Kas ir entalpija?
Entalpija ir siltuma daudzums, ko termodinamiskā sistēma atbrīvo vai absorbē no apkārtējās vides, kad tā atrodas pastāvīgā spiedienā, termodinamiskās sistēmas izprotot jebkuru objektu.
Fizikā un ķīmijā entalpija ir termodinamisks lielums, kura mērvienība ir Džoils (J) un to apzīmē ar burtu H.
Formula entalpijas aprēķināšanai ir:
H = E + PV
Kur:
- H ir entalpija.
- E ir termodinamiskās sistēmas enerģija.
- P ir termodinamiskās sistēmas spiediens.
- V ir tilpums.
Šajā formulā spiediena reizinājums ar tilpumu (PV) ir vienāds ar mehānisko darbu, kas tiek piemērots sistēmai.
Tāpēc entalpija ir vienāda ar termodinamiskās sistēmas enerģiju plus tai pielietoto mehānisko darbu.
Tomēr sistēmas entalpiju var izmērīt tikai tajā brīdī, kad notiek enerģijas izmaiņas. Variācija, ko apzīmē ar zīmi Δ, rada jaunu formulu:
∆H = ∆E + P∆V
Tas nozīmē, ka entalpijas izmaiņas (∆H) ir vienādas ar enerģijas izmaiņām (∆E) plus sistēmai pielietoto mehānisko darbu (P∆V).
Entalpija nāk no grieķu valodas enthálpō, kas nozīmē pievienot vai pievienot siltumu. Pirmo reizi šo terminu izdomāja holandiešu fiziķis Heike Kamerlingh Onnes, Nobela prēmijas fizikā laureāts 1913. gadā.
Entalpijas veidi
Atkarībā no iesaistītajām vielām un procesiem ir vairāki entalpijas veidi. Kad process ietver enerģijas atbrīvošanu, tā ir eksotermiska reakcija, savukārt enerģijas uztveršana nozīmē, ka tā ir endotermiska reakcija.
Pamatojoties uz iepriekš minēto, entalpijas iedala:
Veidošanās entalpija
Tā ir enerģija, kas nepieciešama vielas mola veidošanai no elementiem, kas to veido. Atgādinām, ka mols ir vielas mērvienība, kas ekvivalenta 6,023x1023 atomi vai molekulas.
Veidošanās entalpijas piemērs ir skābekļa (O) un ūdeņraža (H) savienojums, veidojot ūdeni (H2O), kura enerģijas vai entalpijas variācijas (ΔH) ir -285 820 KJ / mol.
Reakcijas entalpija
Tā ir enerģija, ko atbrīvo ķīmiskā reakcija pastāvīgā spiedienā.
Reakcijas entalpijas piemērs ir metāna (CH4) veidošanās no oglekļa (C) un ūdeņraža (H) savienojuma:
C + 2H2 → CH4
Skatīt arī ķīmisko reakciju.
Risinājuma entalpija
Tas attiecas uz vielas atdoto vai absorbēto siltuma daudzumu, kad tā izšķīst ūdens šķīdumā.
Šķīduma entalpijas piemērs ir tas, kas notiek, izšķīdinot sērskābi (H2DR4) ūdenī (H2VAI). Skābes izdalītās enerģijas daudzums ir tik liels, ka tas ir šķīdums, kas jāizmanto ar noteiktiem drošības pasākumiem.
Neitralizācijas entalpija
Tieši enerģija tiek uztverta vai izdalīta, kad skābe un bāze sajaucas, neitralizējot viens otru.
Neitralizācijas entalpijas piemērs tas ir tad, kad mēs sajaucam etiķskābi (CH₃COOH) ar bikarbonātu (NaHCO₃).
Skatīt arī Skābes un bāzes.
Degšanas entalpija
Tā ir enerģija, kas izdalās, kad viens mols organiskās vielas reaģē ar gaisā esošo skābekli un izdala oglekļa dioksīdu (CO2).
