Энтальпия

Термодинамика
Классический тепловой двигатель Карно
ветви Классический Статистический Химическая Квантовая термодинамика Равновесие  / Неравновесие
Законы Zeroth Первый Второй В третьих
Системы Закрытая система Изолированная система Состояние Уравнение состояния Идеальный газ Настоящий газ Состояние вопроса Равновесие Контрольный объем Инструменты Процессы Изобарический Изохорический Изотермический Адиабатический Изэнтропический Изентальпический Квазистатический Политропный Бесплатное расширение Обратимость Необратимость Необратимость Циклы Тепловые двигатели Тепловые насосы Тепловая эффективность
Свойства системы Примечание: Сопряженные переменные в курсивом Диаграммы свойств Интенсивные и обширные свойства Функции процесса Работа Высокая температура Функции государства Температура  / энтропия  ( введение ) Давление  / Объем Химический потенциал  / число частиц Качество пара Сниженные свойства
Свойства материала Базы данных недвижимости Удельная теплоемкость  ${\ displaystyle c =}$ ${\ displaystyle T}$ ${\ displaystyle \ partial S}$ ${\ displaystyle N}$ ${\ displaystyle \ partial T}$ Сжимаемость  ${\ displaystyle \ beta = -}$ ${\ displaystyle 1}$ ${\ displaystyle \ partial V}$ ${\ displaystyle V}$ ${\ displaystyle \ partial p}$ Тепловое расширение  ${\ Displaystyle \ альфа =}$ ${\ displaystyle 1}$ ${\ displaystyle \ partial V}$ ${\ displaystyle V}$ ${\ displaystyle \ partial T}$
Уравнения Теорема Карно Теорема Клаузиуса Фундаментальное отношение Закон идеального газа Максвелл отношения Взаимные отношения Онзагера Уравнения Бриджмена Таблица термодинамических уравнений
Потенциал Свободная энергия Свободная энтропия Внутренняя энергия ${\ Displaystyle U (S, V)}$ Энтальпия ${\ Displaystyle H (S, p) = U + pV}$ Свободная энергия Гельмгольца ${\ Displaystyle А (Т, В) = U-TS}$ Свободная энергия Гиббса ${\ Displaystyle G (T, p) = H-TS}$
История Культура История Общий Энтропия Газовые законы Машины "вечный двигатель" Философия Энтропия и время Энтропия и жизнь Броуновская трещотка Демон Максвелла Парадокс тепловой смерти Парадокс лошмидта Синергетика Теории Теория калорийности Теория тепла Vis viva («живая сила») Механический эквивалент тепла Сила мотивации Ключевые публикации " Экспериментальное исследование ... тепла " « О равновесии гетерогенных веществ » « Размышления о движущей силе огня » Сроки Термодинамика Тепловые двигатели Изобразительное искусство Образование Термодинамическая поверхность Максвелла Энтропия как рассеивание энергии
Ученые Бернулли Больцман Карно Клапейрон Клаузиус Каратеодори Duhem Гиббс фон Гельмгольц Джоуль Максвелл фон Майер Онсагер Ренкин Смитон Шталь Томпсон Томсон ван дер Ваальс Waterston
Книга Категория
v т е

Энтальпия / ɛ п θ əl р я / ( слушать ) является свойство термодинамической системы , определяются как сумма системы внутренней энергии и продукт его давления и объема. ^{[1] [2]} Это удобная функция состояния, обычно используемая во многих измерениях в химических, биологических и физических системах при постоянном давлении. Термин «давление-объем» выражает работу, необходимую для установления физических размеров системы, то есть освобождения места для нее путем перемещения ее окружения. ^{[3] [4]} Как функция состояния энтальпия зависит только от окончательной конфигурации внутренней энергии, давления и объема, а не от пути, выбранного для ее достижения.

Единицей измерения энтальпии в Международной системе единиц (СИ) является джоуль . Другие исторические условные единицы, которые все еще используются, включают британскую тепловую единицу (БТЕ) и калорию .

