Изворни код странице Енталпија

{{Термодинамика}}

'''Енталпија''' је мера тоталне [[енергија|енергије]] [[термодинамички систем|термодинамичког система]].<ref name=":0">{{GoldBookRef |title=enthalpy |file=E02141 }}</ref> Она се састоји од [[унутрашња енергија|унутрашње енергије]], која је енергија неопходна да би се формирао систем, и количине енергије потребне да би се обезбедио простор за систем потискивањем његове [[околина (системи)|околине]], и успоставили његова запремина и притисак.<ref>{{cite book|first1=G. J. |last1=Van Wylen |first2=R. E. |last2=Sonntag |date=1985 |title=Fundamentals of Classical Thermodynamics |chapter=Section 5.5 |edition=3rd |publisher=John Wiley & Sons |location=New York |isbn=978-0-471-82933-1}}</ref><ref>{{Cite book | last = Douglas | first = Henderson | last2 = Henry | first2 = Eyring | last3 = Wilhelm | first3 = Jost |title=Physical Chemistry: An Advanced Treatise |publisher=Academic Press |year=1967 |pages=29 }}</ref> То је [[функција стања]] која се користи у многим мерењима у хемијским, биолошким и физичким системима при константном притиску, што погодно обезбеђује велика амбијентална атмосфера. Израз притисак-запремина изражава [[work (physics)|рад]] потребан за утврђивање физичких димензија система, односно да му се направи место померањем околине.<ref>{{cite book|first=Mark W. |last=Zemansky |date=1968 |title=Heat and Thermodynamics |url=https://archive.org/details/heatthermodynami0000zema |url-access=registration |chapter=Chapter 11 |edition=5th |page=[https://archive.org/details/heatthermodynami0000zema/page/275 275] |publisher=McGraw-Hill |location=New York, NY}}</ref> Члан притиска-запремине је веома мали за чврсте материје и течности у уобичајеним условима, а прилично мали за гасове. Због тога је енталпија користи за енергију у хемијским системима; [[јачина везе|веза]], [[Lattice energy|решетка]], [[солватација]] и друге „енергије” у хемији су заправо енталпијске разлике. Као функција стања, енталпија зависи само од коначне конфигурације унутрашње енергије, притиска и запремине, а не од пута којим се то постиже.

Топлота (''енталпија'') стварања једињења се односи на један [[Мол (јединица)|мол]] супстанце на температури од 25&nbsp;°C и притиску од 101,3 -{kPa}-. Под топлотом (енталпијом) стварања подразумева се топлотни ефекат реакције при којој настаје 1 -{mol}- сложене супстанце из простих супстанци. Укупна промена енталпије је стална и не зависи од тога да ли се реакција одиграва у једном степену или више степена, ако се полази од истих компонената и добијају исти производи реакције са истим [[Агрегатна стања|агрегатним стањем]]. Топлотни ефекат реакције (или промена енталпије реакције) једнак је алгебарском збиру енталпије стварања производа умањеном за суму стварања полазних супстанци (реактаната).

Мерна јединица за енталпију у [[Међународни систем јединица|Међународном систему јединица]] (СИ) је [[џул]]. Друге историјске конвенционалне јединице које се још увек користе укључују [[калорија|калорије]] и [[BTU|британску топлотну јединицу]] (БТУ).

Укупна енталпија система не може се директно измерити, јер унутрашња енергија садржи компоненте које су непознате, нису лако доступне или нису од интереса за термодинамику. У пракси је промена енталпије пожељан израз за мерења при константном притиску, јер то поједностављује опис [[Енергија|преноса енергије]]. Када је такође онемогућен пренос материје у систем или ван њега, и не врши се електрични или механички рад, при константном притиску промена енталпије једнака је енергији која се [[топлота|топлотом]] размењује са околином.

У хемији, стандардна [[Standard enthalpy of reaction|енталпија реакције]] је промена енталпије када се реактанти у својим [[Standardno stanje|стандардним стањима]] ({{nowrap|1={{math|''p''}} = 1 bar}}; обично {{nowrap|1={{math|''T''}} = 298 K}}) промене у производе у својим стандардним стањима.<ref>{{cite book |last1=Atkins |first1=Peter |last2=de Paula |first2=Julio |title=Atkins' Physical Chemistry |url=https://archive.org/details/atkinsphysicalch00pwat |date=2006 |publisher=W.H.Freeman |isbn=0-7167-8759-8 |page=[https://archive.org/details/atkinsphysicalch00pwat/page/51 51] |edition=8th}}</ref> Ова величина је [[Standard enthalpy of reaction|стандардна топлота реакције]] при константном притиску и температури, али се може мерити [[калориометар|калориметријским]] методама чак и ако температура варира током мерења, под условом да почетни и крајњи притисак и температура одговарају стандардном стању. Вредност не зависи од путање од почетног до коначног стања јер је енталпија функција стања.

