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Entalpia

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Physics I

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JoVE Science Education Physics I

Enthalpy

1.9: Equilibrium and Free-body Diagrams

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07:17 min

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April 30, 2023

Overview

Fonte: Ketron Mitchell-Wynne, PhD, Asantha Cooray, PhD, Dipartimento di Fisica e Astronomia, Scuola di Scienze Fisiche, Università della California, Irvine, CA

Quando una pentola d’acqua viene posta su una stufa calda, si dice che il calore “fluisca” dalla stufa all’acqua. Quando due o più oggetti sono posti in contatto termico tra loro, il calore scorre spontaneamente dagli oggetti più caldi a quelli più freddi, o nella direzione che tende a equalizzare la temperatura tra gli oggetti. Ad esempio, quando i cubetti di ghiaccio vengono messi in una tazza di acqua a temperatura ambiente, il calore dall’acqua scorre ai cubetti di ghiaccio e iniziano a sciogliersi. Spesso, il termine “calore” è usato in modo incoerente, di solito per riferirsi semplicemente alla temperatura di qualcosa. Nel contesto della termodinamica, il calore, come il lavoro, è definito come un trasferimento di energia. Il calore è energia trasferita da un oggetto all’altro a causa di una differenza di temperatura.

Inoltre, l’energia totale di qualsiasi sistema termodinamico isolato è costante, cioè l’energia può essere trasferita da e verso diversi oggetti all’interno del sistema e può essere trasformata in diversi tipi di energia, ma l’energia non può essere creata o distrutta. Questa è la prima legge della termodinamica. È molto simile alla legge di conservazione dell’energia discussa in un altro video, ma nel contesto del calore e dei processi termodinamici. Nel caso dei cubetti di ghiaccio in acqua, se la prima legge della termodinamica non fosse valida, allora ci si potrebbe aspettare che l’aggiunta di cubetti di ghiaccio a una tazza d’acqua isolata a temperatura ambiente farebbe bollire l’acqua, il che implicherebbe la creazione di energia.

Principles

C’è una chiara distinzione tra energia interna, temperatura e calore. L’energia interna di una sostanza si riferisce all’energia totale di tutte le molecole nella sostanza. La sua temperatura è una misura dell’energia cinetica media di tutte le singole molecole. Consideriamo due pezzi di metallo caldo in equilibrio termico che riposano uno accanto all’altro, uno della metà delle dimensioni dell’altro. Entrambi hanno la stessa temperatura, ma il pezzo di metallo più piccolo ha la metà dell’energia termica rispetto all’altro. Infine, il calore, come discusso sopra, è il trasferimento di energia da diversi oggetti.

Se il calore fluisce in un oggetto, la temperatura dell’oggetto aumenta. Tuttavia, la quantità dell’aumento della temperatura dipende dal tipo di materiale in cui scorre il calore. La quantità di calore, Q, necessaria per modificare la temperatura di un dato materiale è proporzionale alla massa m del materiale presente e alla variazione di temperatura ΔT. Questa semplice relazione è espressa come:

Q = mc ΔT, (Equazione 1)

dove c è una qualità caratteristica del materiale chiamata il suo calore specifico (o talvolta chiamata capacità termica specifica). Riorganizzando l’equazione 1 si ottiene:

c = Q / (m ΔT). (Equazione 2)

Quindi, le unità di calore specifico sono J. Il calore specifico può essere descritto come la quantità di calore necessaria per aumentare 1 g di una sostanza di 1 °C. A pressione atmosferica standard, il calore specifico dell’acqua è noto per essere 4,18 J / (g ° C). In altre parole, se 4,18 J di energia vengono forniti a 1 g di acqua, la sua temperatura aumenterebbe di 1 °C. Tuttavia, questo presuppone che il campione di acqua sia sufficientemente isolato dall’ambiente circostante. In caso contrario, parte dell’energia trasferita all’acqua potrebbe essere persa nell’ambiente circostante l’acqua, ad esempio l’aria circostante. Questo tipo di perdita di energia, o trasferimento, è indicato come il sistema “fare lavoro”. La prima legge della termodinamica può quindi essere scritta come:

ΔU = Q – W, (Equazione 3)

dove U è l’energia interna totale di un sistema, Q è il calore aggiunto al sistema e W è il lavoro svolto dal sistema.

