Fórmula de entalpía de agua caliente. La entalpía es lo que es

Entalpía(función térmica, contenido de calor) - potencial termodinámico que caracteriza el estado del sistema en equilibrio termodinámico cuando se selecciona como independiente variables de presión, entropía y número de partículas.

Entalpía es una propiedad termodinámica de una sustancia que indica el nivel de energía almacenada en su estructura molecular. Esto significa que, aunque la materia puede poseer energía en función de la temperatura y la presión, no toda ella se puede convertir en calor. Parte de la energía interna siempre permanece en la sustancia y mantiene su estructura molecular. Parte de la energía cinética de una sustancia es inalcanzable cuando su temperatura se acerca a la temperatura del medio. Como sigue, la entalpía es la cantidad de energía que está disponible para convertirse en calor a una temperatura y presión específicas. Unidades de entalpía - J / kg para energía específica.

Todas las reacciones químicas van acompañadas de la liberación (exotérmica) o la absorción (endotérmica) de calor. La medida del calor de reacción es cambio de entalpía ΔН, que corresponde al intercambio térmico a presión constante. En el caso de reacciones exotérmicas, el sistema pierde calor y ΔН es un valor negativo. En el caso de reacciones endotérmicas, el sistema absorbe calor y ΔН es un valor positivo.

Es conveniente utilizar la entalpía del sistema en los casos en que la presión py la temperatura T se eligen como variables independientes que determinan el estado del sistema.

La entalpía se define a menudo como la energía total de una sustancia, porque es igual a la suma de su energía interna (y) en un estado dado, junto con su capacidad para realizar trabajo (pv). Sin embargo, en realidad, la entalpía no muestra la energía total de una sustancia a una temperatura dada por encima del cero absoluto (-273 ° C). Como sigue, en lugar de definir la entalpía como el calor total de una sustancia, es más exacto definirlo como la cantidad total de energía disponible de una sustancia que se puede convertir en calor.

donde V es el volumen del sistema.

El diferencial de entalpía total (a un número constante de partículas en el sistema y otros parámetros macroscópicos del sistema) tiene la forma:

El estado equilibrado del sistema en los criterios de constancia total S yp corresponde a un valor pequeño de entalpía. Con el aislamiento térmico de los cuerpos (en términos de p = constante), la entalpía se conserva, por lo que a veces se le llama contenido de calor o función térmica. La condición de conservación de la entalpía radica, a saber, en la base de la teoría del efecto Joule-Thomson, que ha encontrado una aplicación práctica fundamental en la licuefacción de gases. El termino " entalpía”Fue propuesto por H. Kamerling-Onnes.

Entalpía, además función térmica y contenido de calor- potencial termodinámico que caracteriza el estado del sistema en equilibrio termodinámico al elegir como variables independientes presión, entropía y número de partículas.

En términos simples, la entalpía es la energía que está disponible para convertirse en calor a una temperatura y presión específicas.

Si se considera que un sistema termomecánico está formado por un macrocuerpo (gas) y un pistón con un área S cargado de peso P = pS equilibrar la presión del gas R dentro del recipiente, tal sistema se llama expandido.

Entalpía o energía de un sistema expandido. mi igual a la suma de la energía interna del gas U y energía potencial del pistón con una carga mi sudor = pSx = pV

Así, la entalpía en este estado es la suma de la energía interna del cuerpo y el trabajo que debe gastarse para que el cuerpo tenga un volumen. V introducir en un ambiente presurizado R y que está en equilibrio con el cuerpo. Entalpía del sistema H- similar a la energía interna y otros potenciales termodinámicos - tiene un significado bien definido para cada estado, es decir, es una función del estado. Por lo tanto, en el proceso de cambio de estado

Ejemplos de

Entalpía invariante en termodinámica relativista

Al construir la termodinámica relativista (teniendo en cuenta la teoría especial de la relatividad), generalmente el enfoque más conveniente es usar la llamada entalpía invariante, para un sistema ubicado en un recipiente determinado.