Полная энтальпия системы не может быть измерена напрямую, потому что внутренняя энергия содержит компоненты, которые неизвестны, труднодоступны или не представляют интереса для термодинамики. На практике изменение энтальпии ( Δ H ) является предпочтительным выражением для измерений при постоянном давлении, поскольку оно упрощает описание передачи энергии . Когда перенос вещества в систему или из нее также предотвращается, изменение энтальпии равно энергии, передаваемой с окружающей средой за счет тепла . Для калибровки изменений энтальпии требуется контрольная точка. Энтальпии химических веществ при постоянном давлении обычно относятся к стандартному состоянию.: чаще всего давление 1 бар (100 кПа). Стандартное состояние не определяет температуру строго, но выражения для энтальпии обычно относятся к стандартной теплоте образования при 25 ° C (298 K). Для эндотермических (теплопоглощающих) процессов изменение Δ H является положительным значением; для экзотермических (тепловыделяющих) процессов - отрицательно.

Энтальпия идеального газа не зависит от его давления и зависит только от его температуры, которая коррелирует с его внутренней энергией. Реальные газы при обычных температурах и давлениях часто очень близки к этому поведению, что упрощает практическое термодинамическое проектирование и анализ.

Определение [ править ]

Энтальпия H термодинамической системы определяется как сумма ее внутренней энергии U и работы, необходимой для достижения ее давления и объема: ^{[5] [6]}

H = U + pV ,

где p - давление , V - объем системы.

Энтальпия - обширное свойство ; он пропорционален размеру системы (для однородных систем). В интенсивных свойств , то удельная энтальпия ч =ЧАС/мотносится к единице массы m системы, а молярная энтальпия H _m равнаЧАС/п, где n - количество молей . Для неоднородных систем энтальпия - это сумма энтальпий составляющих подсистем:

${\ Displaystyle H = \ сумма _ {k} H_ {k},}$

куда

H - полная энтальпия всех подсистем,

k относится к различным подсистемам,

H _k относится к энтальпии каждой подсистемы.

Замкнутая система может находиться в термодинамическом равновесии в статическом гравитационном поле , так что ее давление p непрерывно изменяется с высотой , в то время как из-за требования равновесия ее температура T инвариантна с высотой. (Соответственно, плотность гравитационной потенциальной энергии системы также изменяется с высотой.) Тогда суммирование энтальпий становится интегралом :

${\ Displaystyle H = \ int (\ rho h) \, dV,}$

куда

ρ (« ро ») - плотность (масса на единицу объема),

h - удельная энтальпия (энтальпия на единицу массы),

( ρh ) представляет собой плотность энтальпии (энтальпия на единицу объема),

dV обозначает бесконечно малый элемент объема внутри системы, например, объем бесконечно тонкого горизонтального слоя,

поэтому интеграл представляет собой сумму энтальпий всех элементов объема.

Энтальпия замкнутой однородной системы - это ее энергетическая функция H ( S , p ) , с переменными естественного состояния, ее энтропия S [ p ] и ее давление p . Дифференциальное соотношение для него можно вывести следующим образом. Начнем с первого закона термодинамики для замкнутых систем для бесконечно малого процесса:

${\ displaystyle dU = \ delta Q- \ delta W,}$

куда

Δ Q - небольшое количество тепла, добавляемого к системе,

Δ W - небольшой объем работы, выполняемой системой.

В однородной системе, в которой рассматриваются только обратимые или квазистатические процессы, второй закон термодинамики дает Δ Q = T dS , где T - абсолютная температура, а dS - бесконечно малое изменение энтропии S системы. Кроме того, если выполняется только работа pV , Δ W = p dV . Как результат,

${\ displaystyle dU = T \, dS-p \, dV.}$

Добавление d ( pV ) к обеим сторонам этого выражения дает

${\ Displaystyle dU + d (pV) = T \, dS-p \, dV + d (pV),}$

или же

${\ Displaystyle d (U + pV) = T \, dS + V \, dp.}$

Так

${\displaystyle dH(S,p)=T\,dS+V\,dp.}$

Другие выражения [ править ]

Приведенное выше выражение dH в терминах энтропии и давления может быть незнакомо некоторым читателям. Однако есть выражения для более знакомых переменных, таких как температура и давление: ^{[5] : 88 [7]}

${\displaystyle dH=C_{p}\,dT+V(1-\alpha T)\,dp.}$

Здесь C _p - теплоемкость при постоянном давлении, а α - коэффициент (кубического) теплового расширения :

${\displaystyle \alpha ={\frac {1}{V}}\left({\frac {\partial V}{\partial T}}\right)_{p}.}$

С помощью этого выражения можно, в принципе, определить энтальпию , если С _р и V известны как функции р и Т .