Questo laboratorio sarà dotato di un “calorimetro a tazza di caffè”, che è essenzialmente una tazza di polistirolo. Il polistirolo isola sufficientemente la sostanza interna dall’ambiente circostante la tazza in modo che il sistema non funzioni e W = 0.

Procedure

1. Misurare la capacità termica specifica del piombo e dimostrare la prima legge della termodinamica.

Ottenere una bilancia, un campione di piombo, due tazze di polistirolo, un becher da 300 ml (o più grande), un elemento riscaldante, un termometro, un pezzo di corda, acqua a temperatura ambiente, un’asta attaccata per stare con morsetti, un cilindro graduato e forbici.
Tagliare una piccola porzione dalla parte superiore di una delle tazze di polistirolo in modo che possa fungere da coperchio per l’altra tazza. Fai un piccolo foro nella parte inferiore, abbastanza grande da consentire al termometro di passare, ma non più grande della circonferenza del termometro.
Misurare 220 ml di acqua utilizzando il cilindro graduato e versarlo nella tazza di polistirolo non modificato. In alternativa, è possibile pesare 220 g di acqua.
Posizionare la tazza di polistirolo modificata sopra la tazza d’acqua in modo che funga da coperchio; assicurati che si adatti perfettamente. In caso contrario, apportare le modifiche appropriate.
Misurare la temperatura dell’acqua e registrarla nella Tabella 1. L’acqua dovrebbe essere a temperatura ambiente.
Riempire il becher con acqua sufficiente in modo che il campione di piombo possa essere completamente sommerso. Posizionare il campione nel becher con l’acqua e verificare che ci sia abbastanza acqua. Riscaldare l’acqua a ebollizione usando l’elemento riscaldante.
Attaccare la corda al campione di piombo in modo che possa essere sospesa nell’acqua bollente. Posizionare il campione nell’acqua, con la stringa accessibile per spostare il campione in un secondo momento.
Attendere almeno 5 minuti affinché il campione arrivi all’equilibrio termico con l’acqua bollente. Quando il campione di piombo viene rimosso dall’acqua bollente, diminuirà di temperatura molto rapidamente. Misurare la temperatura del campione al di fuori dell’acqua bollente. Procedere a posizionare il campione nel calorimetro della tazza di caffè immediatamente dopo aver preso la sua temperatura. Potrebbe essere ben al di sotto dei 100 °C. Registrare questa temperatura nella Tabella 1.
Ruotare il sistema tazza di caffè / piombo per garantire una miscela uniforme. Guarda la temperatura sul termometro mentre cambia. Una volta che smette di cambiare, registra quella temperatura nella Tabella 1.
Utilizzando le variazioni di temperatura sia dell’acqua che del campione di piombo e dato il calore specifico dell’acqua, calcolare la testa specifica di piombo usando l’equazione 1.

L’entalpia è un tipo di energia che scorre tra oggetti di diverse temperature.

Per comprendere l’entalpia, si deve avere familiarità con la prima legge della termodinamica, che afferma che l’energia non può essere creata o distrutta, può solo cambiare forma. E la quantità totale di energia in un sistema è costante.

Il concetto di entalpia è evidente in una pentola d’acqua su una stufa. Il calore, indicato dalla lettera Q, scorre spontaneamente dalla stufa calda all’acqua più fredda. In risposta, la temperatura dell’acqua aumenta. Tuttavia, poiché si tratta di un sistema aperto, c’è un po ‘di calore perso nell’ambiente circostante.

D’altra parte, un sistema può essere isolato termodinamicamente, come un thermos riempito con acqua calda, dove il calore non viene trasferito tra il sistema e l’ambiente circostante. Se si lascia cadere un pezzo di un metallo freddo in questo sistema, il calore scorre spontaneamente dall’acqua calda al metallo più freddo. Quindi, se applichiamo la prima legge della termodinamica a questo sistema isolato, possiamo dire che il calore perso dall’acqua, o Qout, è uguale al calore assorbito dal metallo, o Qin.

In questo video, dimostreremo questo semplice esperimento di trasferimento di calore che testa la prima legge della termodinamica.

Prima di approfondire il protocollo, esaminiamo alcuni concetti importanti relativi a questo esperimento. Come abbiamo discusso, il calore, o Q, è un tipo di energia che viene trasferita spontaneamente da un oggetto caldo a un oggetto freddo.