Con este enfoque, la temperatura se define como el invariante de Lorentz. La entropía también es invariante. Dado que las paredes afectan al sistema, la variable independiente más natural es la presión, por lo que conviene tomar la entalpía como potencial termodinámico.

Para tal sistema, la entalpía y el momento "ordinarios" del sistema forman un 4-vector, y la función invariante de este 4-vector se toma para determinar la entalpía invariante, que es la misma en todos los marcos de referencia:

La ecuación básica de la termodinámica relativista se escribe en términos del diferencial de entalpía invariante de la siguiente manera:

Con esta ecuación, se puede resolver cualquier cuestión de termodinámica de sistemas en movimiento si se conoce la función.

ver también

Fuentes de

1. Bolgarskiy A. V., Mukhachev G. A., Shchukin V. K., "Termodinámica y transferencia de calor" Ed. 2do, rev. y añadir. M .: "Escuela secundaria", 1975, 495 p.
2. Kharin A.N., Kataeva N.A., Kharina L.T., ed. profe. Kharina A. N. "Curso de química", M.: "Escuela superior", 1975, 416 p.

Notas (editar)

Fundación Wikimedia. 2010.

Vea qué es "Entalpía" en otros diccionarios:

Entalpía- (del griego entalpo I calor), una función del estado de un sistema termodinámico, el cambio en el que a presión constante es igual a la cantidad de calor suministrado al sistema, por lo tanto, la entalpía a menudo se denomina función térmica o contenido de calor. . ... ... Ilustrado diccionario enciclopédico

- (del griego entalpo I calentar) una función de valor único H del estado de un sistema termodinámico con parámetros independientes de entropía S y presión p, está relacionada con la energía interna U por la relación H = U + pV, donde V es el volumen del sistema. A p constante, el cambio ... ... Diccionario enciclopédico grande

- (designación H), la cantidad de energía termodinámica (térmica) contenida en la sustancia. En cualquier sistema, la entalpía es igual a la suma de la energía interna y el producto de la presión y el volumen. Medido en términos de cambio (generalmente aumento) en cantidad ... ... Diccionario enciclopédico científico y técnico

Contenido de calor Diccionario de sinónimos rusos. entalpía n., número de sinónimos: 1 contenido de calor (1) Diccionario de sinónimos ASIS ... Diccionario de sinónimos

- (del griego enthalpo I heat) ecosistemas, el estado funcional del ecosistema, que determina su contenido de calor. La entalpía es una propiedad extensa de un ecosistema. Diccionario enciclopédico ecológico. Chisinau: la oficina editorial principal del Soviet de Moldavia ... ... Diccionario ecológico

entalpía- Función de estado de un sistema termodinámico, igual a la suma de la energía interna y el producto del volumen y la presión. Nota La entalpía es una función característica si la entropía y la presión son parámetros independientes. [Colección ... ... Guía del traductor técnico

- (del griego. enthalpo I calor) (contenido de calor, función de Gibbs térmica), potencial termodinámico, que caracteriza el estado macroscópico. sistemas en termodinámica. equilibrio al elegir como principales variables independientes la entropía S y ... ... Enciclopedia física

- [ενυαλπω (entalpo) calentamiento] función termodinámica del estado H, igual a la suma de la energía interna U y el producto del volumen y la presión Vp (H + U + Vp). En procesos que tienen lugar a presión constante, ... ... Enciclopedia geológica

entalpía- entalpía; rama. contenido de calor; función térmica de Gibbs Función del estado del sistema (Н), igual al valor de la energía interna (U), sumado al producto del volumen y la presión; H = U + pV ... Diccionario explicativo terminológico politécnico

entalpía- es una función del estado del sistema, cuyo incremento es igual al calor recibido por el sistema en el proceso isobárico. Química general: libro de texto / A. V. Zholnin ... Terminos quimicos