Обратите внимание , что для идеального газа , αT = 1 , ^{[примечание 1]} , так что

${\displaystyle dH=C_{p}\,dT.}$

В более общем виде первый закон описывает внутреннюю энергию с дополнительными членами, включающими химический потенциал и количество частиц различных типов. Тогда дифференциальная формулировка для dH становится

${\displaystyle dH=T\,dS+V\,dp+\sum _{i}\mu _{i}\,dN_{i},}$

где μ _i - химический потенциал на частицу для частицы i-го типа, а N _i - количество таких частиц. Последний член также можно записать как μ _i  dn _i (где dn _i - количество молей компонента i, добавленного в систему, и, в данном случае, μ _i - молярный химический потенциал) или как μ _i  dm _i (где dm _i масса компонента i, добавленного в систему, и в данном случае μ _i - удельный химический потенциал).

Характерные функции [ править ]

Энтальпия H ( S [ p ], p , { N _i }) выражает термодинамику системы в энергетическом представлении . Как функция состояния , его аргументы включают как одну интенсивную, так и несколько расширенных переменных состояния . Переменные состояния S [ p ] , p и { N _i } называются переменными естественного состояния.в этом представлении. Они подходят для описания процессов, в которых они определяются факторами окружающей среды. Например, когда виртуальный пакет атмосферного воздуха перемещается на другую высоту, давление вокруг него изменяется, и этот процесс часто происходит так быстро, что для передачи тепла остается слишком мало времени. Это основа так называемого адиабатического приближения , которое используется в метеорологии . ^[8]

Сопряженная с энтальпией, с этими аргументами, другой характеристической функцией состояния термодинамической системы является ее энтропия как функция S [ p ] ( H , p , { N _i }) того же списка переменных состояния. , за исключением того, что энтропия, S [ р ] , заменяется в списке по энтальпии, Н . Он выражает представление энтропии . Переменные состояния H , p и { N _i } называются переменными естественного состояния.в этом представлении. Они подходят для описания процессов, в которых они экспериментально контролируются. Например, H и p можно регулировать, допуская теплопередачу и изменяя только внешнее давление на поршень, которое задает объем системы. ^{[9] [10] [11]}

Физическая интерпретация [ править ]

U термин может быть интерпретирован как энергия , необходимой для создания системы, и р срок в качестве работы , которые потребовались бы , чтобы «освободить место» для системы , если давление окружающей среды оставались постоянная. Когда система, например, n моль газа объема V при давлении p и температуре T , создается или приводится в текущее состояние от абсолютного нуля , необходимо подвести энергию, равную ее внутренней энергии U плюс pV , где pV равно работа сделано при нажатии против окружающего (атмосферного) давления.

В фундаментальной физике и статистической механике может быть более интересно изучить внутренние свойства системы, и поэтому используется внутренняя энергия. ^{[12] [13]} В базовой химии эксперименты часто проводятся при постоянном атмосферном давлении , а работа «давление-объем» представляет собой обмен энергией с атмосферой, к которому нельзя получить доступ или который нельзя контролировать, так что Δ H - это выражение, выбранное для тепла реакции .

Для теплового двигателя изменение его внутренней энергии - это разница между подводимой теплотой и работой давления-объема, совершаемой рабочим телом, в то время как изменение его энтальпии - это разница между подводимой теплотой и работой, выполняемой двигателем: ^{[ 14]}

${\displaystyle dH=\delta Q-\delta W}$

где работа W, выполненная двигателем, равна:

${\displaystyle W=-\oint pdV}$

Отношение к теплу [ править ]

Чтобы обсудить связь между увеличением энтальпии и подводом тепла, мы вернемся к первому закону для замкнутых систем с физическим условным обозначением: dU = δQ - δW , где тепло δQ передается за счет теплопроводности, излучения и джоулева нагрева. . Применим его к частному случаю с постоянным давлением на поверхность. В этом случае рабочий член можно разделить на два вклада, так называемую работу pV , определяемую как p dV (где p - давление на поверхности, dV - увеличение объема системы), и так называемая работа pV. - изохорная механическая работа δW ′, например, перемешивание с помощью вала с лопастями или с помощью внешнего магнитного поля, действующего на внутренний ротор. Случаи дальнодействующего электромагнитного взаимодействия требуют дополнительных переменных состояния в своей формулировке и здесь не рассматриваются. Итак, мы пишем δW = p dV + δW ′ . В этом случае первый закон гласит:

${\displaystyle dU=\delta Q-p\,dV-\delta W'.}$

Сейчас же,

${\displaystyle dH=dU+d(pV).}$

Так

${\displaystyle dH=\delta Q+V\,dp+p\,dV-p\,dV-\delta W'}$

${\displaystyle \,\,=\delta Q+V\,dp-\delta W'.}$

Согласно физическому соглашению о знаках , δW ' <0 , потому что работа изохорного вала, выполняемая внешним устройством в системе, добавляет системе энергию и может рассматриваться как виртуальное добавление тепла. Единственная термодинамическая механическая работа, совершаемая системой, - это работа расширения p dV . ^[15]

Если система находится под постоянным давлением ( dp = 0 ). Следовательно, увеличение энтальпии системы равно добавленному теплу и виртуальному теплу:

${\displaystyle dH=\delta Q-\delta W'.}$

Вот почему в 19 ​​веке использовался устаревший термин теплосодержание .

Приложения [ править ]

В термодинамике энтальпию можно вычислить, определив требования для создания системы из «ничего»; требуемая механическая работа, pV , различается в зависимости от условий, которые возникают при создании термодинамической системы .

Энергия должна подаваться для удаления частиц из окружающей среды, чтобы освободить место для создания системы, при условии, что давление p остается постоянным; это термин pV . Подаваемая энергия также должна обеспечивать изменение внутренней энергии U , которая включает энергии активации, энергии ионизации, энергии смешения, энергии испарения, энергии химической связи и так далее. Вместе они составляют изменение энтальпии U  +  pV . Для систем с постоянным давлением, без какой-либо внешней работы, кроме работы pV , изменение энтальпии представляет собой тепло, получаемое системой.

Для простой системы с постоянным числом частиц разница в энтальпии - это максимальное количество тепловой энергии, получаемой в результате термодинамического процесса, в котором давление поддерживается постоянным. ^[16]

Теплота реакции [ править ]

Полная энтальпия системы не может быть измерена напрямую; изменение энтальпии из системы измеряется вместо этого. Изменение энтальпии определяется следующим уравнением:

${\displaystyle \Delta H=H_{\mathrm {f} }-H_{\mathrm {i} },}$

куда

Δ H - «изменение энтальпии»,

H _f - конечная энтальпия системы (в химической реакции энтальпия продуктов),

H _i - начальная энтальпия системы (в химической реакции энтальпия реагентов).

Для экзотермической реакции при постоянном давлении изменение энтальпии системы равно энергии, высвобождаемой в реакции, включая энергию, остающуюся в системе и теряемую при расширении по отношению к окружающей среде. Аналогичным образом для эндотермической реакции изменение энтальпии системы равно энергии, поглощенной в реакции, включая энергию, потерянную системой и полученную при сжатии из окружающей среды. Если Δ H положительно, реакция эндотермическая, то есть тепло поглощается системой из-за продуктов реакции, имеющих большую энтальпию, чем реагенты. С другой стороны, если ΔН отрицательно, реакция экзотермическая, то есть общее снижение энтальпии достигается за счет выделения тепла. ^[17]

Из определения энтальпии как H = U + р , энтальпий изменения при постоянном давлении Д Н = Д U + р Д V . Однако для большинства химических реакций, термин работы р Δ V намного меньше , чем внутреннее изменение энергии Δ U , которая приблизительно равен Д Н . Например, для сжигания окиси углерода 2 CO (г) + O ₂ (г) → 2 CO ₂ (г) Δ H = -566,0 кДж и Δ U = -563,5 кДж. ^[18]Поскольку различия настолько малы, энтальпии реакции часто в общих чертах описываются как энергии реакции и анализируются с точки зрения энергий связи .

Удельная энтальпия [ править ]

Удельная энтальпия однородной системы определяется как h =ЧАС/мгде m - масса системы. Единица СИ для удельной энтальпии является джоуль на килограмм. Это может быть выражено в других конкретных величинах как h = u + pv , где u - удельная внутренняя энергия , p - давление, а v - удельный объем , который равен1/ρ, где ρ - плотность .

