Enthalpie

L’enthalpie est un type d’énergie qui s’écoule entre les objets de différentes températures.

Afin de comprendre l’enthalpie, il faut être familier avec la première loi de la thermodynamique, qui stipule que l’énergie ne peut pas être créée ou détruite, il ne peut changer de formes. Et la quantité totale d’énergie dans un système est constante.

La notion d’enthalpie est évidente dans une casserole d’eau sur un poêle. Chaleur, dénoté par la lettre Q, découle spontanément la cuisinière chaude à l’eau plus fraîche. En réponse, la température de l’eau augmente. Cependant, puisqu’il s’agit d’un système ouvert, il y a un peu de chaleur perdue à l’environnement.

En revanche, un système peut être thermodynamiquement isolé, comme un thermos rempli d’eau chaude, où la chaleur n’est pas transféré entre le système et ses environs. Si vous déposez un morceau de métal froid dans ce système, la chaleur découle spontanément de l’eau chaude au métal cooler. Donc, si nous appliquons le premier principe de la thermodynamique à ce système isolé, on peut dire que la chaleur perdue par l’eau, ou Qout, est égale à la chaleur absorbée par le métal ou le Qin.

Dans cette vidéo, nous allons démontrer cette expérience de transfert de chaleur simple qui teste la première loi de la thermodynamique.

Avant de plonger dans le protocole, passons en revue quelques concepts importants associés à cette expérience. Comme nous avons discuté, chaleur, ou Q, est un type d’énergie qui est spontanément transféré d’une chaude à un objet froid.

Chaleur est souvent confondue avec la température, qui est la mesure de l’énergie cinétique moyenne de l’ensemble des molécules individuelles dans une substance. Par exemple, considérons un morceau de grand et petit d’en aluminium à chaud à l’équilibre thermique. Ils ont tous deux la même température, toutefois le petit morceau de métal a moins d’énergie thermique que l’autre parce qu’il a moins de molécules et moins de masse.

La relation entre la chaleur et la température est donnée par cette formule : Q = mCΔT. Par conséquent, la quantité de chaleur nécessaire pour élever la température dépend de masse, m, ce qui est logique, que moins de chaleur est nécessaire pour augmenter la température de 1 gramme d’aluminium au lieu de 1 kg.

L’autre facteur C, soit la capacité calorifique, qui dépend du matériau. Par exemple, le bois a un pouvoir calorifique plus élevé que l’aluminium. Cela signifie que moins de chaleur est nécessaire pour augmenter la température de 1 kg d’aluminium de 1 kg de bois.

C est une constante qui est définie comme la quantité de chaleur nécessaire pour élever la température d’une unité de masse d’une substance d’un degré. Ces valeurs ont été calculées de manière empirique pour de nombreux matériaux communs, comme l’eau.

Dans la section suivante, nous allons voir comment calculer expérimentalement C pour le plomb à l’aide d’un calorimètre, qui prévoit un système thermodynamique isolé.

Tout d’abord, obtenir deux gobelets en polystyrène, qui agiront comme le calorimètre isotherme dans cette expérience. Couper une petite partie sur le dessus d’une tasse, afin qu’il puisse agir comme un couvercle pour l’autre. Percez un petit trou dans le couvercle afin que le thermomètre sera serré à travers

Verser 220 mL d’eau dans la tasse non modifiée, puis placez le couvercle sur le dessus. Mesurer la température de l’eau.

Ensuite, remplir un bécher avec assez d’eau pour qu’un échantillon de plomb peut être complètement submergé. Placer le bécher sur une plaque chauffante et porter l’eau à ébullition.

Peser un échantillon de plomb et noter la masse. Puis, attacher une chaîne et le suspendre à l’aide d’un support de bague. Immergez l’échantillon de plomb dans l’eau bouillante jusqu’à ce qu’elle soit complètement recouverte d’eau.

Attendre cinq minutes pour permettre à l’échantillon atteindre l’équilibre thermique avec l’eau bouillante. Retirer l’échantillon de l’eau bouillante et noter sa température initiale.

Rapidement placer l’échantillon chaud dans la tasse et placer le couvercle sur le dessus. Faites glisser le thermomètre à travers le trou dans le couvercle.

Agiter la tasse de café avec l’échantillon de plomb afin d’assurer une température uniforme. Regarder la température sur le thermomètre comme elle change et d’enregistrer la température finale stabilisée.

De la première loi de la thermodynamique, nous savons que, dans cette expérience, la pièce chaude de plomb transféré chaleur à l’eau froide. Si nous supposons que le calorimètre fournit un système thermodynamique isolé, puis la puissance calorifique du plomb équivaut à l’apport de chaleur à l’eau. À l’aide de la formule Q = mCΔT, nous obtenons l’équation suivante.

De l’expérience, nous savons la masse de la tête et l’eau et le changement de température, le plomb et l’eau. La capacité calorifique de l’eau est également connue. Ainsi, on peut calculer la capacité calorifique de plomb.

C’est en excellent accord avec la capacité connue de chaleur de plomb, 0,128. Ce résultat valide la première loi de la thermodynamique.

Transfert de chaleur et les principes de conservation de l’énergie s’applique à plusieurs manifestations quotidiennes, mais passent souvent inaperçus. Voici quelques exemples.

Une expérience simple à l’aide de l’eau et la glace montre la première loi de la thermodynamique et la chaleur de transfert par conduction thermique. Au départ, le verre d’eau est à température ambiante et est refroidi avec l’ajout de glace. Finalement, la glace fond, l’eau et la glace fondue atteint la même température, que la chaleur a été transférée de l’eau à la glace.

Cependant, parce que le système n’est pas isolé de l’environnement, finalement la pièce plus chaude transfère la chaleur à l’élévation de la température de l’eau.

Un autre exemple de transfert de chaleur est celle entre le soleil et la terre. Toutefois, dans ce cas par l’intermédiaire de rayonnement thermique, puisque le soleil est à une température beaucoup plus élevée que celle de la terre, la chaleur s’écoule du soleil à la terre. Cependant, pas toute la chaleur est transférée à la terre, certains étant perdues à d’autres organismes dans l’univers et aux alentours.

Vous avez juste regardé introduction de Jupiter à la chaleur et la première loi de la thermodynamique. Vous devez maintenant comprendre le concept de base de la chaleur et la conservation de l’énergie. Merci de regarder !