Back to chapter

6.6:

אנתלפי

JoVE Core
Chemistry
This content is Free Access.
JoVE Core Chemistry
Enthalpy

Languages

Share

תגובות כימיות מסוימות משחררות חום אדיר ומבצעות עבודה על הסביבה. לדוגמה, הבערה של דלק טילים, הגורמת לחללית להמריא מעל פני האדמה. סכום החום, Q, והעבודה, W, הוא השינוי באנרגיה הפנימית, ΔE(דלתא E)כפי שמוצג בחוק הראשון של התרמודינמיקה.בתגובות כימיות הכוללת גזים ומתרחשות בלחץ האטמוספרה, העבודה הנעשית היא העבודה המכנית הקשורה לשינויי נפח התרחבות או התכווצות. לכן העבודה שווה לערך השלילי של הלחץ כפול השינוי בנפח. הצבת W בחוק הראשון של התרמודינמיקה וסידור מחדש של המשתנים במשוואה מראה ש-Q שווה לΔE ועוד P כפול ΔV, ומתקבל הביטוי של העברת חום בלחץ קבוע.בתגובות כימיות אחרות כמו בערה של עץ לצורך בישול מזון, יותר רלוונטי לכמת את החום שנפלט לצורך הבישול מאשר למדוד את כמות עבודת ההתפשטות שנעשית על הסביבה. מאחר שאנרגיה פנימית מתייחסת גם לחום וגם לעבודה, ΔE לא משמשת בתנאי לחץ קבוע. כדי לדון באופן בלעדי במעבר האנרגיה בצורת חום, מוגדרת צורה חדשה של תרמודינמיקה אנתלפיה.אנתלפיה, H, שווה לסכום האנרגיה הפנימית E, ועבדות הלחץ נפח, PV.מכיוון שאנרגיה, לחץ ונפח הן פונקציות מצב, גם אנתלפיה היא פונקצית מצב. ערכי אנתלפיה מוחלטים של חומרים ספציפיים לא ניתנים למדידה. ניתן לקבוע רק את השינוי באנתלפיה.שינוי באנתלפיה, ΔH, שווה לשינוי באנרגיה הפנימית, ΔE, ועוד P כפול ΔV.נזכור שהשינוי באנרגיה הוא סכום החום ועוד עבודת לחץ-נפח. ניתן לשלב את המשוואה כדי להראות שבתנאי לחץ קבוע דלתא H שווה לחום, Q, שהמערכת קיבלה או איבדה. אם המערכת מאבדת אנרגיה לסביבתה בצורה של חום, כמו במקרה של העץ הבוער, הטמפרטורה של הסביבה עולה.זה מתואר באמצעות סימן מינוס ל-Q. בהתאם לכך, ΔH הופך לשלילי והתהליך מתואר כאקסותרמי. לעומת זאת, אם מערכת מקבלת אנרגיה מהסביבה בצורה של חום כמו בתגובה המתרחשת בשימוש בשקית קירור כימית, הטמפרטורה של הסביבה יורדת.החום, במקרה הזה, מתואר באמצעות סימן חיובי. זה הופך את ΔH לחיובית והתהליך נקרא אנדותרמי.

6.6:

אנתלפי

Chemists ordinarily use a property known as enthalpy (H) to describe the thermodynamics of chemical and physical processes. Enthalpy is defined as the sum of a system’s internal energy (E) and the mathematical product of its pressure (P) and volume (V):

Eq1

Enthalpy is a state function. Enthalpy values for specific substances cannot be measured directly; only enthalpy changes for chemical or physical processes can be determined. For processes that take place at constant pressure (a common condition for many chemical and physical changes), the enthalpy change (ΔH) is:

Eq2

The mathematical product PΔV represents work (w), namely, expansion or pressure-volume work. By their definitions, the arithmetic signs of ΔV and w will always be opposite:

Eq3

Substituting this equation and the definition of internal energy at constant pressure (ΔE = qp + w) into the enthalpy-change equation yields:

Eq4

where qp is the heat of reaction under conditions of constant pressure. 

And so, if a chemical or physical process is carried out at constant pressure with the only work done caused by expansion or contraction (P-V work), then the heat flow (qp) and enthalpy change (ΔH) for the process are equal.

The heat given off while operating a Bunsen burner is equal to the enthalpy change of the methane combustion reaction that takes place since it occurs at the essentially constant pressure of the atmosphere. Chemists usually perform experiments under normal atmospheric conditions, at constant external pressure with qp = ΔH, which makes enthalpy the most convenient choice for determining heat changes for chemical reactions.

A negative value of an enthalpy change, ΔH < 0, indicates an exothermic reaction (heat given off to the surroundings); a positive value, ΔH > 0, indicates an endothermic reaction (heat absorbed from the surroundings). If the direction of a chemical equation is reversed, the arithmetic sign of its ΔH is changed (a process that is endothermic in one direction is exothermic in the opposite direction).

Conceptually, ΔE (a measure of heat and work) and ΔH (a measure of heat at constant pressure) both represent changes in a state function for the system. In processes where the volume change, ΔV, is small (melting of ice), and ΔE and ΔH are identical. However, if the volume change is significant (evaporation of water), the amount of energy transferred as work will be significant; thus, ΔE and ΔH have significantly different values.

This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Section 5.3: Enthalpy.

Suggested Reading

  1. Canagaratna, Sebastian G. "A visual aid in enthalpy calculations." Journal of Chemical Education 77, no. 9 (2000): 1178.
  2. Howard, Irmgard K. "H is for enthalpy, thanks to Heike Kamerlingh Onnes and Alfred W. Porter." Journal of chemical education 79, no. 6 (2002): 697.
  3. Van Ness, Hendrick C. Classical thermodynamics of non-electrolyte solutions. Elsevier, 2015.