Изменения энтальпии [ править ]

Изменение энтальпии описывает изменение энтальпии, наблюдаемое в составляющих термодинамической системы, когда происходит преобразование или химическая реакция. Это разница между энтальпией после завершения процесса, т. Е. Энтальпией продуктов , и начальной энтальпией системы, а именно реагентов. Эти процессы обратимы ^{[ почему? ],} а энтальпия обратного процесса - отрицательное значение прямого изменения.

Обычное стандартное изменение энтальпии - это энтальпия образования , которая была определена для большого количества веществ. Изменения энтальпии обычно измеряются и собираются в справочных материалах по химическим и физическим наукам, например в Справочнике CRC по химии и физике . Ниже приводится подборка изменений энтальпии, общепризнанных в термодинамике.

При использовании в этих признанных терминах изменение квалификатора обычно опускается, и свойство просто называют энтальпией «процесса» . Поскольку эти свойства часто используются в качестве эталонных значений, очень часто их цитируют для стандартизованного набора параметров окружающей среды или стандартных условий , включая:

• Температура 25 ° С или 298,15 К,
• Давление в одну атмосферу (1 атм или 101,325 кПа),
• Концентрации 1,0 М , когда элемент или соединение присутствует в растворе,
• Элементы или соединения в их нормальном физическом состоянии, то есть в стандартном состоянии .

Для таких стандартизованных значений перед названием энтальпии обычно ставится термин « стандарт» , например стандартная энтальпия образования .

Химические свойства:

• Энтальпия реакции , определяемая как изменение энтальпии, наблюдаемое в компоненте термодинамической системы, когда один моль вещества вступает в реакцию полностью.
• Энтальпия образования , определяемая как изменение энтальпии, наблюдаемое в компоненте термодинамической системы, когда один моль соединения образуется из его элементарных предшественников.
• Энтальпия горения , определяемая как изменение энтальпии, наблюдаемое в составе термодинамической системы, когда один моль вещества полностью сгорает с кислородом.
• Энтальпия гидрирования , определяемая как изменение энтальпии, наблюдаемое в компоненте термодинамической системы, когда один моль ненасыщенного соединения полностью реагирует с избытком водорода с образованием насыщенного соединения.
• Энтальпия распыления , определяемая как изменение энтальпии, необходимое для полного распыления одного моля соединения.
• Энтальпия нейтрализации , определяемая как изменение энтальпии, наблюдаемое в составе термодинамической системы, когда один моль воды образуется при реакции кислоты и основания.
• Стандартная энтальпия раствора , определяемая как изменение энтальпии, наблюдаемое в составе термодинамической системы, когда один моль растворенного вещества полностью растворяется в избытке растворителя, так что раствор находится в состоянии бесконечного разбавления.
• Стандартная энтальпия денатурации (биохимия) , определяемая как изменение энтальпии, необходимое для денатурации одного моля соединения.
• Энтальпия гидратации , определяемая как изменение энтальпии, наблюдаемое, когда один моль газообразных ионов полностью растворяется в воде, образуя один моль водных ионов.

Физические свойства:

• Энтальпия плавления , определяемая как изменение энтальпии, необходимое для полного изменения состояния одного моля вещества между твердым и жидким состояниями.
• Энтальпия испарения , определяемая как изменение энтальпии, необходимое для полного изменения состояния одного моля вещества между жидким и газообразным состояниями.
• Энтальпия сублимации , определяемая как изменение энтальпии, необходимое для полного изменения состояния одного моля вещества между твердым и газообразным состояниями.
• Энтальпия решетки , определяемая как энергия, необходимая для разделения одного моля ионного соединения на отдельные газообразные ионы на бесконечное расстояние друг от друга (что означает отсутствие силы притяжения).
• Энтальпия смешения , определяемая как изменение энтальпии при смешивании двух (не реагирующих) химических веществ.

Открытые системы [ править ]

В термодинамических открытых системах масса (вещества) может вливаться в границы системы и выходить из них. Первый закон термодинамики для открытых систем гласит: увеличение внутренней энергии системы равно количеству энергии, добавленной к системе за счет втекающей массы и нагревания, за вычетом количества, теряемого за счет истечения массы и в форме работы, выполненной системой:

${\displaystyle dU=\delta Q+dU_{\text{in}}-dU_{\text{out}}-\delta W,}$

где U _in - средняя внутренняя энергия, поступающая в систему, а U _out - средняя внутренняя энергия, выходящая из системы.

