Entalpija - kas tas ir vienkāršos vārdos. Termodinamikā

Iekšējā enerģija, ķermeņa enerģija, kas ir atkarīga tikai no tā iekšējā stāvokļa. Iekšējās enerģijas jēdziens apvieno visus ķermeņa enerģijas veidus, izņemot tā kustības enerģiju kopumā un potenciālo enerģiju, kas ķermenim var būt, ja tas atrodas dažu spēku laukā (piemēram, gravitācijas spēku lauks).

Entalpija (H) ir vielas īpašība, kas norāda enerģijas daudzumu, ko var pārvērst siltumā.

Entalpija ir vielas termodinamiskā īpašība, kas norāda tās molekulārajā struktūrā uzkrātās enerģijas līmeni.

Tas nozīmē, ka, lai gan vielai var būt enerģija, kuras pamatā ir temperatūra un spiediens, ne visu to var pārvērst siltumā. Daļa iekšējās enerģijas vienmēr paliek vielā un atbalsta to molekulārā struktūra. daļa kinētiskā enerģija viela nav pieejama, kad tās temperatūra tuvojas apkārtējās vides temperatūrai. Tāpēc entalpija ir enerģijas daudzums, kas ir pieejams, lai noteiktā temperatūrā un spiedienā pārvērstos siltumā. Entalpijas vienības - britu siltuma vienība vai džouls enerģijai un J/kg īpatnējai enerģijai.

Izvērstās sistēmas E entalpija jeb enerģija ir vienāda ar gāzes U iekšējās enerģijas un virzuļa potenciālās enerģijas summu ar slodzi Epot = pSx = pV

Tādējādi entalpija noteiktā stāvoklī ir ķermeņa iekšējās enerģijas un tā darba summa, kas jāpatērē, lai ķermenis ar tilpumu V nonāktu vidi, kam ir spiediens p un kas atrodas līdzsvarā ar ķermeni. Sistēmas H entalpijai - līdzīgi kā iekšējai enerģijai - katram stāvoklim ir ļoti specifiska vērtība: ΔH = H2 − H1

Ja sistēma kaut kādā veidā atgriežas sākotnējā stāvoklī (apļveida process), tad jebkura tās parametra izmaiņas ir vienādas ar nulli, un līdz ar to ΔU = 0 un ΔH = 0.

Entropija ir jēdziens, kas pirmo reizi parādījās termodinamikā kā neatgriezeniskas enerģijas izkliedes mērs.

Entropija (S (J/K)) ir saistīta ar vienādi iespējamo mikroskopisko stāvokļu skaitu (W), kas var realizēt noteiktu sistēmas makroskopisko stāvokli, izmantojot vienādojumu.

Kur K ir proporcionalitātes koeficients.

Ideāli pareizi konstruētiem kristāliem pie absolūtās nulles ir viszemākā entropija. Kristāla entropija, kam ir kādi nelīdzenumi, ir nedaudz lielāka.

Paaugstinoties temperatūrai, entropija vienmēr palielinās, un tā palielinās arī tad, kad viela pārvēršas no kristāliska stāvokļa uz šķidru stāvokli, un īpaši pārejot no šķidruma uz gāzveida stāvokli.

Entropija ir atkarīga tikai no sistēmas stāvokļa. Bet attiecības starp entropijas izmaiņām un siltumu ir atkarīgas no procesa norises veida - no tā ātruma.

Ja process ir atgriezenisks un nemainīgā temperatūrā:

Mainīt S = Q(arr)/T. Q(arr) - siltuma daudzums, T - absolūtā temperatūra.

Siltuma jauda un tās veidi.Īpatnējā siltumietilpība ar sauc siltuma daudzumu q, kas nepieciešams, lai vielas daudzuma vienības temperatūru mainītu par vienu grādu:

Ir masa s, tilpums s" un molārās siltumietilpības, kurām ir šādi izmēri: s, J/kg K; s", J/nm 3 K; , J/mol K. Šīs siltuma jaudas ir savstarpēji saistītas ar attiecībām

(1.15)

kur ν о, ρ о, μ – īpatnējais tilpums, blīvums un molekulmasa gāze normālos apstākļos (ρ o = 1,013 · 10 5 Pa, T o = 273 K).

