Էնտալպիա

Էնտալպիա, նաև՝ ջերմային ֆունկցիա և ջերմապարունակություն, թերմոդինամիկական պոտենցիալ, որը բնութագրում է համակարգի վիճակը ջերմադինամիկական հավասարակշռության մեջ, երբ որպես անկախ փոփոխականներ են ընտրված ճնշումը, էնտրոպիան և մասնիկների թիվը։

Ավելի հստակ՝ էնտալպիան այն էներգիան է, որը հաստատուն ճնշման դեպքում մատչելի է ջերմության վերածվելու համար։

Սահմանում[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Եթե ջերմադինամիկական համակարգը դիտարկենք մակրոմարմնից՝ գազից և S մակերեսով և, Р = pS կշռով, անոթի р ճնշումը կարգավորող մխոցից կազմված համակարգ, ապա այդ համակարգը կոչվում է ընդլայնված։

Էնտալպիան կամ ընդլայնված համակարգի Е էներգիան հավասար է գազի ներքին U էներգիայի և E _պոտ = pSx = pV բեռով մխոցի պոտենցիալ էներգիայի գումարին`

H=E=U+pV

։

Այսպիսով, էնտալպիան տվյալ վիճակում իրենից ներկայացնում է ներքին էներգիայի և այն աշխատանքի գումարը, որը անհրաժեշտ է ծախսել,որպեսզի V ծավալով մարմինը բերվի р ճնշումով և համակարգի հետ հավասարակշռության մեջ գտնվող միջավայր։ Համակարգի H էնտալպիան ներքին էներգիայի և ուրիշ ջերմադինամիկական պոտենցիալների նման ունի լիովին որոշակի նշանակություն յուրաքանչյուր վիճակի համար, այսինքն՝ հանդիսանում է վիճակի ֆունկցիա։ Հետևաբար, վիճակի փոփոխության ընթացքում

\Delta H=H_{2}-H_{1}

։

Էնտալպիայի փոփոխությունը (կամ քիմիական ռեակցիայի ջերմային էֆեկտը) կախված չէ պրոցեսի ճանապարհից, այլ որոշվում է համակարգի սկզբնական և վերջնական վիճակներով։ Եթե համակարգը ինչ-որ ձևով վերադառնում է սկզբնական վիճակին (շրջանային պրոցես), ապա նրա ցանկացած վիճակի ֆունկցիա հանդիսացող պարամետրի փոփոխությունը հավասար է զրոյի, որտեղից $\Delta H=0$ , կամ $\oint \delta H=0$ ։

Սեփական փոփոխականներով՝ S էնտրոպիայով և p [[ճնշում]ով] արտահայտված էնտալպիայի դիֆերցիալը՝

{\begin{aligned}\mathrm {d} H&=\mathrm {d} (U+pV)\\&=\mathrm {d} U+\mathrm {d} (pV)\\&=\mathrm {d} U+(p\,\mathrm {d} V+V\,\mathrm {d} p)\\&=(\delta Q-p\,\mathrm {d} V)+(p\,\mathrm {d} V+V\,\mathrm {d} p)\\&=\delta Q+V\,\mathrm {d} p\\&=T\,\mathrm {d} S+V\,\mathrm {d} p\end{aligned}}

։

Քանի որ քվազիհավասարակշիռ պրոցեսներում $T\,\mathrm {d} S=\delta Q$ ՝ համակարգում առբերված ջերմության քանակին, այստեղից բխում է էնտալպիա հասկացության ֆիզիկական իմաստի ներմուծման գաղափարը՝ նրա փոփոխությունը իզոբար պրոցեսում (հաստատուն ճնշման դեպքում) համակարգում եղած ջերմությունն է։ Այդ ֆունկցիայի պրակտիկ կիրառությունը հիմնված է այն բանի վրա, որ շատ քիմիական պրոցեսներ իրական կամ լաբորատոր պայմաններում իրականացվում են հենց հաստատոուն (մթնոլորտային) ճնշման դեպքում, երբ ռեզերվուարը բաց է։ Այսպես, գոյացած էնտալպիան էներգիայի այն քանակն է, որը կլանվում կամ առանձնացվում է պարզ նյութերից՝ բարդ նյութի առաջացման ժամանակ։