Енталпије хемијских супстанци су обично наведене за притисак од {{convert|1|bar|kPa}} као стандардно стање. Температура не мора бити наведена, али табеле генерално наводе стандардну топлоту стварања на {{cvt|25|°C|K}}. За [[ендотермни процес|ендотермне]] (апсорбовање топлоте) процесе, промена {{math|Δ''H''}} је позитивна вредност; за [[егзотермни процес|егзотермне]] (ослобађање топлоте) процесе је негативан.

Енталпија [[идеални гас|идеалног гаса]] је независна од његовог притиска или запремине и зависи само од његове температуре која је у корелацији са његовом топлотном енергијом. Прави гасови на уобичајеним температурама и притисцима често се приближавају овом понашању, што поједностављује практично термодинамичко пројектовање и анализу.

== Дефиниција ==
Енталпија {{math|''H''}} термодинамичког система дефинише се као збир његове унутрашње енергије и производа његовог притиска и запремине:<ref name=":0" />
: {{math|''H'' {{=}} ''U'' + ''pV''}},
где је {{math|''U''}} унутрашња енергија, {{mvar|p}} притисак, а {{mvar|V}} запремина система.

Енталпија је [[Intensive and extensive properties|екстензивно својство]]; она је пропорционална величини система (за хомогене системе). Као [[intensive properties|интензивно својство]], специфична енталпија {{math|''h'' {{=}} {{sfrac|''H''|''m''}}}} се односи на јединицу [[маса|масе]] {{mvar|m}} система, а моларна енталпија {{math|''H''<sub>m</sub> је {{sfrac|''H''|''n''}}}}, где је н број [[Мол (јединица)|молова]]. За нехомогене системе енталпија је збир енталпија саставних подсистема:

: <math>H = \sum_k H_k,</math>
где је
: {{mvar|H}} је укупна енталпија свих подсистема,
: {{mvar|k}} се односи на различите подсистеме,
: {{mvar|H<sub>k</sub>}} се односи на енталпију сваког подсистема.

Затворени систем може лежати у термодинамичкој равнотежи у статичком [[gravitational field|гравитационом пољу]], тако да његов притисак {{mvar|p}} стално варира с [[altitude|надморском висином]], док је, због захтева равнотеже, његова температура {{mvar|T}} инваријантна са висином. (Сходно томе, густина [[gravitational potential energy|гравитационе потенцијалне енергије]] система такође варира с надморском висином.) Тада сума енталпије постаје [[интеграл]]:

: <math>H = \int (\rho h) \, dV,</math>
где је
: {{mvar|ρ}} („[[rho|ро]]”) је [[густина]] (маса по јединици запремине),
: {{mvar|h}} је специфична енталпија (енталпија по јединици масе),
: {{math|(''ρh'')}} представља [[Energy density|густину енталпије]] (енталпија по јединици запремине),
: {{mvar|dV}} означава [[Инфинитезималан|инфинитезимално]] мали елемент запремине унутар система, на пример, запремину инфинитезимално танког хоризонталног слоја,
: интеграл стога представља збир енталпија свих елемената запремине.

Енталпија затвореног хомогеног система је његова енергетска функција {{math|''H''(''S'',''p'')}}, са својом ентропијом {{math|''S''[''p'']}} и притиском {{mvar|p}} као променљивим природног стања. Диференцијални однос за њега може се извести на следећи начин. Полази се од [[Први принцип термодинамике|првог закона термодинамике]] за затворене системе за бесконачно мали процес:

: <math>dU = \delta Q - \delta W,</math>
где је
: {{math|𝛿''Q''}} мала количина топлоте додата систему,
: {{math|𝛿''W''}} мала количина рада коју систем обавља.

У хомогеном систему у коме се разматрају само [[реверзибилни процес (термодинамика)|реверзибилни]] процеси или чисти пренос топлоте, [[други закон термодинамике]] даје {{math|𝛿''Q'' {{=}} ''T'' ''dS''}}, при чему је {{mvar|T}} [[апсолутна температура]], а {{mvar|dS}} бесконачно мала промена [[entropy|ентропије]] {{mvar|S}} система. Надаље, ако је изведено само {{mvar|pV}} рада, {{math|𝛿''W'' {{=}} ''p'' ''dV''}}. Консеквентно,