Il calore viene spesso confuso con la temperatura, che è la misura dell’energia cinetica media di tutte le singole molecole in una sostanza. Ad esempio, si consideri un pezzo grande e piccolo di alluminio caldo all’equilibrio termico. Entrambi hanno la stessa temperatura, tuttavia il pezzo di metallo più piccolo ha meno energia termica dell’altro perché ha meno molecole e meno massa.

La relazione tra calore e temperatura è data da questa formula: Q = mCΔT. Pertanto, la quantità di calore necessaria per aumentare la temperatura dipende dalla massa, m, il che ha senso, poiché è necessario meno calore per aumentare la temperatura di 1 grammo di alluminio rispetto a 1 kg.

L’altro fattore è C, o la capacità termica, che dipende dal materiale. Ad esempio, il legno ha una capacità termica superiore rispetto all’alluminio. Ciò significa che è necessario meno calore per aumentare la temperatura di 1 kg di alluminio rispetto a 1 kg di legno.

C è una costante definita come la quantità di calore necessaria per aumentare la temperatura di una massa unitaria di una sostanza di un grado. Questi valori sono stati calcolati empiricamente per molti materiali comuni, come l’acqua.

Nella prossima sezione, vedremo come calcolare sperimentalmente C per il piombo usando un calorimetro, che fornisce un sistema termodinamicamente isolato.

In primo luogo, ottenere due tazze di polistirolo, che fungeranno da calorimetro isolato in questo esperimento. Tagliare una piccola porzione dalla parte superiore di una tazza, in modo che possa fungere da coperchio per l’altra. Praticare un piccolo foro nel coperchio in modo che il termometro si adatti saldamente

Versare 220 ml di acqua nella tazza non modificata, quindi posizionare il coperchio sopra. Misurare la temperatura dell’acqua.

Quindi, riempire un becher con abbastanza acqua in modo che un campione di piombo possa essere completamente sommerso. Metti il becher su una piastra calda e porta l’acqua a ebollizione.

Pesare un campione di piombo e registrare la massa. Quindi, attaccare una corda e sospenderla usando un supporto ad anello. Immergere il campione di piombo nell’acqua bollente fino a quando non è completamente coperto d’acqua.

Attendere cinque minuti per consentire al campione di raggiungere l’equilibrio termico con l’acqua bollente. Rimuovere il campione dall’acqua bollente e registrare la sua temperatura iniziale.

Posizionare rapidamente il campione caldo nella tazza e posizionare il coperchio sopra. Far scorrere il termometro indietro attraverso il foro nel coperchio.

Ruotare la tazza di caffè con il campione di piombo per garantire una temperatura uniforme. Guarda la temperatura sul termometro mentre cambia e registra la temperatura finale stabilizzata.

Dalla prima legge della termodinamica, sappiamo che in questo esperimento, il pezzo caldo di piombo ha trasferito calore all’acqua più fredda. Se assumiamo che il calorimetro fornisca un sistema termodinamicamente isolato, allora la produzione di calore dal piombo è uguale all’apporto di calore all’acqua. Usando la formula Q = mCΔT, otteniamo la seguente equazione.

Dall’esperimento, conosciamo la massa del piombo e dell’acqua e il cambiamento di temperatura del piombo e dell’acqua. Anche la capacità termica dell’acqua è nota. Pertanto, è possibile calcolare la capacità termica del piombo.

Questo è in ottimo accordo con la nota capacità termica del piombo, 0,128. Questo risultato convalida la prima legge della termodinamica.

Il trasferimento di calore e la conservazione dei principi energetici si applicano a diversi eventi quotidiani, ma spesso passano inosservati. Ecco alcuni esempi.

Un semplice esperimento con acqua e ghiaccio dimostra la prima legge della termodinamica e del trasferimento di calore per conduzione termica. Inizialmente, il bicchiere d’acqua è a temperatura ambiente e viene raffreddato con l’aggiunta di ghiaccio. Alla fine, il ghiaccio si scioglie e l’acqua e il ghiaccio sciolto raggiungono la stessa temperatura, poiché il calore è stato trasferito dall’acqua al ghiaccio.

Tuttavia, poiché il sistema non è isolato dall’ambiente circostante, alla fine la stanza più calda trasferisce calore all’acqua aumentando la temperatura.

