Entalpi er tilstandsfunksjonen H = U + pV. For et lukket system ved konstant trykk gjelder qₚ = ΔH når trykk–volum-arbeid er det eneste arbeidet og endringer i kinetisk og potensiell energi kan neglisjeres.
Reaksjonsentalpi gjør det mulig å føre energiregnskap uten å kjenne den molekylære reaksjonsveien. Hess’ lov lar oss kombinere termokjemiske reaksjoner fordi entalpi bare avhenger av start- og sluttilstanden.
Start med kjerneideen i Entalpi. Knytt et nytt begrep til en målbar størrelse, et konkret eksperiment eller et kjent eksempel før du går videre.
Forklar Entalpi med egne ord og test deretter ideen på et enkelt eksempel. Slik ser du forskjellen mellom å huske en definisjon og å forstå selve mekanismen.
Å kunne en formel eller setning utenat er ikke det samme som å forstå mekanismen. For Entalpi, avklar hvilke størrelser som endres, hvilke som er konstante og under hvilke betingelser modellen gjelder.
Når en totalreaksjon kan bygges opp som summen av flere delreaksjoner, er total ΔH summen av delreaksjonenes ΔH. Reaksjonsveien endrer ikke forskjellen mellom de samme start- og sluttilstandene.
Gitt C(s) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −393,5 kJ mol⁻¹, og CO(g) + 1/2 O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −283,0 kJ mol⁻¹. Snu den andre og legg sammen: C(s) + 1/2 O₂(g) → CO(g), med ΔH = −110,5 kJ mol⁻¹.
For 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(l) er ΔH = −571,6 kJ for reaksjonen som skrevet. Hva blir entalpiendringen per mol flytende vann som dannes?
Reaksjonen danner 2 mol H₂O. Del derfor på 2: ΔH = −285,8 kJ per mol H₂O. Det negative fortegnet viser at prosessen er eksoterm.
Med standard dannelsesentalpier kan reaksjonsentalpien beregnes som sum for produkter minus sum for reaktanter, vektet med de støkiometriske koeffisientene.
Entalpi og temperatur er forskjellige størrelser. En stor negativ ΔH betyr ikke at systemet nødvendigvis har høy temperatur; ΔH beskriver et energisprang mellom to tilstander.