Область пространства, ограниченная границами открытой системы, обычно называется контрольным объемом , и она может соответствовать или не соответствовать физическим стенам. Если мы выберем форму контрольного объема так, чтобы весь поток внутрь или наружу происходил перпендикулярно его поверхности, тогда поток массы в систему выполняет работу, как если бы это был поршень жидкости, толкающий массу в систему, и система выполняет работать с потоком массы, как если бы он приводил в движение поршень жидкости. Таким образом, выполняются два типа работы: описанная выше работа потока , которая выполняется с жидкостью (это также часто называется работой pV ), и работа вала , которая может выполняться на каком-либо механическом устройстве.

Эти два типа работы выражаются уравнением

${\displaystyle \delta W=d(p_{\text{out}}V_{\text{out}})-d(p_{\text{in}}V_{\text{in}})+\delta W_{\text{shaft}}.}$

Подстановка контрольного объема (cv) в приведенное выше уравнение дает:

${\displaystyle dU_{\text{cv}}=\delta Q+dU_{\text{in}}+d(p_{\text{in}}V_{\text{in}})-dU_{\text{out}}-d(p_{\text{out}}V_{\text{out}})-\delta W_{\text{shaft}}.}$

Определение энтальпии H позволяет нам использовать этот термодинамический потенциал для учета как внутренней энергии, так и работы pV в жидкостях для открытых систем:

${\displaystyle dU_{\text{cv}}=\delta Q+dH_{\text{in}}-dH_{\text{out}}-\delta W_{\text{shaft}}.}$

Если мы позволим также границе системы перемещаться (например, из-за движущихся поршней), мы получим довольно общую форму первого закона для открытых систем. ^[19] С точки зрения производных по времени он гласит:

${\displaystyle {\frac {dU}{dt}}=\sum _{k}{\dot {Q}}_{k}+\sum _{k}{\dot {H}}_{k}-\sum _{k}p_{k}{\frac {dV_{k}}{dt}}-P,}$

с суммами по различным местам k, куда подается тепло, в систему течет масса и границы движутся. Члены Ḣ _k представляют потоки энтальпии, которые можно записать как

${\displaystyle {\dot {H}}_{k}=h_{k}{\dot {m}}_{k}=H_{\mathrm {m} }{\dot {n}}_{k},}$

где ṁ _k - массовый расход и ṅ _k - молярный расход в позиции k соответственно. Период, терминdV _k/dtпредставляет скорость изменения объема системы в позиции k, которая приводит к мощности pV, производимой системой. Параметр P представляет все другие формы мощности, производимой системой, такие как мощность на валу, но это также может быть, например, электроэнергия, производимая электростанцией.

Обратите внимание, что предыдущее выражение верно, только если скорость потока кинетической энергии сохраняется между входом и выходом системы. ^{[ требуется уточнение ]} В противном случае он должен быть включен в баланс энтальпии. Во время установившейся работы устройства ( см. Турбину , насос и двигатель ) среднее значениеdU/dtможет быть установлен равным нулю. Это дает полезное выражение для средней выработки энергии для этих устройств в отсутствие химических реакций:

${\displaystyle P=\sum _{k}\left\langle {\dot {Q}}_{k}\right\rangle +\sum _{k}\left\langle {\dot {H}}_{k}\right\rangle -\sum _{k}\left\langle p_{k}{\frac {dV_{k}}{dt}}\right\rangle ,}$

где угловые скобки обозначают средние по времени. Техническое значение энтальпии напрямую связано с ее присутствием в первом законе для открытых систем, сформулированном выше.

Диаграммы [ править ]

Значения энтальпии важных веществ можно получить с помощью коммерческого программного обеспечения. Практически все соответствующие свойства материалов можно получить в табличной или графической форме. Есть много типов диаграмм, например, ч - Т - диаграммы, которые дают удельную энтальпию в зависимости от температуры при различных давлениях и ч - р диаграммах, которые дают час в зависимости от р для различного Т . Одной из наиболее распространенных диаграмм является диаграмма зависимости энтропии от температуры ( T - sдиаграмму). Он дает кривую плавления и значения насыщенной жидкости и пара вместе с изобарами и изентальпами. Эти диаграммы являются мощным инструментом в руках инженера-теплотехника.

Некоторые базовые приложения [ править ]

Точки от a до h на рисунке играют важную роль в обсуждении в этом разделе.