: <math>dU = T\,dS - p\,dV.</math>

Додајући {{math|''d''(''pV'')}} са обе стране овог израза добија се

: <math>dU + d(pV) = T\,dS - p\,dV + d(pV),</math>

или

: <math>d(U + pV) = T\,dS + V\,dp.</math>

Стога је

: <math>dH(S, p) = T\,dS + V\,dp.</math>

=== Карактеристичне функције ===
Енталпија, {{math|''H''(''S''[''p''], ''p'', {{mset|''N<sub>i</sub>''}})}}, изражава термодинамику система у ''енергетској репрезентацији''. Као [[функција стања]], њени аргументи укључују и једну интензивну и неколико екстензивних [[state variable|променљивих стања]]. За променљиве стања {{math|''S''[''p'']}}, {{math|''p''}} и {{math|{{mset|''N<sub>i</sub>''}}}} се каже да су ''природне променљиве стања'' у овом приказу. Оне су погодне за описивање процеса у којима су одређене факторима окружења. На пример, када се виртуелна честица атмосферског ваздуха помери на другу надморску висину, притисак који је окружује се мења, а процес је често толико брз да је премало времена за пренос топлоте. Ово је основа такозване [[Адијабатски процес|адијабатске апроксимације]] која се користи у [[meteorology|метеорологији]].<ref>Iribarne, J.V., Godson, W.L. (1981). ''Atmospheric Thermodynamics'', 2nd edition, Kluwer Academic Publishers, Dordrecht, {{page|year=|isbn=90-277-1297-2|pages=235–236}}.</ref>

Коњугирано са енталпијом, са овим аргументима, друга карактеристична функција стања термодинамичког система је његова ентропија, као функција, {{math|''S''[''p''](''H'', ''p'', {{mset|''N<sub>i</sub>''}})}}, исте листе променљивих стања, осим што је ентропија, {{math|''S''[''p'']}}, у листи замењена енталпијом, {{math|''H''}}. Изражава ''ентропијску репрезентацију''. За променљиве стања {{math|''H''}}, {{math|''p''}}, и {{math|{{mset|''N<sub>i</sub>''}}}} се каже да су ''природне променљиве стања'' у овом приказу. Оне су погодне за описивање процеса у којима се експериментално контролисане. На пример, {{math|''H''}} и {{math|''p''}} се могу контролисати омогућавањем преноса топлоте и променом само спољног притиска на клипу који подешава запремину система.<ref>Tschoegl, N.W. (2000). ''Fundamentals of Equilibrium and Steady-State Thermodynamics'', Elsevier, Amsterdam, {{page|year=|isbn=0-444-50426-5|pages=17}}.</ref><ref>Callen, H. B. (1960/1985), ''Thermodynamics and an Introduction to Thermostatistics'', (first edition 1960), second edition 1985, John Wiley & Sons, New York, {{ISBN|0-471-86256-8}}, Chapter 5.</ref><ref>Münster, A. (1970), Classical Thermodynamics, translated by E. S. Halberstadt, Wiley–Interscience, London, {{page|year=|isbn=0-471-62430-6|pages=6}}.</ref>

== Физичко тумачење ==

Израз {{mvar|U}} је енергија система, а израз {{mvar|pV}} се може тумачити као [[термодинамички рад|рад]] који би био потребан да би се „направило места” за систем ако би притисак околине остао константан. Када се систем, на пример са {{mvar|n}} [[Мол (јединица)|мола]] гаса [[Volume (thermodynamics)|запремине]] {{mvar|V}} при [[притисак|притиску]] {{mvar|p}} и [[температура|температури]] {{mvar|T}}, створи или доведе у садашње стање од [[апсолутна нула|апсолутне нуле]], енергија се мора испоручити једнака његовој унутрашњој енергији {{mvar|U}} плус {{mvar|pV}}, где је {{mvar|pV}} [[Work (physics)|рад]] обављен при потискивању притиска околине (атмосфере).

У [[physics|физици]] и [[statistical mechanics|статистичкој механици]] може бити од већег интереса да се проучавају унутрашња својства система константне запремине и стога се користи унутрашња енергија.<ref>{{cite book|first=F. |last=Reif |title=Statistical Physics |publisher=McGraw-Hill |location=London |date=1967}}</ref><ref>{{cite book|first1=C. |last1=Kittel |first2=H. |last2=Kroemer |title=Thermal Physics |publisher=Freeman |location=London |date=1980}}</ref> У [[chemistry|хемији]] се експерименти често изводе при константном [[атмосферски притисак|атмосферском притиску]], а рад притиска-запремине представља малу, добро дефинисану размену енергије са атмосфером, тако да је {{math|Δ''H''}} одговарајући израз за [[Standard enthalpy of reaction|топлоту реакције]]. За [[Топлотни мотор|топлотни мотор]], промена његове енталпије након пуног циклуса једнака је нули, будући да су коначно и почетно стање једнаки.

