Ентальпія
Ентальпія H — функція стану, особливо зручна для процесів за сталого тиску. Це не «запас теплоти» всередині тіла: фізично важливою є насамперед зміна ΔH між двома станами. Якщо система віддає тепло, ΔH < 0; якщо поглинає, ΔH > 0.
Наочна модель
Схема концептуальна; геометричні масштаби умовні.
Інтерактивний розрахунок
Зв’язок із внутрішньою енергією
Означення H = U + pV додає до внутрішньої енергії внесок, пов’язаний із роботою розширення. За сталого p, коли єдиною механічною роботою є pV-робота, теплота qₚ, отримана системою, дорівнює ΔH.
У кожному застосуванні спочатку визначають систему, початковий і кінцевий стани та одиниці. Розмірнісна узгодженість є сильним контролем: додавати можна лише величини однакової розмірності, а знак має відповідати обраному фізичному напрямку. Так багато помилок видно ще до оцінки числа.
Екзо- та ендотермічні процеси
В екзотермічній реакції продукти мають нижчу ентальпію і ΔH є від’ємною. Ендотермічний процес потребує чистого припливу теплоти та має ΔH > 0. Молярні значення зазвичай подають у kJ·mol⁻¹ для конкретно записаного стехіометричного рівняння.
Рівняння не замінює фізичну модель. Перед підстановкою чисел треба встановити, які змінні сталі, які взаємодії включено до системи та чи є величина скалярною або векторною. Формально правильний розрахунок із неправильною моделлю лишається фізично неправильним.
Закон Гесса
Оскільки ентальпія є функцією стану, сумарна ΔH залежить лише від початкового й кінцевого станів. Ентальпії окремих стадій додають алгебраїчно; при оберненні рівняння знак ΔH змінюється, а при множенні коефіцієнтів ΔH множиться на той самий множник.
В експерименті величини отримують із скінченною точністю. Вибір приладу, калібрування, теплові чи механічні втрати та умови середовища впливають на результат. Запис більшої кількості цифр, ніж виправдовують вихідні вимірювання, не додає реальної інформації.
Стандартні ентальпії утворення
ΔH°f стосується утворення одного моля речовини з елементів у стандартних станах. Для реакції ΔH° = ΣνΔH°f(продукти) − ΣνΔH°f(реагенти). Для елементів у стандартній формі, наприклад O₂(g) або графіту C(s), ΔH°f за означенням дорівнює нулю.
Кожна проста модель має область застосовності. Варто запитати, яке припущення порушиться першим за дуже великого тиску, швидкості, глибини, температури чи амплітуди. Зазначення цих меж є частиною наукового пояснення, а не необов’язковою приміткою.
Калориметрія
Калориметр перетворює виміряну зміну температури на теплоту через q = mcΔT або повну теплоємність. Якщо розчин нагрівається, qрозчину > 0 і за ідеальної ізоляції qреакції < 0. Тепловтрати, теплоємність посудини та калібрування визначають похибку.
Нарешті перевіряють порядок величини та граничний випадок. Якщо параметр занулити або подвоїти, передбачена зміна має узгоджуватися з механізмом. Така перевірка часто виявляє неправильний знак, одиницю чи пропорційність до складнішого аналізу.
Вправи
Вправа 1
Реакція за сталого тиску віддає довкіллю 18,5 kJ. Знайдіть ΔH.
Розв’язання: ΔH = qₚ = −18,5 kJ.
Вправа 2
ΔH₁ = +42 kJ, ΔH₂ = −67 kJ. Знайдіть сумарну зміну.
Розв’язання: За законом Гесса ΔH = −25 kJ.
Вправа 3
Реагує 2,0 mol за ΔH = −55 kJ·mol⁻¹. Яка теплота?
Розв’язання: qₚ = nΔH = −110 kJ.