (-90 K) = -13608 J

5. Determinați dacă energia este eliberată sau absorbită în timpul reacției în cauză. Unul dintre cele mai comune motive pentru a calcula ∆H în practică este acela de a afla dacă o reacție va fi exotermă (eliberarea căldurii și reducerea propriei energie) sau endotermă (absorbția căldurii din mediu și creșterea propriei energie). Dacă valoarea ∆H este pozitivă, atunci reacția este endotermă. Dacă este negativă, atunci reacția este exotermă. Cu cât valoarea absolută a ∆H este mai mare, cu atât mai multă energie este eliberată sau absorbită. Fii atent dacă intenționezi să conduci experienta practica: În timpul reacțiilor cu entalpie mare, poate apărea o eliberare mare de energie și dacă se produce rapid, poate duce la o explozie.

   • În exemplul nostru, rezultatul final a fost -13608 J. Înainte de valoarea entalpiei semn negativ, ceea ce înseamnă că reacția exotermic. Gazele fierbinți (sub formă de abur) H 2 și O 2 trebuie să elibereze ceva căldură pentru a forma o moleculă de apă, adică reacția pentru formarea H 2 O este exotermă.

   Estimarea entalpiei

   1. Calculați energiile de legătură pentru a estima entalpia. Aproape toate reacțiile chimice duc la ruperea unor legături și la formarea altora. Energia ca urmare a reacției nu apare de nicăieri și nu este distrusă: este energia care este necesară pentru a rupe sau a forma aceste legături. Prin urmare, modificarea entalpiei întregii reacții poate fi estimată destul de precis prin însumarea energiilor acestor legături.

      Utilizați entalpia de formare pentru a estima entalpia. Entalpia de formare permite calcularea ∆H prin calcularea reacțiilor de formare a reactanților și a produselor. Dacă se cunoaște entalpia de formare a produselor de reacție și a reactanților, atunci puteți estima entalpia în ansamblu prin adăugare, ca în cazul energiei discutate mai sus.

   2. Nu uitați de semnele din fața valorilor entalpiei. Când calculați entalpia de formare, întoarceți formula pentru determinarea entalpiei de reacție a produsului, iar semnul entalpiei ar trebui să se schimbe. Cu alte cuvinte, dacă inversați formula, semnul entalpiei ar trebui să se schimbe în cel opus.

      • În exemplu, rețineți că reacția de formare pentru produsul C2H5OH este scrisă invers. C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0,5O 2 adică C 2 H 5 OH se descompune și nu este sintetizat. Prin urmare, semnul entalpiei într-o astfel de reacție este pozitiv, 228 kJ/mol, deși entalpia de formare a C 2 H 5 OH este -228 kJ/mol.

   Observarea entalpiei în timpul experimentului

   1. Luați un recipient curat și turnați apă în el. Nu este greu să vezi principiile entalpiei în acțiune - doar fă un experiment simplu. Este important ca rezultatul experimentului să nu fie afectat de contaminanți străini, astfel încât recipientul trebuie spălat și sterilizat. Oamenii de știință folosesc recipiente speciale închise numite calorimetre pentru a măsura entalpia, dar un pahar de sticlă sau un balon se descurcă bine. Umpleți recipientul cu curat apă de la robinet temperatura camerei. Este recomandabil să efectuați experimentul într-o cameră răcoroasă.

      • Pentru experiment, este recomandabil să folosiți un recipient mic. Vom lua în considerare entalpia reacției apei cu Alka-Seltzer, prin urmare, decât mai putina apa este folosit, cu atât va fi mai evidentă schimbarea temperaturii.

Când lucrați cu orice calcule, calcule și faceți prognoze ale diferitelor fenomene legate de ingineria termică, toată lumea se confruntă cu conceptul de entalpie. Dar pentru persoanele a căror specialitate nu se referă la ingineria energiei termice sau care întâlnesc doar superficial astfel de termeni, cuvântul „entalpie” va inspira frică și groază. Deci, să ne dăm seama, este totul atât de înfricoșător și de neînțeles?

Pentru a spune simplu, termenul entalpie se referă la energia care este disponibilă pentru conversie în căldură la o presiune constantă. Conceptul de entalpie tradus din greacă înseamnă „căldură”. Adică formula care conține suma elementară a energiei interne și a muncii efectuate se numește entalpie. Această valoare este notă cu litera i.