Точка	Т (К)	p (бар)	с ( кДж / (кг · К) )	ч (кДж / кг)
а	300	1	6,85	461
б	380	2	6,85	530
c	300	200	5,16	430
d	270	1	6,79	430
е	108	13	3,55	100
ж	77,2	1	3,75	100
грамм	77,2	1	2,83	28
час	77,2	1	5,41	230

Точки e и g - насыщенные жидкости, а точка h - насыщенный газ.

Дросселирование [ править ]

Одним из простых приложений концепции энтальпии является так называемый процесс дросселирования, также известный как расширение Джоуля-Томсона . Это касается устойчивого адиабатического потока жидкости через сопротивление потоку (клапан, пористую пробку или любой другой тип сопротивления потока), как показано на рисунке. Этот процесс очень важен, поскольку он лежит в основе бытовых холодильников , где он отвечает за перепад температур между температурой окружающей среды и внутренней частью холодильника. Это также заключительный этап во многих типах ожижителей .

Для установившегося режима потока энтальпия системы (пунктирный прямоугольник) должна быть постоянной. Следовательно

${\displaystyle 0={\dot {m}}h_{1}-{\dot {m}}h_{2}.}$

Поскольку массовый расход постоянен, удельные энтальпии по обе стороны от гидравлического сопротивления одинаковы:

${\displaystyle h_{1}=h_{2},}$

то есть энтальпия на единицу массы не изменяется во время дросселирования. Последствия этого отношения можно продемонстрировать с помощью приведенной выше диаграммы T - s . Точка c находится при 200 бар и комнатной температуре (300 K). Расширение Джоуля-Томсона от 200 бар до 1 бара следует кривой постоянной энтальпии примерно 425 кДж / кг (не показано на диаграмме), лежащей между 400 и 450 кДж / кг изэнтальп, и заканчивается в точке d , которая находится на температура около 270 К. Следовательно, расширение от 200 бар до 1 бар охлаждает азот с 300 К до 270 К. В клапане возникает большое трение и создается большая энтропия, но конечная температура все же ниже начальное значение.

Точка е выбрана так, чтобы она находилась на линии насыщенной жидкости с h = 100 кДж / кг. Это примерно соответствует p = 13 бар и T = 108 K. Дросселирование от этой точки до давления 1 бар заканчивается в двухфазной области (точка f ). Это означает, что смесь газа и жидкости покидает дроссельный клапан. Поскольку энтальпия является обширным параметром, энтальпия в f ( h _f ) равна энтальпии в g ( h _g ), умноженной на долю жидкости в f ( x _f ), плюс энтальпия в h ( h_h ) умноженное на долю газа вf (1 - x _f ). Так

${\displaystyle h_{\mathbf {f} }=x_{\mathbf {f} }h_{\mathbf {g} }+(1-x_{\mathbf {f} })h_{\mathbf {h} }.}$

С числами: 100 = x _f × 28 + (1 - x _f ) × 230 , поэтому x _f = 0,64. Это означает, что массовая доля жидкости в газожидкостной смеси, покидающей дроссельный клапан, составляет 64%.

Компрессоры [ править ]

Мощность P применяется, например, в качестве электроэнергии. Если сжатие адиабатическое , температура газа повышается. В обратимом случае это будет при постоянной энтропии, что соответствует вертикальной линии на диаграмме T - s . Например, сжатие азота от 1 бар (точка а ) до 2 бар (точка b ) приведет к повышению температуры с 300 K до 380 K. Чтобы сжатый газ вышел при температуре окружающей среды T _a , теплообмен, например охлаждающей водой, необходимо. В идеальном случае сжатие изотермическое. Средний тепловой поток в окружающую среду составляет Q̇. Поскольку система находится в установившемся состоянии, первый закон дает

${\displaystyle 0=-{\dot {Q}}+{\dot {m}}h_{1}-{\dot {m}}h_{2}+P.}$

Минимальная мощность, необходимая для сжатия, реализуется, если сжатие является обратимым. В этом случае второй закон термодинамики для открытых систем дает

${\displaystyle 0=-{\frac {\dot {Q}}{T_{\mathrm {a} }}}+{\dot {m}}s_{1}-{\dot {m}}s_{2}.}$

Устранение Q̇ дает минимальную мощность

${\displaystyle {\frac {P_{\text{min}}}{\dot {m}}}=h_{2}-h_{1}-T_{\mathrm {a} }(s_{2}-s_{1}).}$

Например, сжатие 1 кг азота от 1 до 200 бар стоит не менее ( h _c - h _a ) - T _a ( s _c - s _a ) . С данными, полученными с помощью диаграммы T - s , находим значение (430 - 461) - 300 × (5,16 - 6,85) = 476 кДж / кг.