== Однос са топлотом ==

Да би се расправљало о односу између повећања енталпије и снабдевања топлотом, фокус се враћа на први закон у затвореним системима, уз физичку конвенцију знака: {{math|''dU'' {{=}} ''δQ'' − ''δW''}}, где се топлота {{mvar|δQ}} доводи кондукцијом, зрачењем, [[Џулов закон|Џуловим загревањем]], или трењем услед мешања вратилом са лопатицама или спољним магнетним пољем које делује на унутрашњи ротор (што је рад у околини, али доприноси загревању система<ref name="Schmidt-Rohr 14"> Schmidt-Rohr, K. (2014). "Expansion Work without the External Pressure, and Thermodynamics in Terms of Quasistatic Irreversible Processes", ''J. Chem. Educ.'' '''91''': 402-409.  http://dx.doi.org/10.1021/ed3008704 </ref>). Он се примењује на посебан случај са константним притиском на површини. У овом случају рад је дат са {{math|''p&thinsp;dV''}} (где је {{mvar|p}} притисак на површини, {{mvar|dV}} је повећање запремине система). Случајеви електромагнетне интеракције великог домета захтевају додатне варијабле стања у њиховој формулацији и овде се не разматрају. У овом случају први закон гласи:

:<math>dU = \delta Q - p\,dV.</math>

Што се може записати као,

:<math>dH = dU + d(pV).</math>

те је

:<math>dH = \delta Q + V\,dp + p \,dV - p\,dV</math>
::<math>\,\,= \delta Q + V\,dp.</math>

Ако је систем под [[Изобарски процес|константним притиском]], {{math|''dp'' {{=}} 0}}, те је консеквентно повећање енталпије система једнако додатој или испуштеној [[Топлота|топлоти]]:

:<math>dH = \delta Q.</math>

Због тога се у 19. веку користио сада застарели израз ''садржај топлоте''.

== Извори ==
{{reflist|}}

== Литература ==
{{Литература|30em}}
* {{cite journal|url=http://www.dwc.knaw.nl/DL/publications/PU00013601.pdf |first=J.P. |last=Dalton |title=Researches on the Joule–Kelvin effect, especially at low temperatures. I. Calculations for hydrogen |journal=KNAW Proceedings |volume=11 |pages=863–873 |date=1909|bibcode=1908KNAB...11..863D }}
* {{cite book|last=Haase |first=R. |title=Physical Chemistry: An Advanced Treatise |editor-last=Jost |editor-first=W. |publisher=Academic |location=New York |date=1971 |page=29}}
* {{cite book|last=Gibbs |first=J. W. |title=The Collected Works of J. Willard Gibbs, Vol. I |publisher=Yale University Press |location=New Haven, CT |edition=1948 |page=88}}
* {{cite journal|doi=10.1021/ed079p697 |first=I. K. |last=Howard |title=''H'' Is for Enthalpy, Thanks to Heike Kamerlingh Onnes and Alfred W. Porter |journal=[[J. Chem. Educ.]] |volume=79 |issue=6 |pages=697–698 |date=2002|bibcode = 2002JChEd..79..697H }}
* {{cite book|last=Laidler |first=K. |title=The World of Physical Chemistry |url=https://archive.org/details/worldofphysicalc0000laid |url-access=registration |publisher=Oxford University Press |location=Oxford |date=1995 |page=[https://archive.org/details/worldofphysicalc0000laid/page/110 110]}}
* {{cite book|first1=C. |last1=Kittel |first2=H. |last2=Kroemer |title=Thermal Physics |publisher=S. R. Furphy & Co. |location=New York |date=1980 |page=246}}
* {{Cite book|last=DeHoff |first=R. |year=2006 |title=Thermodynamics in Materials Science |url=https://archive.org/details/thermodynamicsin0000deho |publisher=CRC Press|isbn=9780849340659 }}
* {{cite book|last=Guggenheim|first=E. A.|title=Thermodynamics|date=1959|publisher=North-Holland Publishing Company|location=Amsterdam}}
* {{cite book|first1=M. J. |last1=Moran |first2=H. N. |last2=Shapiro |title=Fundamentals of Engineering Thermodynamics |url=https://archive.org/details/fundamentalsengi00mora_077 |url-access=limited |edition=5th |date=2006 |publisher=John Wiley & Sons |page=[https://archive.org/details/fundamentalsengi00mora_077/page/n523 511]|isbn=9780470030370 }}

{{Литература крај}}

== Спољашње везе ==
{{Commons category|Enthalpy}}
* [http://scienceworld.wolfram.com/physics/Enthalpy.html Енталпија]
* [http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/thermo/firlaw.html Први закон термодинамике]
* [https://web.archive.org/web/20061010093705/http://www.chem.tamu.edu/class/majors/tutorialnotefiles/enthalpy.htm Пример израчунавања енталпије]

{{Нормативна контрола}}

[[Категорија:Енталпија]]
[[Категорија:Физичка хемија]]
[[Категорија:Фундаментални концепти физике]]
[[Категорија:Функције стања]]
[[Категорија:Енергија (физика)]]
[[Категорија:Физичке величине]]