Dacă notăm cele de mai sus mărimi fizice, transformați și deduceți formula, obțineți i = u + pv (unde u este energia internă; p, u sunt presiunea și volumul specific al fluidului de lucru în aceeași stare pentru care este luată valoarea energiei interne). Entalpia este o funcție aditivă, adică entalpia întregului sistem este egală cu suma tuturor părților sale constitutive.

Termenul „entalpie” este complex și cu mai multe fațete.

Dar dacă încerci să-l înțelegi, atunci totul va deveni foarte simplu și clar.

• În primul rând, pentru a înțelege ce este entalpia, merită să știți definiție generală, ceea ce am făcut.
• În al doilea rând, merită să găsiți mecanismul pentru apariția acestei unități fizice, înțelegerea de unde a venit.
• În al treilea rând, trebuie să te conectezi cu ceilalți. unități fizice, care sunt indisolubil interconectate cu ele.
• Și, în sfârșit, în al patrulea rând, trebuie să te uiți la exemple și formule.

Ei bine, mecanismul de funcționare este clar. Trebuie doar să citiți și să înțelegeți cu atenție. Ne-am ocupat deja de termenul „entalpie” și i-am dat și formula. Dar imediat apare o altă întrebare: de unde această formulă și de ce este legată, de exemplu, entropia de energia și presiunea internă?

Esența și sensul

Pentru a încerca să înțelegeți semnificația fizică a conceptului de „entalpie”, trebuie să cunoașteți prima lege a termodinamicii:

energia nu dispare în nicăieri și nu ia naștere din nimic, ci doar trece de la un tip la altul în cantități egale. Un exemplu în acest sens este tranziția căldurii (energia termică) în energie mecanică și invers.

Trebuie să transformăm ecuația primei legi a termodinamicii în forma dq = du + pdv = du + pdv + vdp – vdp = d(u + pv) – vdp. De aici vedem expresia (u + pv). Această expresie este numită entalpie (formula completă a fost dată mai sus).

Entalpia este, de asemenea, o mărime de stare, deoarece componentele u (tensiune) și p (presiune), v (volum specific) au valori specifice pentru fiecare mărime. Știind acest lucru, prima lege a termodinamicii poate fi rescrisă ca: dq = di – vdp.

În termodinamica tehnică, se folosesc valorile entalpiei, care sunt calculate de la un zero acceptat convențional. Toate valori absolute Aceste cantități sunt foarte greu de determinat, deoarece pentru aceasta este necesar să se ia în considerare toate componentele energiei interne ale unei substanțe atunci când starea acesteia se schimbă de la O la K.

Formula și valorile entalpiei au fost date în 1909 de omul de știință G. Kamerlingh-Onnes.

În expresie, i este entalpia specifică pentru întreaga masă corporală, entalpia totală este notată cu litera I conform sistemului universal de unități, entalpia se măsoară în Jouli pe kilogram;

Funcții

Entalpia („E”) este una dintre funcțiile auxiliare, datorită căreia calculele termodinamice pot fi simplificate semnificativ. De exemplu, o cantitate mare procesele de alimentare cu căldură în ingineria energiei termice (în cazane cu abur sau camera de ardere turbine cu gazȘi motoare cu reactie, precum și în schimbătoarele de căldură) se efectuează la presiune constantă. Din acest motiv, valorile entalpiei sunt de obicei date în tabelele cu proprietăți termodinamice.

Condiția pentru conservarea entalpiei stă, în special, la baza teoriei Joule-Thomson. Sau un efect care și-a găsit aplicații practice importante în lichefierea gazelor. Deci entalpia este energie totală sistem extins, reprezentând suma energiei interne și externă - energia potențială a presiunii. Ca orice parametru de stare, entalpia poate fi determinată de orice pereche de parametri de stare independenți.

De asemenea, pe baza formulelor de mai sus, putem spune: „E” al unei reacții chimice este egal cu suma entalpiilor de ardere a substanțelor inițiale minus suma entalpiilor de ardere a produselor de reacție.
În general, o schimbare a energiei unui sistem termodinamic nu este o conditie necesara pentru a modifica entropia acestui sistem.

Deci, aici ne-am uitat la conceptul de „entalpie”. Este demn de remarcat faptul că „E” este indisolubil legat de entropia, despre care puteți citi și mai târziu.