Բոլոր քիմիական ռեակցիաները ընթանում են ջերմության անջատումով (էկզոթերմիկ) կամ կլանումով (էնդոթերմիկ)։Որպես ռեակցիայի ջերմության քանակ ծառայում է էնտալպիայի ΔН փոփոխությունը, որը համապատասխանում է ջերմափոխանակությանը հաստատուն ճնշման դեպքում։ Էկզոթերմիկ ռեակցիաների դեպքում համակարգը կորցնում է ջերմություն, և ΔН մեծությունը բացասական է։ Իսկ էնդոթերմիկ ռեակցիաների ժամանակ համակարգը կլանում է ջերմություն, և ΔН մեծությունը դրական է։

Համակարգի էնտալպիայից հարմար է օգտվել այն դեպքերում, երբ որպես համակարգի վիճակը բնութագրող անկախ փոփոխականներ վերցվում են р ճնշումը և Т ջերմաստիճանը․

H=H(p,T)

Այս դեպքում էնտալպիայի փոփոխությունը իզոբար պրոցեսում գործնականում հարմար է հաշվարկել՝ իմանալով $C_{p}(T)$ ջերմունակությունը հաստատուն ճնշման դեպքում (Կիրխհոֆի թերմոքիմիական օրենք)՝

\Delta H(T_{1}\to T_{2})(p=\mathrm {const} )=\int \delta Q=\int \limits _{T_{1}}^{T_{2}}C_{p}(T)\mathrm {d} T

։

Այդ դեպքում օգտագործվում է ջերմունակության էմպիրիկ վերլուծումն ըստ T-ի աստիճանների շարքի՝

C_{p}(T)=\sum a_{i}*T^{i}

։

Հատկություններ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Էնտալպիան ադիտիվ մեծություն (էքստենսիվ) է,այսիքն՝ բարդ համակարգի դեպքում հավասար է նրա անկախ մասերի էնտալպիաների գումարին․ $H=\sum H_{i}$ : Այլ թերմոդինամիկական պոտենցիալների նման էնտալպիան որոշվում է մինչև հաստատուն գումարելիի ճշգրտությամբ, որին հաճախ թերմոդինամիկայում տալիս են կամայական անվանում (օրինակ, ջերմային դիագրամների կառուցման և հաշվման ժամանակ)։ Համակարգի էնտալպիան ոչ մեխանիկական ուժերի առկայության դեպքում հավասար է $H=U+pV-\sum X_{i}y_{i}$ , որտեղ $X_{i}$ -ն ընդհանուր ուժն է, $y_{i}$ -ը ընդհանրացված կոորդինատներն են։

Օրինակներ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

*Ոչ օրգանական միացություններ* (25 °C-ում),
*ստանդարտ գոյացման էնտալպիա*
Քիմիական միացություն	Ագրեգատային վիճակ	Քիմիական բանաձև	Δ H_f⁰ կՋ/մոլ
Ամիակ	սոլվատացված	NH₃ (NH₄OH)	−80.8
ամոնիակ	գազանման	NH₃	−46.1
Նատրիումի կարբոնատ	պինդ մարմին	Na₂CO₃	−1131
Նատրիումի քլորիդ (աղ)	սոլվատային	NaCl	−407
Նատրիումի քլորիդ (աղ)	պինդ	NaCl	−411.12
Նատրիումի քլորիդ (աղ)	հեղուկ	NaCl	−385.92
Նատրիումի քլորիդ (աղ)	գազանման	NaCl	−181.42
Նատրիումի հիդրօքսիդ	սոլվատային	NaOH	−469.6
Նատրիումի հիդրօքսիդ	պինդ	NaOH	−426.7
Նատրիումի նիտրատ	սոլվատային	NaNO₃	−446.2
Նատրիումի նիտրատ	պինդ	NaNO₃	−424.8
Ծծմբի դիօքսիդ	գազանման	SO₂	−297
Ծծմբական թթու	հեղուկ	H₂SO₄	−814
Սիլիցիումի դիօքսիդ	պինդ	SiO₂	−911
Ազոտի դիօքսիդ	գազանման	NO₂	+33
Ազոտի մոնօքսիդ	գազանման	NO	+90
Ջուր	հեղուկ	H₂O	−286
Ջուր	գազանման	H₂O	−241.8
Ածխածնի դիօքսիդ	գազանման	CO₂	−393.5
Ջրածին	գազանման	H₂	0
Ֆտոր	գազանման	F₂	0
Քլոր	գազանման	Cl₂	0
Բրոմ	հեղուկ	Br₂	0