Durante las reacciones químicas, el calor se absorbe o se libera al medio ambiente. Tal intercambio de calor entre una reacción química y ambiente se llama entalpía, o H. Sin embargo, es imposible medir la entalpía directamente, por lo que es habitual calcular el cambio en la temperatura ambiente (denotado por ∆H). ∆H indica que en el curso de una reacción química, se libera calor al medio ambiente (reacción exotérmica) o se absorbe calor (reacción endotérmica). La entalpía se calcula de la siguiente manera: ∆H = metro x s x ∆T, donde m es la masa de los reactivos, s es la capacidad calorífica del producto de reacción, ∆T es el cambio de temperatura como resultado de la reacción.

Pasos

Resolución de problemas de entalpía

Identificar reactivos y productos de reacción. Cualquier reacción química tiene reactivos y productos de reacción. Producto de reacción es creado como resultado de la interacción de los reactivos. En otras palabras, los reactivos son los ingredientes de la receta y el producto de reacción es el plato terminado. Para encontrar el ∆H de una reacción, necesita conocer los reactivos y los productos de reacción.

• Por ejemplo, necesita encontrar la entalpía de la reacción de formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno: 2H 2 (hidrógeno) + O 2 (oxígeno) → 2H 2 O (agua). En esta reacción H 2 y O 2- reactivos y H 2 O- el producto de la reacción.

1. Determine el peso total de los reactivos. A continuación, debe calcular la masa de los reactivos. Si no puede pesarlos, calcule el peso molecular para encontrar el real. El peso molecular es una constante que se puede encontrar en la tabla periódica u otras tablas de moléculas y compuestos. Multiplica la masa de cada reactivo por el número de moles.

   • En nuestro ejemplo, los reactivos hidrógeno y oxígeno tienen pesos moleculares de 2 gy 32 g, respectivamente. Como usamos 2 moles de hidrógeno (el coeficiente en la reacción química antes del hidrógeno H 2) y 1 mol de oxígeno (la ausencia de un coeficiente frente a O 2 significa 1 mol), la masa total de los reactivos se calcula de la siguiente manera :
     2 × (2g) + 1 × (32g) = 4g + 32g = 36 g

2. Determine la capacidad calorífica del producto. A continuación, determine la capacidad calorífica del producto de reacción. Cada molécula tiene una capacidad calorífica específica, que es constante. Encuentra esta constante en las tablas de un libro de texto de química. Hay varias unidades para medir el calor específico; en nuestros cálculos usaremos J / g ° C.

   • Tenga en cuenta que si hay varios productos de reacción, deberá calcular la capacidad calorífica de cada uno y luego sumarlos para obtener la entalpía de toda la reacción.
   • En nuestro ejemplo, el producto de reacción es agua, que tiene una capacidad calorífica 4,2 J / g ° C.

3. Encuentra el cambio de temperatura. Ahora encontraremos ∆T - la diferencia de temperatura antes y después de la reacción. Reste la temperatura final (T2) de la temperatura inicial (T1). La mayoría de las veces, la escala Kelvin (K) se usa en problemas de química (aunque la escala Celsius (° C) dará el mismo resultado).

   • En nuestro ejemplo, supongamos que la temperatura de reacción inicial fue de 185 K, y después de la reacción se convirtió en 95 K, lo que significa que ∆T se calcula de la siguiente manera:
     ∆T = T2 - T1 = 95 K - 185 K = -90 K

4. Encuentre la entalpía por la fórmula ∆H = metro X s x ∆T. Si m es la masa de los reactivos, s es la capacidad calorífica del producto de reacción y ∆T es el cambio de temperatura, entonces se puede calcular la entalpía de la reacción. Reemplaza los valores en la fórmula ∆H = metro X s x ∆T y obtenga la entalpía. El resultado se calcula en julios (J).

