Изменение энтальпии системы. Что такое энтальпия

В роли постоянного давления обычно выступает атмосферное. Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния.Внутренняя энергия представляет собой сумму кинетической и потенциальной энергий всей системы. Она является основой для уравнения энтальпии. Энтальпия представляет собой сумму , умноженного на объем системы, и равна:H=U+pV, где p - давление в системе, V - объем системы.Вышеуказанная применяется для расчета энтальпии в том случае, когда даны все три величины: давление, объем и внутренняя энергия. Однако, далеко не всегда энтальпия рассчитывается таким образом. Помимо него, существует еще несколько способов вычисления энтальпии.

Зная свободную энергию и энтропию, можно вычислить энтальпию . Свободная энергия, или энергия Гиббса, представляет собой часть энтальпии системы, на превращение в работу, и равна разности энтальпии и температуры, умноженной на энтропию:ΔG=ΔH-TΔS (ΔH, ΔG, ΔS - приращения величин)Энтропия в данной формуле является мерой неупорядоченности частиц системы. Она возрастает при увеличении температуры T и давления. При ΔG<0 процесс идет самопроизвольно, при ΔG>0 - не идет.

Кроме того, энтальпия также рассчитывается исходя из уравнения химической . Если дано уравнение химической реакции вида A+B=C, то энтальпию можно определить по формуле:dH=dU+ΔnRT, где Δn=nk-nн (nk и nн - число молей продуктов реакции и исходных веществ)При изобарном процессе энтропия равна изменению теплоты в системе: dq=dH.При постоянном давлении энтальпия равна:H=∫СpdTВ случае, если энтальпийный и энтропийный уравновешивают друг друга, приращение энтальпии равно произведению температуры на приращение энтропии:ΔH=TΔS

Источники:

• как вычислить изменение энтропии в реакции

Чтобы количество тепла , полученного или отданного веществом, необходимо найти его массу, а также изменение температуры. По таблице удельных теплоемкостей найти эту величину для данного материала, а затем рассчитать количество теплоты по формуле. Определить количество теплоты, выделяемой при сгорании топлива, можно, узнав его массу и удельную теплоту сгорания. Та же ситуация с плавлением и испарением.

Вам понадобится

• Для определения количества теплоты возьмите калориметр, термометр, весы, таблицы тепловых свойств веществ.

Инструкция

Расчет количества отданной или полученной телом.Измерьте массу тела на весах в килограммах, затем измерьте температуру и нагрейте его, максимально ограничив контакт в внешней средой, снова измерив температуру. Для этого используйте термоизолированный сосуд (калориметр). Практически это можно сделать так: возьмите любое тело при комнатной температуре, это и будет ее начальное значение. Затем залейте в калориметр горячую воду и погрузите туда тело. Через некоторое время (не сразу, тело должно нагреться), измерьте температуру воды, она будет равна температуре тела. В таблице удельной теплоемкости найдите эту величину для материала, из которого изготовлено исследуемое тело. Тогда количество теплоты, которое оно , будет произведению удельной теплоемкости на массу тела и его температуры (Q=c m (t2-t1)). Результат будет получен в джоулях. Температуру можно в градусах Цельсия. Если количество теплоты получилось положительное – тело нагревается, если – охлаждается.

Расчет количества теплоты при сгорании топлива. Измерьте массу топлива, которое сгорает. Если жидкое, измерьте его объем и умножьте на плотность, взятую в специальной таблице. Затем в справочной таблице найдите удельную теплоту сгорания данного топлива и умножьте на его массу. Результатом будет количество теплоты, выделившееся при сгорании топлива.

Расчет количества теплоты при плавлении и парообразовании.Измерьте массу плавящегося тела, и удельную теплоемкость плавления для данного вещества из специальной таблицы. Перемножите эти значения и получите количество , поглощаемое телом при плавлении. Это же количество теплоты выделяется телом при кристаллизации.
Чтобы измерить количество теплоты, поглощаемое жидкости, найдите ее массу, а также удельную теплоту парообразования. Произведение этих величин даст количество теплоты, поглощаемое данной жидкостью при испарении. При конденсации выделится точно же количество теплоты, которое поглотилось при испарении.

Видео по теме

Тепловой эффект термодинамической системы появляется вследствие возникновения в ней химической реакции, однако одной из ее характеристик не является. Эта величина может быть определена только при соблюдении некоторых условий.

Инструкция

Понятие теплового а тесно связано с понятием энтальпии термодинамической системы. Это тепловая энергия, которая может быть преобразована в теплоту при достижении определенной температуры и давления. Эта величина характеризует состояние равновесия системы.

Энтальпия - это свойство вещества, указывающее количество энергии, которую можно преобразовать в теплоту.

Энтальпия - это термодинамическое свойство вещества, которое указывает уровень энергии , сохраненной в его молекулярной структуре. Это значит, что, хотя вещество может обладать энергией на основании , не всю ее можно преобразовать в теплоту. Часть внутренней энергии всегда остается в веществе и поддерживает его молекулярную структуру. Часть вещества недоступна, когда его температура приближается к температуре окружающей среды. Следовательно, энтальпия - это количество энергии, которая доступна для преобразования в теплоту при определенной температуре и давлении. Единицы энтальпии - британская тепловая единица или джоуль для энергии и Btu/lbm или Дж/кг для удельной энергии.