Էնտալպիայի ինվարիանտությունը ռեյլատիվիստիկական թերմոդինամիկայում[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Ռեյլավիստիկական թերմոդինամիկայի կառուցման ժամանակ (հաշվի առնելով հարաբերականության հատուկ տեսությունը) հիմնականում ավելի հարմար մոտեցում է հանդիսանում այսպես կոչված ինվարիանտ էնտալպիայի կիրառությունը (որևէ անոթում գտնվող համակարգի համար)։

Այսպիսի մոտեցման դեպքում $T$ ջերմաստիճանը որոշվում է որպես լորենց-ինվարիանտ։ Ինվարիանտ է նաև $S$ էնտրոպիան։ Քանի որ պատերը ազդում են համակարգի վրա, ավելի բնական փոփոխական հանդիսանում է $P$ ճնշումը, ինչի հետ կապված՝ որպես թերմոդինամիկական պոտենցիալ հարմար է վերցնել հենց էնտալպիան։ Այդպիսի համակարգորմ «սովորական» էնապիալիան և ${\vec {g}}$ իմպուլսը ձևավորում են 4-վեկտոր, և բոլոր հաշվարկման համակարգերում ինվարիանտ էնտալպիայի սահմանման համար վերցվում է այդ 4-վեկտորի ինվարիանտ ֆունկցիան՝

H={\sqrt {\left(U+P\,V\right)^{2}-c^{2}{\vec {g}}^{2}}}

։

Ռեյլատիվիստիկ թերմոդինամիկայի հիմնական հավասարումը ինվարիանտ էնտալպիայի դիֆերենցիալի միջոցով գրվում է հետևյալ կերպ․

dH=T\,dS+{\frac {V}{\sqrt {1-v^{2}/c^{2}}}}\,dP+\mu \,dN

։

Օգտվելով այս հավասարումից՝ կարելի է լուծել շարժվող համակարգերի թերմոդինամիկայի ցանկացած խնդիր, եթե հայտնի է $H(S,P,N)$ ֆունկցիան։

Տեղեկագրքային տվյալներ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Նյութերի գոյացման էնտալպիայի նշանակությունը և ուրիշ թերմոդինամիկական հատկությունները կարելի է իմանալ հետևյալ հղումներից^[1]^[2]^[3],,, ինչպես նաև «Краткий справочник физико-химических величин» գրքից։

Տես նաև[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Ծանոթագրություններ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

↑ Chemical Formula Search
↑ Լիցենզիայի թույլատվություն — PHPShop Software
↑ «5». Արխիվացված է օրիգինալից 2016 թ․ մարտի 5-ին. Վերցված է 2016 թ․ հունիսի 17-ին.

Աղբյուրներ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Болгарский А. В., Мухачев Г. А., Щукин В. К., «Термодинамика и теплопередача» Изд. 2-е, перераб. и доп. М.: «Высшая школа», 1975, 495 с.
Харин А. Н., Катаева Н. А., Харина Л. Т., под ред. проф. Харина А. Н. «Курс химии», М.: «Высшая школа», 1975, 416 с.
J.P. Dalton «Researches on the Joule-Kelvin effect, especially at low temperatures. I. Calculations for hydrogen», KNAW Proceedings 11 pp. 863—873 (1909)
Irmgard K. Howard «H Is for Enthalpy, Thanks to Heike Kamerlingh Onnes and Alfred W. Porter», Journal of Chemical Education 79 pp. 697—698 (2002)

Այս հոդվածի կամ նրա բաժնի որոշակի հատվածի սկզբնական կամ ներկայիս տարբերակը վերցված է Քրիեյթիվ Քոմմոնս Նշում–Համանման տարածում 3.0 (Creative Commons BY-SA 3.0) ազատ թույլատրագրով թողարկված Հայկական սովետական հանրագիտարանից (հ․ 4, էջ 59)։

[1] Chemical Formula Search

[2] Լիցենզիայի թույլատվություն — PHPShop Software

[3] «5». Արխիվացված է օրիգինալից 2016 թ․ մարտի 5-ին. Վերցված է 2016 թ․ հունիսի 17-ին.

[1]

[2]

[3]