   • En nuestro ejemplo, la entalpía se calcula de la siguiente manera:
     ∆H = (36 g) × (4.2 JK - 1 g - 1) × (-90 K) = -13608 J

5. Determine si se libera o absorbe energía durante la reacción en cuestión. Una de las razones más comunes por las que necesita calcular ∆H en la práctica es averiguar si la reacción será exotérmica (liberación de calor y disminución de la energía propia) o endotérmica (absorción de calor del ambiente y aumento de la autoenergía). energía). Si el valor de ∆H es positivo, entonces la reacción es endotérmica. Si es negativo, la reacción es exotérmica. Cuanto mayor sea el valor absoluto de ∆H, más energía se libera o absorbe. Tenga cuidado si va a realizar un experimento práctico: durante reacciones con un valor de entalpía alto, puede ocurrir una gran liberación de energía y, si se produce rápidamente, puede provocar una explosión.

   • En nuestro ejemplo, el resultado final es -13608 J. Hay un signo negativo delante del valor de entalpía, lo que significa que la reacción exotérmico... Los gases calientes (en forma de vapor) H 2 y O 2 deben liberar algo de calor para formar una molécula de agua, es decir, la reacción de formación de H 2 O es exotérmica.

   Estimación de entalpía

   1. Calcule la energía de enlace para estimar la entalpía. Casi todos reacciones químicas conducir a la ruptura de algunos lazos y la formación de otros. La energía resultante de la reacción no surge de ningún lado y no se colapsa: es la energía que se requiere para romper o formar estos enlaces. Por lo tanto, el cambio en la entalpía de toda la reacción se puede estimar con bastante precisión sumando las energías de estos enlaces.

      Utilice la entalpía de formación para estimar la entalpía. La entalpía de formación permite calcular ∆H calculando las reacciones de formación de reactivos y productos. Si conoce la entalpía de formación de los productos de reacción y los reactivos, puede estimar la entalpía como un todo sumando, como en el caso de la energía discutida anteriormente.

   2. No te olvides de los signos delante de los valores de entalpía. Al calcular la entalpía de formación, invierte la fórmula para determinar la entalpía de reacción del producto y el signo de la entalpía debería cambiar. En otras palabras, si invierte la fórmula, entonces el signo de entalpía debería cambiar al opuesto.

      • En el ejemplo, observe que la reacción de formación del producto C 2 H 5 OH se escribe al revés. C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0.5O 2 es decir, C 2 H 5 OH se descompone, no se sintetiza. Por tanto, el signo delante de la entalpía en tal reacción es positivo, 228 kJ / mol, aunque la entalpía de formación de C 2 H 5 OH es -228 kJ / mol.

   Observación de entalpía durante el experimento.

   1. Tome un recipiente limpio y vierta agua en él. No es difícil ver los principios de la entalpía en acción; basta con realizar un experimento simple. Es necesario que el resultado del experimento no se vea influenciado por contaminantes extraños, por lo que el recipiente debe lavarse y esterilizarse. Los científicos usan recipientes cerrados especiales llamados calorímetros para medir la entalpía, pero un vaso de precipitados o un matraz de vidrio está bien para usted. Llene el recipiente con agua limpia del grifo. temperatura ambiente... Es recomendable realizar el experimento en una habitación fresca.

      • Para el experimento, es conveniente utilizar un recipiente pequeño. Observaremos la entalpía de reacción del agua con Alka-Seltzer, por lo que cuanto menos agua se use, más obvio será el cambio de temperatura.

La entalpía es la energía inherente a un sistema particular, que se encuentra en equilibrio termodinámico con parámetros constantes (presión y entropía).

La entropía es una característica del orden de un sistema termodinámico.

ENTALPÍA(del griego entalpo - calentamiento), la función de valor único H del estado de un sistema termodinámico con parámetros independientes de entropía S y presión p está relacionada con la energía interna U por la relación H = U + pV, donde V es el volumen del sistema. A p constante, el cambio de entalpía es igual a la cantidad de calor suministrada al sistema; por lo tanto, la entalpía a menudo se denomina función de calor o contenido de calor. En un estado de equilibrio termodinámico (en py S constantes), la entalpía del sistema es mínima.