Un altro esempio di trasferimento di calore è quello tra il sole e la Terra. Tuttavia, questo avviene tramite la radiazione termica, poiché il sole è a una temperatura molto più alta della Terra, il calore scorre dal sole alla Terra. Tuttavia, non tutto il calore viene trasferito alla Terra, poiché parte viene perso in altri corpi nell’universo e nei dintorni.

Hai appena visto l’introduzione di JoVE al calore e la prima legge della termodinamica. Ora dovresti capire il concetto di base del calore e della conservazione dell’energia. Grazie per l’attenzione!

Results

Utilizzando i valori registrati nella Tabella 1,è possibile calcolare il calore specifico del piombo. Dalla prima legge della termodinamica, è noto che l’energia non viene né creata né distrutta in un sistema isolato, ma l’energia può trasferirsi tra diversi oggetti all’interno del sistema. Quando il pezzo caldo di piombo viene messo nel calorimetro della tazza di caffè, il calore verrà fornito dal piombo all’acqua e il trasferimento di calore viene conservato; cioè, la potenza termica del piombo, Q_out, è uguale all’apporto di calore dell’acqua, Q_in

Q_out = Q_in. (Equazione 4)

Come nell’equazione 3, l’energia totale U è costante. Usando l’equazione 1, l’equazione 4 può essere scritta in modo equivalente come:

m_piomboc_piombo ΔT_piombo = m_acquac_acqua ΔT_acqua. (Equazione 5)

Con il calore specifico dell’acqua noto per essere 4,18 J/(g°C) e le informazioni della Tabella 1,il _piombocpuò essere risolto per:

c_piombo = (m_acquac_acqua ΔT_acqua) / (m_piombo Δt_piombo) (Equazione 6)

= (220 g · 4,18 J/(g C^o) · 1,2 °C) / (43,4 C^o· 201 g)

= 0,127 J/(g°C).

Il valore accettato per il calore specifico del piombo è 0,128, quindi i risultati qui sono in ottimo accordo, con solo una differenza dell’1,5%.

Tabella 1. Risultati sperimentali.

	T_i (°C)	T_f(°C)	m (g)
Acqua	18.5	19.7	220
Piombo	63.1	19.7	201

Applications and Summary

La prima legge della termodinamica si applica all’intero universo: nessuna energia può essere creata o distrutta in tutto l’universo, ma tutti i tipi di trasferimenti e trasformazioni di energia hanno luogo. Le piante convertono l’energia della luce solare nell’energia chimica immagazzinata nelle molecole organiche, molte delle quali successivamente mangiamo. Le centrali nucleari che producono gran parte della nostra elettricità utilizzano il trasferimento di calore da barre radioattive calde per produrre vapore, che alimenta le turbine che generano elettricità. I frigoriferi funzionano utilizzando l’elettricità per estrarre il calore dal sistema. Un evaporatore riempito con refrigerante e un condensatore eseguono lavori sul frigorifero per effettuare un trasferimento di calore negativo.

Il trasferimento di calore è stato osservato in un sistema chiuso tra un pezzo di piombo caldo e acqua a temperatura ambiente. La capacità termica specifica è stata misurata misurando le variazioni di temperatura in quantità note di acqua e piombo. Se il sistema a tazza di polistirolo non fosse stato sufficientemente isolato dall’ambiente circostante, il calore del sistema sarebbe stato perso, in altre parole, l’acqua calda / piombo avrebbe funzionato sull’ambiente circostante, come nell’equazione 3. Se questo fosse il caso, i calcoli eseguiti in questo laboratorio sarebbero stati molto più difficili da fare, poiché l’aria circostante dissipa facilmente il calore nell’ambiente circostante. Poiché le tazze di polistirolo fungono da buon isolante, il sistema è stato considerato indipendente dall’aria circostante. Fu osservata la prima legge della termodinamica, poiché nessuna energia fu creata o distrutta durante l’esperimento; l’energia del sistema chiuso è stata conservata.

Transcript

Enthalpy is a type of energy that flows between objects of different temperatures.

In order to understand enthalpy, one must be familiar with the first law of thermodynamics, which states that the energy cannot be created or destroyed, it can only change forms. And the total amount of energy in a system is constant.

The concept of enthalpy is evident in a pot of water on a stove. Heat, denoted by the letter Q, spontaneously flows from the hot stove to cooler water. In response, the temperature of the water rises. However, since this is an open system, there is some heat lost to the surroundings.

On the other hand, a system can be thermodynamically isolated, like a thermos filled with hot water, where heat is not transferred between the system and its surroundings. If you drop a piece of a cold metal into this system, the heat spontaneously flows from the hot water to the cooler metal. So, if we apply the first law of thermodynamics to this isolated system, we can say that the heat lost by the water, or Qout, equals the heat absorbed by the metal, or Qin.

In this video, we will demonstrate this simple heat transfer experiment that tests the first law of thermodynamics.

Before delving into the protocol, let’s review some important concepts related to this experiment. As we discussed, heat, or Q, is a type of energy that is spontaneously transferred from a hot to a cold object.

Heat is often confused with temperature, which is the measure of the average kinetic energy of all of the individual molecules in a substance. For example, consider a large and small piece of hot aluminum at thermal equilibrium. They both have the same temperature, however the smaller piece of metal has less thermal energy than the other because it has fewer molecules and less mass.

The relationship between heat and temperature is given by this formula: Q = mCΔT. Therefore, the amount of heat required to raise the temperature depends on mass, m, which makes sense, as less heat is required to raise the temperature of 1 gram of aluminum as opposed to 1 kg.

The other factor is C, or the heat capacity, which depends on the material. For example, wood has a higher heat capacity than aluminum. This means that less heat is needed to increase the temperature of 1 kg of aluminum than 1 kg of wood.

C is a constant that is defined as the amount of heat required to raise the temperature of a unit mass of a substance by one degree. These values have been calculated empirically for many common materials, like water.

In the next section, we will see how to experimentally calculate C for lead using a calorimeter, which provides a thermodynamically isolated system.

First, obtain two Styrofoam cups, which will act as the insulated calorimeter in this experiment. Cut a small portion off of the top of one cup, so that it can act as a lid for the other. Punch a small hole in the lid so that the thermometer will fit through tightly

Pour 220 mL of water into the unmodified cup, then place the lid on top. Measure the temperature of the water.

Next, fill a beaker with enough water so that a lead sample can be fully submerged.Place the beaker on a hot plate, and bring the water to a boil.

Weigh a lead sample, and record the mass. Then, attach a string and suspend it using a ring stand. Submerge the lead sample in the boiling water until it is completely covered with water.

Wait five minutes to allow the sample to reach thermal equilibrium with the boiling water. Remove the sample from the boiling water, and record its initial temperature.

Quickly place the hot sample into the cup, and place the lid on top. Slide the thermometer back through the hole in the lid.

Swirl the coffee cup with the lead sample to ensure a uniform temperature. Watch the temperature on the thermometer as it changes, and record the final stabilized temperature.

From the first law of thermodynamics, we know that in this experiment, the hot piece of lead transferred heat to the colder water. If we assume that the calorimeter provides a thermodynamically isolated system, then the heat output from the lead equals the heat input to the water. Using the formula Q = mCΔT, we get the following equation.

From the experiment, we know the mass of the lead and the water, and the temperature change of the lead and water. The heat capacity of water is also known. Thus, the heat capacity of lead can be calculated.

This is in excellent agreement with the known heat capacity of lead, 0.128. This result validates the first law of thermodynamics.

Heat transfer and the conservation of energy principles apply to several day-to-day events, but often go unnoticed. Here are some examples.

A simple experiment using water and ice demonstrates the first law of thermodynamics and heat transfer by thermal conduction. Initially, the glass of water is at room temperature and is cooled with the addition of ice. Eventually, the ice melts and the water and melted ice reach the same temperature, as heat was transferred from the water to the ice.

However, because the system is not isolated from the surroundings, eventually the warmer room transfers heat to the water raising the temperature.

Another example of heat transfer is the one between the sun and the Earth. However, this happens via thermal radiation, since the sun is at a much higher temperature than the Earth, the heat flows from the sun to the Earth. However, not all heat is transferred to the Earth, as some is lost to other bodies in the universe and to the surroundings.

You’ve just watched JoVE’s introduction to heat and the first law of thermodynamics. You should now understand the basic concept of heat and the conservation of energy. Thanks for watching!

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