Енталпија
From Wikipedia, the free encyclopedia
Енталпија је мера тоталне енергије термодинамичког система.[1] 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.[2][3] То је функција стања која се користи у многим мерењима у хемијским, биолошким и физичким системима при константном притиску, што погодно обезбеђује велика амбијентална атмосфера. Израз притисак-запремина изражава рад потребан за утврђивање физичких димензија система, односно да му се направи место померањем околине.[4] Члан притиска-запремине је веома мали за чврсте материје и течности у уобичајеним условима, а прилично мали за гасове. Због тога је енталпија користи за енергију у хемијским системима; веза, решетка, солвација и друге „енергије” у хемији су заправо енталпијске разлике. Као функција стања, енталпија зависи само од коначне конфигурације унутрашње енергије, притиска и запремине, а не од пута којим се то постиже.
Топлота (енталпија) стварања једињења се односи на један мол супстанце на температури од 25 °C и притиску од 101,3 . Под топлотом (енталпијом) стварања подразумева се топлотни ефекат реакције при којој настаје 1 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).
Мерна јединица за енталпију у Међународном систему јединица (СИ) је џул. Друге историјске конвенционалне јединице које се још увек користе укључују калорије и британску топлотну јединицу (БТУ).
Укупна енталпија система не може се директно измерити, јер унутрашња енергија садржи компоненте које су непознате, нису лако доступне или нису од интереса за термодинамику. У пракси је промена енталпије пожељан израз за мерења при константном притиску, јер то поједностављује опис преноса енергије. Када је такође онемогућен пренос материје у систем или ван њега, и не врши се електрични или механички рад, при константном притиску промена енталпије једнака је енергији која се топлотом размењује са околином.
У хемији, стандардна енталпија реакције је промена енталпије када се реактанти у својим стандардним стањима (p = 1 bar; обично T = 298 K) промене у производе у својим стандардним стањима.[5] Ова величина је стандардна топлота реакције при константном притиску и температури, али се може мерити калориметријским методама чак и ако температура варира током мерења, под условом да почетни и крајњи притисак и температура одговарају стандардном стању. Вредност не зависи од путање од почетног до коначног стања јер је енталпија функција стања.
Енталпије хемијских супстанци су обично наведене за притисак од 1 bar (100 kPa) као стандардно стање. Температура не мора бити наведена, али табеле генерално наводе стандардну топлоту стварања на 25 °C (298 K). За ендотермне (апсорбовање топлоте) процесе, промена ΔH је позитивна вредност; за егзотермне (ослобађање топлоте) процесе је негативан.
Енталпија идеалног гаса је независна од његовог притиска или запремине и зависи само од његове температуре која је у корелацији са његовом топлотном енергијом. Прави гасови на уобичајеним температурама и притисцима често се приближавају овом понашању, што поједностављује практично термодинамичко пројектовање и анализу.