La entropía es una medida de desorden, una medida de homogeneidad, una medida de mezcla y una medida de simetría.

Pocos científicos entendieron este concepto .......... Por lo general, como se dijo en sentido figurado, esta es una medida del caos del sistema ... Es decir, resulta que el caos se puede ordenar. Es decir, permite distinguir procesos reversibles de irreversibles ....... En procesos reversibles, la entropía es máxima y constante ... ... y los procesos irreversibles aumentan. Les daré un artículo ... En el corazón de la termodinámica está la diferencia entre dos tipos de procesos: reversible e irreversible. Un proceso reversible es un proceso que puede ir tanto hacia adelante como en la dirección opuesta, y después de que el sistema regresa a su estado original, no ocurren cambios. Cualquier otro proceso se denomina irreversible. Las leyes del programa de investigación mecanicista clásico son reversibles. Con el surgimiento de la termodinámica, la física ingresa al concepto de irreversibilidad de los procesos, lo que indica los límites de aplicabilidad de la descripción dinámica de los fenómenos.

Entropía (griego. A su vez, transformación) - uno de los básicos. conceptos de la física clásica, introducidos en la ciencia por R. Clausius. Con una t. Sp. Macroscópica. E. expresa la capacidad de transformación de la energía: cuanto más E. es un sistema, menos energía contenida en él es capaz de transformarse. Con la ayuda del concepto de E. formuló uno de los básicos. leyes físicas: la ley del aumento de E., o la segunda ley de la termodinámica, que determina la dirección de las transformaciones de energía: en un sistema cerrado, E. no puede disminuir. El logro de la E. máxima caracteriza el inicio de un estado de equilibrio, en el que ya no son posibles más transformaciones de energía: toda la energía se ha convertido en calor y ha llegado un estado de equilibrio térmico.

Breve reseña

Ley cero

Primera ley

También se puede definir como: la cantidad de calor suministrado al sistema aislado que se gasta en realizar el trabajo y cambiar la energía interna

Segunda ley

Tercera ley

En resumen, se postula que la entropía es "dependiente de la temperatura" y conduce a la formulación de la idea del cero absoluto.

Cuarta ley (provisional)

Cualquier sistema en desequilibrio tiene tales propiedades, llamadas cinéticas, que determinan las características del curso de los procesos de desequilibrio en la dirección indicada por la segunda ley de la termodinámica, y de las cuales no dependen las fuerzas termodinámicas que impulsan estos procesos de desequilibrio.

Los inicios de la termodinámica

Principio cero de termodinámica

El principio cero de la termodinámica se llama así porque se formuló después de que el primer y segundo principios se incluyeron en el número de conceptos científicos bien establecidos. Afirma que un sistema termodinámico aislado a lo largo del tiempo pasa espontáneamente a un estado de equilibrio termodinámico y permanece en él durante un tiempo arbitrariamente largo si Condiciones externas permanece inalterable. También se le llama el principio común. El equilibrio termodinámico presupone la presencia en el sistema de equilibrio mecánico, térmico y químico, así como equilibrio de fase. La termodinámica clásica solo postula la existencia de un estado de equilibrio termodinámico, pero no dice nada sobre el momento de su consecución.

En la literatura, el inicio cero también incluye a menudo disposiciones sobre las propiedades del equilibrio térmico. El equilibrio térmico puede existir entre sistemas separados por una partición fija permeable al calor, es decir, una partición que permite que los sistemas intercambien energía interna, pero que no permite el paso de la materia. El postulado de la transitividad del equilibrio térmico establece que si dos cuerpos separados por tal partición (diatérmica) están en equilibrio térmico entre sí, entonces cualquier tercer cuerpo que esté en equilibrio térmico con uno de estos cuerpos también estará en equilibrio térmico con el otro cuerpo.