Количество энтальпии

Количество энтальпии вещества основано на его данной температуре. Данная температура - это значение, которая выбрано учеными и инженерами, как основание для вычислений. Это температура, при которой энтальпия вещества равна нулю Дж. Другими словами, у вещества нет доступной энергии, которую можно преобразовать в теплоту. Данная температура у различных веществ разная. Например, данная температура воды - это тройная точка (О °С), азота −150°С, а хладагентов на основе метана и этана −40°С.

Если температура вещества выше его данной температуры или изменяет состояние на газообразное при данной температуре, энтальпия выражается положительным числом. И наоборот при температуре ниже данной энтальпия вещества выражается отрицательным числом. Энтальпия используется в вычислениях для определения разницы уровней энергии между двумя состояниями. Это необходимо для настройки оборудования и определения полезного действия процесса.

Энтальпию часто определяют как полную энергию вещества , так как она равна сумме его внутренней энергии (и) в данном состоянии наряду с его способностью проделать работу (pv). Но в действительности энтальпия не указывает полную энергию вещества при данной температуре выше абсолютного нуля (-273°С). Следовательно, вместо того, чтобы определять энтальпию как полную теплоту вещества, более точно определять ее как общее количество доступной энергии вещества, которое можно преобразовать в теплоту.
H = U + pV

Энтальпи́я, также тепловая функция и теплосодержание - термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.

Проще говоря, энтальпия - это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении.

Определением этой величины служит тождество: H=U+PV

Размерность энтальпии-Дж/моль.

В химии чаще всего рассматривают изобарические процессы (P = const), и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса :

В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс, ΔH < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH > 0.

Энтропия

а для самопроизвольных

Зависимость изменения энтропии от температуры выражается законом Кирхгофа:

Для изолированной системы изменение энтропии – критерий возможности самопроизвольного протекания процесса. Если , то процесс возможен; если, то в прямом направлении процесс невозможен; если, то в системе равновесие.

Термодинамические потенциалы. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца.

Дл я характеристики процессов, протекающих в закрытых системах, введем новые термодинамические функции состояния: изобарно-изотермический потенциал (свободная энергия Гиббса G) и изохорно-изотермический потенциал (свободная энергия Гельмгольца F).

Для закрытой системы, в которой осуществляется равновесный процесс при постоянных температуре и объеме, выразим работу данного процесса. Которую обозначим А max (посколько работа процесса, проводимого равновесно, максимальна):

A max =T∆S-∆U

Введем функцию F=U-TS-изохорно-изотермический потенциал, определяющий направление и предел самопроизвольного протекания процесса в закрытой системе, находящейся в изохорно-изотермических условиях и получим:

Изменение энергии Гельмгольца определяется только начальным и конечным состоянием системы и не зависит от характера процесса, поскольку оно определяется двумя функциями состояния: U и S. Напомним, что от способа проведения процесса при переходе системы из начального в конечное состояние может зависеть величина полученной или затраченной работы, но не изменение функции.

Закрытую систему, находящуюся в изобарно- изотермических условиях, характеризует изобарно-изотермический потенциал G:

Дифференциалэнергии Гиббса для системы с постоянным числом частиц, выраженный в собственных переменных - черездавлениеp итемпературуT:

Для системы с переменным числом частиц этот дифференциал записывается так:

Здесь -химический потенциал, который можно определить как энергию, которую необходимо затратить, чтобы добавить в систему ещё одну частицу.

Анализ уравнения ∆G=∆H-T∆S позволяет установить, какой из факторов, составляющих энергию Гиббса, ответственен за направление протекания химической реакции, энтальпийный (ΔH) или энтропийный (ΔS · T).

Если ΔH < 0 и ΔS > 0, то всегда ΔG < 0 и реакция возможна при любой температуре.

Если ΔH > 0 и ΔS < 0, то всегда ΔG > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях.

В остальных случаях (ΔH < 0, ΔS < 0 и ΔH > 0, ΔS > 0) знак ΔG зависит от соотношения ΔH и TΔS. Реакция возможна, если она сопровождается уменьшением изобарного потенциала; при комнатной температуре, когда значение T невелико, значение TΔS также невелико, и обычно изменение энтальпии больше TΔS. Поэтому большинство реакций, протекающих при комнатной температуре, экзотермичны. Чем выше температура, тем больше TΔS, и даже эндотермические реакции становятся осуществляемыми.

Под стандартной энергией Гиббса образования ΔG°, понимают изменение энергии Гиббса при реакции образования 1 моль вещества, находящегося в стандартном состоянии. Это определение подразумевает, что стандартная энергия Гиббса образования простого вещества, устойчивого в стандартных условиях, равна нулю.