Degšanas entalpijas piemērs ir propāna gāzes (C3H8), kas atbrīvo enerģiju, ko izmanto kā mājsaimniecības degvielu:
C3H8 + 5 O2 → 3CO2+ 4H2VAI
Bezmaksas 2044 x 103 KJ / mol
Entalpijas izmaiņas (ΔH) = -2,044x10 3 KJ / mol
Skatīt arī Degšana.
Sabrukšanas entalpija
Tas ir siltuma vai enerģijas daudzums, kas izdalās, kad vielas mols sadalās vienkāršākos elementos.
Sadalīšanās entalpijas piemērs ir tad, kad ūdeņraža peroksīds vai ūdeņraža peroksīds sadalās, veidojot ūdeni un skābekli:
2H2VAI2→ 2H2O + O2
Izdalās 96,5KJ / mol
Entalpijas izmaiņas (ΔH) = 96,5KJ / mol
Izšķīšanas entalpija
Tas attiecas uz siltuma vai enerģijas daudzumu, ko viela uztver vai no tā atsakās, kad šķīdumam pievieno vairāk ūdens.
Izšķīšanas entalpijas piemērs Tas ir tad, kad ūdenim pievienojam pulverveida mazgāšanas līdzekli.
Skatīt arī ķīmisko šķīdumu.
Fāzes maiņas entalpija
Tas attiecas uz enerģijas apmaiņu, kas notiek, kad elements maina stāvokli (cieto, šķidro vai gāzveida). Šajā ziņā mums ir:
- Kodolsintēzes entalpija: entalpijas izmaiņas pārejā no cieta stāvokļa uz šķidru stāvokli
- Sublimācijas entalpija: entalpijas izmaiņas pārejā no cietās uz gāzi.
- Iztvaikošanas entalpija: pāreja no šķidruma uz gāzi.
Fāzes maiņas entalpijas piemērs Tas notiek ūdens ciklā, jo, pārejot no šķidruma uz gāzveida vai cietu stāvokli (vai kādu no to iespējamām kombinācijām), ūdens atbrīvo vai absorbē enerģiju. Šajā gadījumā enerģijas izmaiņas ūdens pārejā no šķidruma uz gāzi 100 ° C temperatūrā ir vienādas ar 40,66 KJ / mol.
Skatīt arī:
- Endotermiska reakcija.
- Eksotermiska reakcija.
Kam domāta entalpija
Entalpiju izmanto, lai precīzi izmērītu enerģijas variācijas, kas rodas sistēmā enerģijas uzņemšanas vai izlaišanas laikā laikā.
Entalpija ir sarežģīts termodinamikas jēdziens, ko ikdienā izmanto reti, jo mēs neaprēķinām enerģiju, kas nepieciešama, piemēram, tējas ūdens sildīšanai. Tomēr ar ikdienas piemēru ir iespējams saprast, kā tas darbojas.
Kad mēs vārām ūdeni, tā temperatūra pakāpeniski paaugstinās, līdz tā sasniedz vārīšanās temperatūru (100 ° C). Šajā gadījumā mēs runājam par negatīvu entalpiju, jo termodinamiskajai sistēmai bija jāņem enerģija no vides, lai paaugstinātu tās temperatūru.
No otras puses, kad mēs ļaujam tam pašam ūdenim nedaudz atdzist pēc vārīšanas, tā temperatūra sāk pakāpeniski pazemināties bez ārējas iejaukšanās. Šajā gadījumā tā ir pozitīva entalpija, jo enerģija tiek izlaista vidē.
Entalpija un entropija
Entropija ir fizisks lielums, kas mēra enerģijas daudzumu sistēmā, kas nav pieejama. Aprēķinot šo lielumu, ir iespējams uzzināt traucējumu vai haosa pakāpi sistēmas struktūrā.
Attiecību starp entalpiju un entropiju nosaka sistēmas līdzsvars. Pie zemākas entalpijas (enerģijas apmaiņas) sistēmai ir tendence līdzsvarot; bet tajā pašā laikā entropija palielinās, jo sistēmā ir lielāka haosa iespējamība.
Savukārt minimālā entropija nozīmē zemāku haosa līmeni, un tāpēc enerģijas apmaiņa (entalpija) būs lielāka.