En otras palabras, si dos sistemas cerrados A y B se ponen en contacto térmico entre sí, luego, después de alcanzar el equilibrio termodinámico por el sistema completo A+B sistemas A y B estarán en un estado de equilibrio térmico entre sí. Además, cada uno de los sistemas A y B en sí mismo también se encuentra en un estado de equilibrio termodinámico. Entonces si los sistemas B y C están en equilibrio térmico, entonces los sistemas A y C también están en equilibrio térmico entre sí.

En la literatura extranjera y traducida, el mismo postulado de la transitividad del equilibrio térmico a menudo se denomina principio cero, y la posición para lograr el equilibrio termodinámico puede denominarse principio "menos primero". La importancia del postulado de la transitividad radica en que permite introducir una determinada función del estado del sistema con las propiedades empírico temperatura, es decir, crear instrumentos para medir la temperatura. La igualdad de temperaturas empíricas medidas con la ayuda de tal dispositivo, un termómetro, es una condición para el equilibrio térmico de los sistemas (o partes del mismo sistema).

La primera ley de la termodinámica.

La primera ley de la termodinámica expresa la ley universal de conservación de la energía aplicada a los problemas de la termodinámica y excluye la posibilidad de crear un motor eterno del primer tipo, es decir, un dispositivo capaz de realizar un trabajo sin el correspondiente gasto de energía.

Energía interna U El sistema termodinámico se puede cambiar de dos formas, trabajando en él o mediante intercambio de calor con el medio ambiente. La primera ley de la termodinámica afirma que el calor recibido por el sistema aumenta la energía interna del sistema y realiza el trabajo de este sistema, que se puede escribir como δQ = δA + dU... Aquí dU- diferencial total de la energía interna del sistema, δQ es la cantidad elemental de calor transferida al sistema, y δA- infinitamente pequeño o elemental trabajo realizado por el sistema. Dado que el trabajo y el calor no son funciones de un estado, sino que dependen de la forma en que el sistema pasa de un estado a otro, la notación con el símbolo δ para enfatizar que δQ y δA son cantidades infinitesimales que no pueden considerarse diferenciales de ninguna función.

Señales en δQ y δA en la relación anterior, se expresa un acuerdo de que el trabajo realizado por el sistema y el calor recibido por el sistema se consideran positivos, como se acepta en la mayoría de los trabajos modernos sobre termodinámica.

Si el sistema realiza solo trabajo mecánico debido a un cambio en su volumen, entonces el trabajo elemental se escribe como δA = P dV, donde dV- incremento de volumen. En procesos cuasi-estáticos, este trabajo es igual al trabajo de fuerzas externas sobre el sistema, tomado con el signo opuesto: δA En t = –ΔA fuera, pero para procesos no cuasi-estáticos esta relación no se cumple. En el caso general, el trabajo elemental se escribe como la suma δA = A 1 da 1 + A 2 da 2 + ... , donde A 1 ,A 2 , ... - funciones de parámetros a 1 ,a 2 , ... y temperaturas T llamado fuerzas generalizadas .

El trabajo asociado con un cambio en la cantidad de una sustancia en el sistema (trabajo químico) se puede aislar de la expresión general de trabajo en un término separado.

La segunda ley de la termodinámica.

La segunda ley de la termodinámica establece límites en la dirección de los procesos que pueden ocurrir en los sistemas termodinámicos y excluye la posibilidad de crear un motor eterno del segundo tipo. De hecho, Sadi Carnot llegó a este resultado en su ensayo "Sobre la fuerza motriz del fuego y las máquinas capaces de desarrollar esta fuerza". Sin embargo, Carnot se basó en los conceptos de la teoría calórica y no dio una formulación clara de la segunda ley de la termodinámica. Esto fue hecho de forma independiente en 1850-1851 por Clausiusom y Kelvin. Hay varias formulaciones diferentes, pero al mismo tiempo equivalentes, de esta ley.