Изменение энергии Гиббса не зависит от пути процесса, следовательно можно получать разные неизвестные значения энергий Гиббса образования из уравнений, в которых с одной стороны записанны суммы энергий продуктов реакции, а с другой - суммы энергий исходных веществ.

При пользовании значениями стандартной энергии Гиббса критерием принципиальной возможности процесса в нестандартных условиях принимается условие ΔG° < 0, а критерием принципиальной невозможности - условие ΔG° > 0. В то же время, если стандартная энергия Гиббса равна нулю, это не означает, что в реальных условиях (отличных от стандартных) система будет в равновесии.

Условия самопроизвольного протекания процессов в закрытый системах:

При работе с какими-либо расчётами, вычислениями и выполнении прогноза разнообразных явлений, связанных с теплотехникой, каждый сталкивается с понятием энтальпия. Но для людей, специальность которых не касается теплоэнергетики или которые лишь поверхностно сталкиваются с подобными терминами, слово «энтальпия» будет наводить страх и ужас. Итак, давайте разберёмся, действительно ли всё так страшно и непонятно?

Если попытаться сказать совсем просто, под термином энтальпия понимается энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при некотором постоянном давлении. Понятие энтальпия в переводе с греческого значит «нагреваю». То есть формулу, содержащую элементарную сумму внутренней энергии и произведенную работу, называют энтальпией. Эта величина обозначается буквой i.

Если записать вышесказанное физическими величинами, преобразовать и вывести формулу, то получится i = u + pv (где u – внутренняя энергия; p, u – давление и удельный объем рабочего тела в том же состоянии, для которого взято значение внутренней энергии). Энтальпия - аддитивная функция, т. е. энтальпия всей системы равна сумме всех составляющих её частей.

Термин «энтальпия» сложен и многогранен.

Но если постараться в нём разобраться, то всё пойдёт очень просто и понятно.

• Во-первых, чтобы понять, что же такое энтальпия, стоит узнать общее определение, что мы и сделали.
• Во-вторых, стоит найти мпеханизм появления этой физической единицы, понять, откуда она взялась.
• В-третьих, нужно найти связь с другими физическими единицами, которые неразрывно с ними взаимосвязаны.
• И, наконец, в-четвёртых, нужно посмотреть примеры и формулу.

Ну, что же, механизм работы понятен. Вам лишь нужно внимательно читать и вникать. С термином «Энтальпии» мы уже разобрались, также привели и его формулу. Но тут же возникает ещё один вопрос: откуда взялась эта формула и почему энтропия связана, к примеру, с внутренней энергией и давлением?

Суть и смысл

Для того, чтобы попытаться выяснить физический смысл понятия «энтальпия» нужно знать первый закон термодинамики:

энергия не исчезает в никуда и не возникает из ничего, а лишь переходит из одного вида в другой в одинаковых количествах. Таким примером может служить переход теплоты (тепловой энергии) в механическую энергию, и наоборот.

Уравнение первого закона термодинамики нам нужно преобразить в вид dq = du + pdv = du + pdv + vdp – vdp = d(u + pv) – vdp. Отсюда мы видим выражение (u + pv). Именно это выражение и называется энтальпией (полная формула приводилась выше).

Энтальпия также является величиной состояния, потому что составляющие u (напряжение) и p (давление), v (удельный объём) имеют для каждой величины определенные значения. Зная это, первый закон термодинамики возможно переписать в виде: dq = di – vdp.

В технической термодинамике используются значения энтальпии, которые высчитываются от условно принятого нуля. Все абсолютные значения этих величин весьма трудно определить, так как для этого необходимо учесть все составляющие внутренней энергии вещества при изменении его состояния от О к К.

Формулу и значения энтальпии привёл в 1909 г. учёный Г.Камерлинг-Оннесом.

В выражении i — удельная энтальпия, для всей массы тела полная энтальпия обозначается буквой I, по всемирной системе единиц энтальпия измеряется в Джоулях на килограмм и рассчитывается как:

Функции

Энтальпия («Э») является одной из вспомогательных функций, благодаря использованию которой можно значительно упростить термодинамический расчёт. Так например, огромное количество процессов подвода теплоты в теплоэнергетике (в паровых котлах или камере сгорания газовых турбин и реактивных двигателей, а также в теплообменных аппаратах) осуществляют при постоянном давлении. По этой причине в таблицах термодинамических свойств обычно приводят значения энтальпии.

Условие сохранения энтальпии лежит, в частности, в основе теории Джоуля - Томсона. Или эффекта, нашедшего важное практическое применение при сжижении газов. Таким образом, энтальпия есть полная энергия расширенной системы, представляющая сумму внутренней энергии и внешней – потенциальной энергии давления. Как любой параметр состояния, энтальпия может быть определена любой парой независимых параметров состояния.

Также, исходя из приведённых выше формул, можно сказать: «Э» химической реакции равна сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции.
В общем случае изменение энергии термодинамической системы не является необходимым условием для изменения энтропии этой системы.

Итак, вот мы и разобрали понятие «энтальпии». Стоит отметить, что «Э» неразрывно связана с энтропией, о которой вы также можете прочесть позже.