Соотношение для мощности можно еще более упростить, записав его как

${\displaystyle {\frac {P_{\text{min}}}{\dot {m}}}=\int _{1}^{2}(dh-T_{\mathrm {a} }\,ds).}$

При dh = T  ds + v  dp это приводит к окончательному соотношению

${\displaystyle {\frac {P_{\text{min}}}{\dot {m}}}=\int _{1}^{2}v\,dp.}$

История [ править ]

Термин энтальпия был введен относительно поздно в истории термодинамики, в начале 20 века. Энергия была введена в современном смысле по Томасу Юнгом в 1802 году, в то время как энтропия была придумана Рудольфом Клаузиусом в 1865. Energy использует корень греческого слова ἔργον ( эргон ), что означает «работу», чтобы выразить идею способности выполнять работу . В энтропии используется греческое слово τροπή ( тропе ), означающее преобразование . Энтальпия использует корень греческого слова θάλπος( thalpos ) «тепло, тепло» ^[21]

Термин выражает устаревшую концепцию теплосодержания , ^[22] , как дН относится к количеству тепла , полученного в процессе только на постоянном давлении, ^[23] , но не в общем случае , когда давление является переменной. ^[24] Джозайя Уиллард Гиббс для ясности использовал термин «тепловая функция для постоянного давления». ^{[заметка 2]}

Введение понятия «теплосодержание» H связано с Бенуа Полем Эмилем Клапейроном и Рудольфом Клаузиусом ( соотношение Клаузиуса – Клапейрона , 1850).

Термин энтальпия впервые появился в печати в 1909 году ^[25]. Его приписывают Хайке Камерлинг-Оннес , которая, скорее всего, представила его устно за год до этого на первом заседании Института холода в Париже. ^[26] Он приобрел популярность только в 1920-х годах, особенно с Таблицами и диаграммами пара Молье , опубликованными в 1927 году.

До 1920-х годов символ H использовался несколько непоследовательно для обозначения «тепла» в целом. Определение H как строго ограниченного энтальпией или «теплосодержанием при постоянном давлении» было формально предложено Альфредом В. Портером в 1922 г. ^{[27] [28]}

См. Также [ править ]

• Стандартное изменение энтальпии образования (таблица данных)
• Калориметрия
• Калориметр
• Функция отправления
• Закон Гесса
• Изентальпический процесс
• Законы термодинамики
• Энтальпия застоя
• Термодинамические базы данных чистых веществ

Примечания [ править ]

Ссылки [ править ]

Библиография [ править ]

• Далтон, JP (1909). «Исследования по эффекту Джоуля – Кельвина, особенно при низких температурах. I. Расчеты для водорода» (PDF) . KNAW Proceedings . 11 : 863–873. Bibcode : 1908KNAB ... 11..863D .
• Хаазе Р. (1971). Йост, W. (ред.). Физическая химия: расширенный трактат . Нью-Йорк: Академ. п. 29.
• Гиббс, Дж. В. Собрание сочинений Дж. Уилларда Гиббса, Vol. I (изд. 1948 г.). Нью-Хейвен, Коннектикут: Издательство Йельского университета. п. 88.
• Ховард, И.К. (2002). « H означает энтальпию, спасибо Хайке Камерлинг-Оннес и Альфреду В. Портеру». J. Chem. Educ. 79 (6): 697–698. Bibcode : 2002JChEd..79..697H . DOI : 10.1021 / ed079p697 .
• Лайдлер, К. (1995). Мир физической химии . Оксфорд: Издательство Оксфордского университета. п. 110 .
• Kittel, C .; Кремер, Х. (1980). Теплофизика . Нью-Йорк: SR Furphy & Co., стр. 246.
• ДеХофф, Р. (2006). Термодинамика в материаловедении . CRC Press. ISBN 9780849340659.

Внешние ссылки [ править ]

• Энтальпия - Мир физики Эрика Вайсштейна
• Энтальпия - Государственный университет Джорджии
• Пример расчета энтальпии - химический факультет Техасского университета A&M