Postulado de Kelvin: "Un proceso circular es imposible, cuyo único resultado sería la producción de trabajo enfriando el depósito de calor". Este proceso circular se denomina proceso de Thomson-Planck y se postula que tal proceso es imposible.

Postulado de Clausius: "El calor no puede pasar espontáneamente de un cuerpo menos calentado a un cuerpo más calentado". El proceso en el que no ocurren otros cambios excepto la transferencia de calor de un cuerpo frío a uno caliente se llama proceso de Clausius. El postulado afirma que tal proceso es imposible. El calor puede pasar espontáneamente en una sola dirección, de un cuerpo más calentado a uno menos calentado, y este proceso es irreversible.

Tomando como postulado la imposibilidad del proceso de Thomson-Planck, se puede probar que el proceso de Clausius es imposible, y viceversa, de la imposibilidad del proceso de Clausius se deduce que el proceso de Thomson-Planck también es imposible.

Una consecuencia de la segunda ley de la termodinámica, postulada en las formulaciones anteriores, permite introducir para los sistemas termodinámicos una función más del estado termodinámico. S, llamado entropía, de modo que su diferencial total para procesos cuasi-estáticos se escribe como dS = δQ / T... Junto con la temperatura y la energía interna introducidas en el cero y el primer principio, la entropía constituye un conjunto completo de cantidades necesarias para la descripción matemática de los procesos termodinámicos. Solo dos de las tres cantidades mencionadas que la termodinámica agrega a la lista de variables utilizadas en física son independientes.

La tercera ley de la termodinámica.

La tercera ley de la termodinámica, o el teorema de Nernst, afirma que la entropía de cualquier sistema de equilibrio, cuando la temperatura se acerca al cero absoluto, deja de depender de cualquier parámetro de estado y tiende a un cierto límite. De hecho, el contenido del teorema de Nernst incluye dos disposiciones. El primero de ellos postula la existencia de un límite de entropía ya que tiende al cero absoluto. El valor numérico de este límite generalmente se supone que es cero, por lo que en la literatura a veces se dice que la entropía del sistema tiende a cero cuando la temperatura tiende a 0 K. el otro ocurre sin un cambio en la entropía.

Los valores cero de temperatura y entropía en el cero absoluto se aceptan como convenciones convenientes para eliminar la ambigüedad al construir una escala para cantidades termodinámicas. El valor de temperatura cero sirve como punto de referencia para construir una escala de temperatura termodinámica. La entropía que desaparece a la temperatura del cero absoluto se llama entropía absoluta... En los libros de referencia de cantidades termodinámicas, los valores de entropía absoluta se dan a menudo a una temperatura de 298,15 K, que corresponden a un aumento de la entropía cuando una sustancia se calienta de 0 K a 298,15 K.

La entalpía, también función de calor y contenido de calor, es un potencial termodinámico que caracteriza el estado de un sistema en equilibrio termodinámico cuando la presión, la entropía y el número de partículas se seleccionan como variables independientes.

En términos simples, la entalpía es la energía que está disponible para convertirse en calor a una temperatura y presión específicas.

La definición de esta cantidad es la identidad: H = U + PV

La dimensión de la entalpía es J / mol.

En química, el más comúnmente considerado procesos isobáricos (PAGS= constante), y el efecto térmico en este caso se denomina cambio en la entalpía del sistema o entalpía del proceso :

En un sistema termodinámico, se acordó considerar negativo el calor liberado de un proceso químico (proceso exotérmico, Δ H < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH > 0.

Entropía

pero por espontáneo

La dependencia del cambio en la entropía de la temperatura se expresa mediante la ley de Kirchhoff:

Para un sistema aislado, el cambio de entropía es un criterio para la posibilidad de un proceso espontáneo. Si, entonces el proceso es posible; si, entonces en la dirección de avance el proceso es imposible; si, entonces el sistema está en equilibrio.