Siltuma jauda ir atkarīga no darba šķidruma fizikālā rakstura, temperatūras un termodinamiskā procesa.

Tehniskajā termodinamikā tos visbiežāk izmanto izobarisks siltuma jauda ar p (pie p = const) un izohorisks ar ν (ja ν = const).

Attiecību starp šīm siltuma jaudām nosaka Mayer attiecība for ideāla gāze:

ar р — ar ν = R, (1.16)

kur R ir gāzes konstante, J/kg K.

Siltuma jaudas atkarība no temperatūras bieži tiek atstāta novārtā, un tad no izteiksmēm tiek atrasts siltuma daudzums izobāriskajos un izohoriskos procesos.

Q p = Ms p (T 2 – T 1) vai q p = c p (T 2 – T 1);

Q ν = Мс ν (Т 2 – Т 1) vai q ν = с ν (Т 2 – Т 1).

No pirmā termodinamikas likuma (1.13) un attiecības (1.14) izteiksmes varam iegūt sakarības iekšējās enerģijas Δu un entalpijas Δh izmaiņu noteikšanai, kas derīgas visiem termodinamiskajiem procesiem:

dq ν = du; du = c ν dT; Δu = u 2 – u 1 = c ν (T 2 – T 1);

dq р = du + рdν = dh; dh = c p dT; Δh = h 2 – h 1 = c p (T 2 – T 1).

Tā kā siltuma jauda mainās atkarībā no temperatūras, atkarībā no temperatūras diapazona, taisnība ar un vidēji ar siltumietilpību. Patiesā siltuma jauda atbilst bezgalīgi mazam temperatūras diapazonam, un vidējais - ierobežots temperatūras izmaiņu diapazons. Galveno gāzu siltuma jaudas ir norādītas atsauces grāmatās, mācību grāmatas atkarībā no temperatūras.

Entalpija. To ievada ar aprēķinu: kopā – H = U + pV jeb īpatnējā vērtība h = u + pν, entalpija attēlo noteiktu enerģiju, kas vienāda ar iekšējās enerģijas summu un spiediena un tilpuma reizinājumu. Entalpijas H mērvienība ir džouls (J) vai h, J/kg. Entalpija ir stāvokļa funkcija. Tā kā izobāriskā procesā dH = dQ, mēs varam teikt, ka entalpija ir izobāriskā procesā piegādātais siltuma daudzums.

Entropija. Entropijas S mērvienība ir J/K un konkrētā vienība s ir J/kg·K. Šī stāvokļa funkcija tiek ieviesta ar aprēķinu un ir pilns diferenciālis Siltuma daudzums termodinamiskā procesā

Ja iedomājamies termodinamisko procesu T-s diagrammā, tad laukums zem procesa līknes raksturo piegādātā vai izņemtā siltuma daudzumu.

Entropiju nevar izmērīt, bet savā fiziskajā nozīmē tā ir siltuma temperatūras vērtības mērs, tā spēja pārvērsties darbā. Var arī teikt, ka entropija raksturo darba zudumu reālo procesu neatgriezeniskuma dēļ (šajā gadījumā entropija palielinās).

Parasti, aprēķinot termodinamiskos procesus, tiek noteiktas nevis u, h, s absolūtās vērtības, bet gan procesa izmaiņas Δu, Δh, Δs.

Strādājot ar jebkuriem aprēķiniem, aprēķiniem un prognozējot dažādas ar siltumtehniku ​​saistītās parādības, ikviens saskaras ar entalpijas jēdzienu. Bet cilvēkiem, kuru specialitāte neattiecas uz siltumenerģētiku vai kuri ar šādiem terminiem saskaras tikai virspusēji, vārds “entalpija” iedvesīs bailes un šausmas. Tātad, izdomāsim, vai tiešām viss ir tik biedējoši un nesaprotami?

Vienkārši sakot, termins entalpija attiecas uz enerģiju, kas ir pieejama pārvēršanai siltumā pie nemainīga spiediena. Entalpijas jēdziens tulkojumā no grieķu valodas nozīmē “siltums”. Tas ir, formulu, kas satur iekšējās enerģijas elementāro summu un paveikto darbu, sauc par entalpiju. Šo vērtību apzīmē ar burtu i.

Ja mēs pierakstām iepriekš minēto fizikālie lielumi, pārveidojot un atvasinot formulu, jūs iegūstat i = u + pv (kur u ir iekšējā enerģija; p, u ir darba šķidruma spiediens un īpatnējais tilpums tajā pašā stāvoklī, kuram tiek ņemta iekšējā enerģijas vērtība). Entalpija ir aditīva funkcija, t.i., visas sistēmas entalpija ir vienāda ar visu tās sastāvdaļu summu.

Termins “entalpija” ir sarežģīts un daudzšķautņains.

Bet, ja jūs mēģināt to saprast, tad viss notiks ļoti vienkārši un skaidri.

• Pirmkārt, lai saprastu, kas ir entalpija, ir vērts zināt vispārīga definīcija, ko mēs arī darījām.
• Otrkārt, ir vērts atrast šīs fiziskās vienības parādīšanās mehānismu, saprotot, no kurienes tā nākusi.
• Treškārt, jums ir jāsazinās ar citiem. fiziskās vienības, kas ar tiem ir nesaraujami savstarpēji saistīti.
• Un visbeidzot, ceturtkārt, jums ir jāaplūko piemēri un formula.

Nu, darbības mehānisms ir skaidrs. Jums tikai rūpīgi jāizlasa un jāsaprot. Mēs jau esam runājuši ar jēdzienu “entalpija”, kā arī esam devuši tā formulu. Taču uzreiz rodas cits jautājums: no kurienes radās šī formula un kāpēc entropija ir saistīta, piemēram, ar iekšējo enerģiju un spiedienu?

Būtība un nozīme

Lai mēģinātu noskaidrot jēdziena “entalpija” fizisko nozīmi, jums jāzina pirmais termodinamikas likums:

enerģija nekur nepazūd un nerodas no nekā, bet tikai vienādos daudzumos pāriet no viena veida uz otru. Piemērs tam ir siltuma (siltuma enerģijas) pāreja mehāniskajā enerģijā un otrādi.

Pirmā termodinamikas likuma vienādojums ir jāpārveido formā dq = du + pdv = du + pdv + vdp – vdp = d(u + pv) – vdp. No šejienes mēs redzam izteiksmi (u + pv). Tieši šo izteiksmi sauc par entalpiju (pilna formula tika dota iepriekš).

Entalpija ir arī stāvokļa lielums, jo komponentiem u (spriegums) un p (spiediens), v (īpatnējais tilpums) katram daudzumam ir noteiktas vērtības. To zinot, pirmo termodinamikas likumu var pārrakstīt šādi: dq = di – vdp.

Tehniskajā termodinamikā tiek izmantotas entalpijas vērtības, kuras aprēķina no parasti pieņemtas nulles. Visas šo daudzumu absolūtās vērtības ir ļoti grūti noteikt, jo šim nolūkam ir jāņem vērā visas vielas iekšējās enerģijas sastāvdaļas, kad tās stāvoklis mainās no O uz K.

Entalpijas formulu un vērtības 1909. gadā sniedza zinātnieks G. Kamerlings Onnes.

Izteiksmē i ir īpatnējā entalpija visai ķermeņa masai, kopējo entalpiju apzīmē ar burtu I saskaņā ar universālo vienību sistēmu, entalpiju mēra džoulos un aprēķina šādi:

Funkcijas

Entalpija (“E”) ir viena no palīgfunkcijām, pateicoties kuras izmantošanai var ievērojami vienkāršot termodinamiskos aprēķinus. Piemēram, milzīgs skaits siltumapgādes procesu siltumenerģētikā (tvaika katlos vai gāzturbīnu un reaktīvo dzinēju sadegšanas kamerā, kā arī siltummaiņos) tiek veikti ar pastāvīgu spiedienu. Šī iemesla dēļ entalpijas vērtības parasti tiek norādītas termodinamisko īpašību tabulās.

Entalpijas saglabāšanas nosacījums jo īpaši ir Džoula-Tomsona teorijas pamatā. Vai arī efekts, kas atrada kaut ko svarīgu praktiska izmantošana sašķidrinot gāzes. Tādējādi entalpija ir paplašinātās sistēmas kopējā enerģija, kas atspoguļo iekšējās enerģijas un ārējās enerģijas - spiediena potenciālās enerģijas - summu. Tāpat kā jebkuru stāvokļa parametru, entalpiju var noteikt ar jebkuru neatkarīgu stāvokļa parametru pāri.

Tāpat, pamatojoties uz iepriekš minētajām formulām, mēs varam teikt: ķīmiskās reakcijas “E” ir vienāds ar izejvielu sadegšanas entalpiju summu, no kuras atņemtas reakcijas produktu sadegšanas entalpiju summa.
Kopumā termodinamiskās sistēmas enerģijas izmaiņas nav nepieciešams nosacījums lai mainītu šīs sistēmas entropiju.

Tātad, šeit mēs apskatījām jēdzienu “entalpija”. Ir vērts atzīmēt, ka "E" ir nesaraujami saistīts ar entropiju, par ko jūs varat arī lasīt vēlāk.

Entalpija pret entropiju

Zinātkāre ir viens no cilvēka aspektiem, kas viņam palīdz atklāt dažādas parādības pasaulē. Viens cilvēks skatās debesīs un brīnās, kā veidojas lietus. Viens cilvēks skatās uz zemi un brīnās, kā augi var augt. Tā ir ikdienas parādība, ar kuru sastopamies savā dzīvē, taču tie cilvēki, kuri nav pietiekami zinātkāri, nekad nemēģina rast atbildes, kāpēc šādas parādības pastāv. Biologi, ķīmiķi un fiziķi ir tikai daži cilvēki, kas cenšas rast atbildes. Mūsu mūsdienu pasaule mūsdienās integrēta ar tādiem zinātnes likumiem kā termodinamika. "Termodinamika" ir dabaszinātņu nozare, kas ietver ķermeņa sistēmu iekšējo kustību izpēti. Šis ir pētījums par siltuma saistību ar dažādiem enerģijas veidiem un darbu. Termodinamikas pielietojums ir acīmredzams elektrības plūsmā un no vienkāršas skrūves pagriešanas un pagriešanas un citas vienkāršas mašīnas. Kamēr ir iesaistīts siltums un berze, pastāv termodinamika. Divi visizplatītākie termodinamikas principi ir entalpija un entropija. Šajā rakstā jūs uzzināsit vairāk par atšķirībām starp entalpiju un entropiju.

Termodinamiskajā sistēmā tās kopējās enerģijas mēru sauc par entalpiju. Lai izveidotu termodinamisko sistēmu, nepieciešama iekšējā enerģija. Šī enerģija kalpo kā stimuls vai sprūda sistēmas izveidei. Entalpijas mērvienība ir džouls ( Starptautiskā sistēma vienības) un kaloriju (Lielbritānijas termiskā vienība). "Entalpija" ir Grieķu vārds“enthalpos” (siltuma iepludināšanai). Heike Kamerlingh Onnes bija persona, kas radīja vārdu, savukārt Alfrēds V. Porters bija tas, kurš apzīmēja simbolu "H" kā "entalpija". Bioloģiskajos, ķīmiskajos un fizikālajos mērījumos entalpija ir vispiemērotākā sistēmas enerģijas izmaiņu izteiksme, jo tai ir iespēja vienkāršot īpašas enerģijas pārneses definīcijas. Nav iespējams sasniegt kopējās entalpijas vērtību, jo sistēmas kopējo entalpiju nevar tieši izmērīt. Tikai entalpijas izmaiņas ir vēlamais daudzuma mērījums, nevis entalpijas absolūtā vērtība. Endotermiskajām reakcijām ir pozitīvas entalpijas izmaiņas, savukārt eksotermiskajām reakcijām ir negatīvas entalpijas izmaiņas. Vienkārši sakot, sistēmas entalpija ir līdzvērtīga nemehāniskā darba un piegādātā siltuma summai. Pastāvīgā spiedienā entalpija ir līdzvērtīga sistēmas iekšējās enerģijas izmaiņām un darbam, ko sistēma veic apkārtējai videi. Citiem vārdiem sakot, siltumu šādos apstākļos var absorbēt vai izdalīt noteiktas ķīmiskas reakcijas rezultātā.

"Entropija" ir otrais termodinamikas likums. Šis ir viens no fundamentālajiem likumiem fizikas jomā. Tas ir svarīgi dzīves un izziņas izpratnei. Tas tiek uzskatīts par nekārtības likumu. Pagājušā gadsimta vidū "entropiju" ar plašām pūlēm formulēja jau Klausijs un Tomsons. Klausiusu un Tomsonu iedvesmoja Kārno novērojums par plūsmu, kas griež dzirnavu riteni. Carnot norādīja, ka termodinamika ir siltuma plūsma no augstākas uz zemāku temperatūru, kas liek tvaika dzinējam darboties. Clausius bija tas, kurš radīja terminu "entropija". Entropijas simbols ir "S", kas norāda, ka pasaule tiek uzskatīta par aktīvu, ja tā darbojas spontāni, lai izkliedētu vai samazinātu termodinamiskā spēka klātbūtni.

"Entalpija" ir enerģijas pārnešana, un "entropija" ir traucējumu likums.

Entalpijai ir simbols "H", bet entropijai - simbols "S".

Heike Kamerlingh Onnes radīja terminu "entalpija", un Clausius radīja terminu "entropija".

Entalpija, arī termiskā funkcija un siltuma saturs, ir termodinamiskais potenciāls, kas raksturo sistēmas stāvokli termodinamiskā līdzsvarā, izvēloties spiedienu, entropiju un daļiņu skaitu kā neatkarīgus mainīgos.

Vienkārši sakot, entalpija ir enerģija, kas ir pieejama, lai noteiktā temperatūrā un spiedienā pārvērstos siltumā.

Šo vērtību nosaka identitāte: H=U+PV

Entalpijas izmērs ir J/mol.

Ķīmijā visbiežāk tiek uzskatīts izobāriskie procesi (P= const), un termisko efektu šajā gadījumā sauc par sistēmas entalpijas izmaiņām vai procesa entalpija :

Termodinamiskajā sistēmā ķīmiskā procesa izdalītais siltums tika uzskatīts par negatīvu (eksotermisks process, Δ H < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH > 0.

Entropija

un spontāniem

Entropijas izmaiņu atkarību no temperatūras izsaka Kirhhofa likums:

Izolētai sistēmai entropijas izmaiņas ir spontāna procesa iespējamības kritērijs. Ja , tad process ir iespējams; ja, tad process nav iespējams virzienā uz priekšu; ja, tad sistēma ir līdzsvarā.

Termodinamiskie potenciāli. Gibsa un Helmholca brīvā enerģija.

Lai raksturotu procesus, kas notiek slēgtās sistēmās, mēs ieviešam jaunas stāvokļa termodinamiskās funkcijas: izobāriskais-izotermiskais potenciāls (Gibbs brīvā enerģija G) un izohoriskais-izotermiskais potenciāls (Helmholca brīvā enerģija F).

Slēgtai sistēmai, kurā līdzsvara process notiek nemainīgā temperatūrā un tilpumā, mēs izsakām šī procesa darbu. Ko mēs apzīmējam kā A max (jo līdzsvarā veiktā procesa darbs ir maksimāls):

A max =T∆S-∆U

Ieviesīsim funkciju F=U-TS-izohoriskais-izotermiskais potenciāls, kas nosaka procesa spontānas norises virzienu un robežu slēgtā sistēmā, kas atrodas izohoriski-izotermiskos apstākļos, un iegūsim:

Helmholca enerģijas izmaiņas nosaka tikai sistēmas sākuma un beigu stāvokļi, un tās nav atkarīgas no procesa rakstura, jo tās nosaka divas stāvokļa funkcijas: U un S. Atgādināsim, ka saņemtā darba apjoms vai iztērēts var būt atkarīgs no procesa veikšanas metodes, kad sistēma pāriet no sākotnējā stāvokļa uz galīgo stāvokli, bet ne no funkcijas izmaiņām.

Slēgtu sistēmu izobāri-izotermiskos apstākļos raksturo izobariski-izotermiskais potenciāls G:

Gibsa diferenciālā enerģija sistēmai ar nemainīgu daļiņu skaitu, kas izteikta īpašmainīgos - spiediensp un temperatūraT:

Sistēmai ar mainīgu daļiņu skaitu šo diferenciāli raksta šādi:

Šeit ir ķīmiskais potenciāls, ko var definēt kā enerģiju, kas jāiztērē, lai sistēmai pievienotu vēl vienu daļiņu.

Vienādojuma ∆G=∆H-T∆S analīze ļauj noteikt, kurš no faktoriem, kas veido Gibsa enerģiju, ir atbildīgs par ķīmiskās reakcijas virzienu, entalpiju (ΔH) vai entropiju (ΔS · T).

Ja ΔH< 0 и ΔS >0, tad vienmēr ΔG< 0 и реакция возможна при любой температуре.

Ja ΔH > 0 un ΔS< 0, то всегда ΔG >0, un reakcija ar siltuma absorbciju un entropijas samazināšanos nav iespējama nekādos apstākļos.

Citos gadījumos (ΔH< 0, ΔS < 0 и ΔH >0, ΔS > 0) ΔG zīme ir atkarīga no attiecības starp ΔH un TΔS. Reakcija ir iespējama, ja to pavada izobāriskā potenciāla samazināšanās; istabas temperatūrā, kad T vērtība ir maza, arī TΔS vērtība ir maza, un parasti entalpijas izmaiņas ir lielākas nekā TΔS. Tāpēc lielākā daļa reakciju, kas notiek istabas temperatūrā, ir eksotermiskas. Jo augstāka temperatūra, jo lielāks ir TΔS, un pat endotermiskas reakcijas kļūst iespējamas.

Standarta Gibsa veidošanās enerģija ΔG° attiecas uz Gibsa enerģijas izmaiņām reakcijas laikā, veidojoties 1 molam vielas standarta stāvoklī. Šī definīcija nozīmē, ka standarta Gibsa standarta enerģija vienkāršai vielai, kas ir stabila standarta apstākļos, ir nulle.

Gibsa enerģijas izmaiņas nav atkarīgas no procesa ceļa, tāpēc no vienādojumiem, kuros, no vienas puses, ir iespējams iegūt dažādas nezināmas Gibsa veidošanās enerģiju vērtības; reakcijas produkti ir uzrakstīti, bet uz otras – izejvielu enerģiju summas.

Izmantojot standarta Gibsa enerģijas vērtības, procesa pamata iespējamības kritērijs nestandarta apstākļos ir nosacījums ΔG°.< 0, а критерием принципиальной невозможности - условие ΔG° >0. Tajā pašā laikā, ja standarta Gibsa enerģija ir nulle, tas nenozīmē, ka reālos apstākļos (izņemot standarta) sistēma būs līdzsvarā.

Nosacījumi procesu spontānai rašanās slēgtās sistēmās: