Entalpija

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Skoči na: navigacija, iskanje
Termodinamski potenciali
Notranja energija W_n(S,V)
Prosta energija F(T,V)=W_n-TS
Entalpija H(S,p)=W_n+pV
Prosta entalpija G(T,p)=W_n+pV-TS
edit

Entalpíja (oznaka H) je termodinamska spremenljivka, definirana kot vsota notranje energije Wn ter zmnožka tlaka p in prostornine V:

 H = W_n + pV \!\, .

Lastnost entalpije je, da je pri procesih, ki potekajo pri stalnem tlaku, sprememba entalpije ravno enaka dovedeni ali odvzeti toploti.

Podobno kot notranje energije tudi entalpije ne moremo neposredno meriti, zato navadno obravnavamo spremembo entalpije

 \Delta H = \Delta W_n + p \Delta V \!\, .

Entalpija je priročno definirana za obravnavo procesov, ki potekajo pri stalnem tlaku; mednje spada večina kemijskih reakcij.

V Mednarodnem sistemu enot je izpeljana enota za entalpijo J.

Zgodovina[uredi | uredi kodo]

V zgodovini termodinamike se je za opis tega, kar danes imenujemo entalpija sistema, uporabljalo več izrazov. Na začetku je prevladovala mnenje, da sta izraz entalpija ustvarila Benoit Paul Émile Clapeyron in Rudolf Clausius, ko sta leta 1827 objavila svojo Clausius-Clapeyronovo enačbo. Kasneje se je izkazalo, da je entalpijo prvi uporabil Josiah Willard Gibbs leta 1875 v svojem delu "Fizikalna kemija: Napredne razprave",[1] čeprav zanjo ni uporabil ravno tega imena, ampak je govoril o "toplotni funkciji za konstantni tlak". Leta 1909 je Keith Landler v razpravi o tej Gibbsovi "toplotni funkciji" zapisal, da je izraz entalpija skoval Heike Kamerlingh Onnes iz grške besede enthalpos (ενθαλπος), ki v dobesednem prevodu pomeni "vložiti toploto".

Izvirna definicija[uredi | uredi kodo]

Termodinamski potencial H je v termodinamiko uvedel nizozemski fizik Heike Kamerlingh Onnes na začetku 20. stoletja in ga definiral kot vsoto energije sistema (E) in produkta pV:

 H = E + pV \!\, .

V odsotosti zunanjega polja se entalpija lahko definira tudi kot

 H = U + pV \!\, ,

pri čemer je:

H = entalpija [J]
U = notranja energija [J]
p = tlak sistema [Pa]
V = volumen [m3]

Pomen produkta pV je prikazan z naslednjim izobarnim procesom: plin, ki zgori v cilindru z batom, povzroči povišanje temperature, istočasno pa premakne bat, tako da ostane tlak v cilindru konstanten. Silo, ki pritiska na bat, se lahko izračuna iz tlaka v sistemu:

 p = F/S \!\, ,

pri čemer je S ploščina bata. Če se je bat premaknil za razdaljo s, je delo, ki ga je opravila sila F, enako

 A = Fs = pSs \!\, .

Ker je

 Ss = V \!\, ,

je

 A = pV \!\, .

Entalpija torej omogoča obravnavanje energetskih sprememb sistemov, v katerih se ne spreminja samo temperatura ampak tudi volumen oziroma tlak.

Reakcijska entalpija[uredi | uredi kodo]

Reakcijska entalpija ΔHr je toplota, ki se sprosti ali porabi v kemijski reakciji pri stalnem tlaku. Če so vsi reaktanti in produkti v standardnih stanjih (101 325 Pa, 25 °C), govorimo o standardni reakcijski entalpiji ΔHr°.

Standardna reakcijska entalpija je definirana kot razlika vsot standardnih tvorbenih entalpij produktov in reaktantov:

 \Delta H_{\mathrm{r}}^0=\sum \Delta H_{t,\mathrm{produkti}}^{0} -\sum \Delta H_{t, \mathrm{reaktanti}}^{0}

Standardna tvorbena entalpija spojine je sprememba entalpije, ko iz elementov nastane 1 mol spojine, če so vsi elementi in spojina v standardnih stanjih. Standardna tvorbena entalpija elementov je enaka nič.

Če je reakcijska entalpija pozitivna, pomeni, da so produkti energetsko bogatejši od reaktantov. Reakcija je torej endotermna. Če je reakcijska entalpija negativna, je reakcija eksotermna.

Tvorba NaCl[uredi | uredi kodo]

2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)        ΔHr = -822 kJ/mol

Reakcija je eksotermna. Ker sta oba reaktanta elementa (Na in Cl2), se lahko iz reakcijske entalpije izračuna tudi tvorbeno energijo NaCl, ki je enaka -411 kJ/mol (-822/2 kJ/mol).

Zgorevanje propana[uredi | uredi kodo]

C3H8(g) + 5O2 (g) → 3CO2(g) + 4H2O(l)

Standardne tvorbene entalpije reaktantov in produktov so enake:

C3H8(g): -103,2 kJ/mol
O2(g): 0
CO2(g): -393,5 kJ/mol
H2O(l): -286,6 kJ/mol
H2O(g): -241,8 kJ/mol

Standardna reakcijska entalpija je enaka

ΔHr° = (3*-393,5 + 4*-285,8) – (1* -103,2 + 5* 0) = -2,22 MJ/mol propana

Če voda ostane v plinastem stanju (H2O(g)), je standardna reakcijska entalpija na račun kondenzacijske entalpije vode manjša in je enaka -2,04 MJ/mol propana.

Standardna reakcijska entalpija je istočasno tudi standardna sežigna entalpija propana.

Mrežna entalpija[uredi | uredi kodo]

Kristalna mreža natrijevega klorida.
Glavni članek: Mrežna energija.

Mrežna energija trdne ionske spojine je merilo za jakost vezi v tej ionski spojini. Mrežna energija je običajno definirana kot tvorbena entalpija ionske spojine iz plinastih ionov in je vedno eksotermna:

Na+(g) + Cl(g) → NaCl(s)

Eksperimentalno določena mrežna energija NaCl je −787 kJ/mol.[2]

Nekateri starejši učbeniki definirajo mrežno energijo v obratni smeri, se pravi kot energijo, ki je potrebna za pretvorbo ionske spojine v plinaste ione. Takšen proces je endotermen, zato bi bila mrežna energija v tem primeru +787 kJ/mol.

Vrednosti mrežne energije se lahko določi z Born-Haberjevim ciklom.

Opombe in sklici[uredi | uredi kodo]

  1. ^ The Collected Works of J. Willard Gibbs, Vol. I
  2. ^ D.A. Johnson, Metals and Chemical Change, Open University, Royal Society of Chemistry, 2002, ISBN 0-85404-665-8