Potenciales termodinámicos. Energía libre de Gibbs y Helmholtz.

Para caracterizar los procesos que ocurren en sistemas cerrados, introducimos nuevas funciones termodinámicas de estado: potencial isobárico-isotérmico (energía libre de Gibbs G) y potencial isocórico-isotérmico (energía libre de Helmholtz F).

Para un sistema cerrado en el que se lleva a cabo un proceso de equilibrio a temperatura y volumen constantes, expresemos el trabajo de este proceso. Lo que denotamos A max (ya que el trabajo del proceso realizado en equilibrio es máximo):

A máx = T∆S-∆U

Introducimos la función F = U-TS-potencial isocórico-isotérmico, que determina la dirección y el límite del curso espontáneo del proceso en un sistema cerrado en condiciones isocóricas-isotérmicas y obtenemos:

El cambio en la energía de Helmholtz está determinado solo por el estado inicial y final del sistema y no depende de la naturaleza del proceso, ya que está determinado por dos funciones de estado: U y S. Recuerde que la cantidad de trabajo recibido o El gasto puede depender de la forma en que se lleve a cabo el proceso durante la transición del sistema del estado inicial al final, pero sin cambiar la función.

Un sistema cerrado en condiciones isobárico-isotérmicas se caracteriza por el potencial isobárico-isotérmico G:

La energía diferencial de Gibbs para un sistema con un número constante de partículas, expresada en términos de variables propias, en términos de presión py temperatura T:

Para un sistema con un número variable de partículas, este diferencial se escribe de la siguiente manera:

Aquí está el potencial químico, que se puede definir como la energía que debe gastarse para agregar otra partícula al sistema.

El análisis de la ecuación ∆G = ∆H-T∆S permite establecer cuál de los factores que componen la energía de Gibbs es responsable de la dirección de la reacción química, la entalpía (∆H) o la entropía (∆S · T).

Si ΔH< 0 и ΔS >0, luego siempre ΔG< 0 и реакция возможна при любой температуре.

Si ΔH> 0 y ΔS< 0, то всегда ΔG >0, y una reacción con absorción de calor y una disminución de la entropía es imposible bajo cualquier condición.

En otros casos (ΔH< 0, ΔS < 0 и ΔH >0, ΔS> 0), el signo de ΔG depende de la relación entre ΔH y TΔS. Una reacción es posible si va acompañada de una disminución del potencial isobárico; a temperatura ambiente, cuando el valor de T es pequeño, el valor de TΔS también es pequeño y, por lo general, el cambio de entalpía es mayor que TΔS. Por tanto, la mayoría de las reacciones a temperatura ambiente son exotérmicas. Cuanto mayor es la temperatura, mayor es el TΔS, e incluso las reacciones endotérmicas se vuelven realizables.

La energía de formación de Gibbs estándar ΔG ° se entiende como el cambio en la energía de Gibbs en la reacción de formación de 1 mol de una sustancia en el estado estándar. Esta definición asume que la energía de Gibbs estándar de formación de una sustancia simple estable en condiciones estándar es cero.

El cambio en la energía de Gibbs no depende de la trayectoria del proceso; por lo tanto, es posible obtener diferentes valores desconocidos de las energías de formación de Gibbs a partir de ecuaciones en las que, por un lado, las sumas de las energías de se escriben los productos de reacción y, por otro lado, las sumas de las energías de las sustancias iniciales.

Cuando se utilizan los valores de la energía de Gibbs estándar, el criterio para la posibilidad fundamental del proceso en condiciones no estándar es la condición ΔG °< 0, а критерием принципиальной невозможности - условие ΔG° >0. Al mismo tiempo, si la energía de Gibbs estándar es cero, esto no significa que en condiciones reales (distintas de las estándar) el sistema estará en equilibrio.

Condiciones para el flujo espontáneo de procesos en sistemas cerrados: