Энтальпия в термодинамике. Энтальпия — что это такое простыми словами

Энтальпия. Этому элементу I - d диаграммы я посвятил отдельную тему, потому как для меня этот элемент являлся наименее понятным среди остальных (температуры, влагосодержания и относительной влажности ) и требующим разбора других попутных понятий.
Продублирую рисунок из прошлой статьи :

Не буду глубоко вдаваться в терминологию, скажу лишь, что я понимаю энтальпию воздуха, как энергию, которую хранит в себе определенный объем воздуха. Эта энергия является потенциальной, то есть в условии равновесия воздух не тратит эту энергию и не поглощает её из других источников.

Не буду даже приводить пример для разъяснения своего определения (хотя хотел ), потому как, по моему мнению, это запутает и уведет в сторону.

Сразу к делу - что главное мы можем взять из энтальпии? - отвечаю - энергию (или количество теплоты ), которую нужно передать воздуху, чтобы нагреть его или отнять, чтобы его охладить (или осушить ).

Например, у нас есть задача - посчитать какой мощности нам нужен калорифер, чтобы осенью или весной подать в помещение 1200 м3/ч нагретого до температуры плюс 20 градусов наружного воздуха. Расчетная температура наружного воздуха в переходный период - плюс 10 градусов при энтальпии 26,5 кДж/кг (по СП 60.13330.2012 ).

Задача решается легко. Для того чтобы решить такую простую задачку используя и-д диаграмму, нам необходимо ввести в уровень понимания единицы измерения некоторых физических величин:
1) Энтальпия - килоДжоуль/килограмм. То есть количество потенциальной энергии в одном килограмме воздуха. Здесь все просто - если энтальпия равна 20, то это означает, что в одном килограмме данного воздуха находится 20 килоджоулей потенциальной теплоты или 20000 джоулей.
2) Мощность калорифера - Ватты, но в то же время ватты можно разложить на Джоуль/секунда. То есть, сколько может выдать калорифер энергии за одну секунду. Чем больше энергии нам сможет выдать калорифер за секунду, тем он мощнее. И тут все просто.

Итак, берем I - d диаграмму и ставим на ней точку наружного воздуха. После, проводим прямую линию вверх (идет нагрев воздуха без изменения влагосодержания ).

Мы получаем точку на j - d диаграмме с температурой плюс 20 градусов и энтальпией 36,5 кДж/кг. Возникает вопрос - что, же, черт возьми, нам дальше делать с этой гребанной информацией?! :)

Во первых, обратим внимание на то, что мы производили все операции с одним килограммом воздуха (это косвенно видно по единице измерения энтальпии кДж/кг ).

Во вторых, у нас был килограмм воздуха с 26,5 кДж, а стал с 36,5 кДж потенциальной энергии. То есть килограмму воздуха сообщили 10 кДж для того чтобы его температура поднялась с плюс 10 градусов до плюс двадцати.

Дальше мы переведем 1200 м 3 /ч в кг/с(килограммы/секунда, т.к. на I - d диаграмме используются эти единицы измерения ), умножив 1200 на 1,25 кг/м 3 (один метр кубический десятиградусного воздуха весит 1,25 килограмма ), что даст нам 1500 кг/ч, а затем разделив на 3600 (обратите внимание на логику перевода между системами - делим мы на 3600 не потому что мы так зазубрили или запомнили, а потому что за секунду у нас воздуха пройдет меньше чем за час, меньше в 3600 раз ) получаем итог 0,417 кг/с.

Идем дальше. Мы получили, что за одну секунду проходит 0,417 кг воздуха. И мы знаем, что каждому килограмму необходимо передать (сообщить ) 10 кДж для того, чтобы нагреть его до температуры плюс 20 градусов. Сообщаем, умножая 0,417 кг/с на 10 кДж/кг, и получая 4,17 кДж/с (килограммы сократились ) или 4170 Дж/с, что равно 4170 Вт (определено нами ранее по тексту ). Вот мы и получили мощность нашего калорифера.

Кондиционирование

Охлаждение происходит по тому же принципу, но только немного сложнее из-за выделения влаги из воздуха.

Выделение влаги (конденсата ) из воздуха происходит тогда, когда температура воздуха при охлаждении достигает точки росы на линии относительной влажности 100%. В предыдущей статье я описал этот процесс:

Вроде бы, нет ничего сложного - охлаждаем воздух с температурой плюс 20 градусов и относительной влажностью 50% до плюс 12 градусов (как это обычно происходит в сплит-системах ), проводя прямую вертикально вниз из точки 20-ти градусного воздуха до точки 12-ти градусного воздуха.

И что мы видим - никаких влаговыделений. Влагосодержание осталось на прежнем уровне - 8 г/кг. Но мы то знаем, что при работе кондиционера идет обильное влаговыделение (конденсат активно капает из дренажной трубки, выведенной на фасад здания ) - этот факт подтверждается неоднократным наблюдением гуляющего по летним улицам.

Возникает вопрос - откуда же влага? Ответ: дело в том, что через внутренний блок кондиционера проходят медные трубки, которые охлаждаются хладагентом до температур, которые ниже плюс 12 градусов, и в связи с этим охлаждаемый воздух делится на слои с различной температурой, примерно как на рисунке ниже (предположим, что трубки охлаждаются до плюс 5 градусов ). Сразу скажу, что это далекий от действительности, но показывающий общий смысл вышесказанных мною слов рисунок (прошу меня за него не ругать )

Поэтому из того воздуха, который соприкасается с трубками(и оребрением ) и выпадает влага. А тот воздух, что не успел охладиться до точки росы, или успел, но избежал контакта с охлажденной поверхностью, минует процесс влаговыделения и несет в себе столько же влаги, сколько он нес в себе до охлаждения (по сути ).

Для того чтобы провести правильную прямую процесса охлаждения воздуха в таком охладителе (где температура хладагента ниже температуры точки росы ), нам необходимо учесть каждый воздушный поток с различными тепловлажностными параметрами воздуха и найти на графике точки смешения всех этих потоков - что по моему мнению - не реально (у меня просто не хватит мозгов на это )! Но…

Я пришел к вот такому решению (скорее всего не я такой один ) - у нас есть температура входящего воздуха, есть температура хладагента и есть температура получаемого воздуха, и я считаю, что нам достаточно провести линию процесса охлаждения части воздуха до плюс 5 градусов и найти точку смешения 5-ти градусного воздуха и 20-ти градусного воздуха. То есть, я предполагаю, что проходя через внутренний блок кондиционера, воздух делится на два потока - тот, который охлаждается до плюс пяти градусов и выдает нам наибольшее количество влаги, и тот который вообще не охлаждается, а на выходе эти два потока смешиваются и образуют поток воздуха с температурой плюс 12 градусов и определенным влагосодержанием.

Я считаю, что для достижения тех целей, которые я преследую, результата, полученного при таком упрощении, вполне достаточно. А какие же цели я преследую?

Первая цель - это определение максимального влаговыделения для того, чтобы рассчитать систему конденсатоотвода (особенно актуально это при системах кондиционирования, в составе которых две и более охлаждающих установок )

Вторая цель - учесть количество холода, идущего на перевод воды из газообразного состояния в жидкое (на конденсацию влаги; так назывемая скрытая холодопроизводительность ). Особенно актуально это при охлаждении (отведении тепла ) во влажных помещениях. Например, нам необходимо отвести от определенного насоса 2 кВт тепла, которые он выделяет в помещение. Если мы не учтем, что помещение влажное (влажное, по каким либо причинам ) и установим в помещение сплит-систему мощностью 2,5 кВт, то мы можем получить (при определенных условиях ), что сплит-система тратит 1 кВт лишь для того, чтобы перевести пар во влагу, а на удаление теплоизбытков тратит оставшиеся 1,5 кВт, что меньше на 500 Вт необходимого, и что может привести к перегреву насоса и скорого его выхода из строя.

Итак, делим поток на два потока, один из которых охлаждаем до плюс пяти - отрезок 1-2, а другой оставляем не тронутым - точка 1.

Смешиваем эти два потока, объединяя получившиеся точки прямой 1-3-2, и находим нашу 12-ти градусную точку на получившейся прямой.

Оставляем прямую 1-3 как линию процесса охлаждения воздуха в сухом охладителе с температуры плюс 20 градусов до плюс 12 градусов с выделением конденсата.

Для того чтобы узнать количество конденсата, выпавшего на оребрении и трубках охладителя нам необходимо вычесть влагосодержание получившегося воздуха из влагосодержания необработанного воздуха 7,3 г/кг - 6,3 г/кг. В итоге мы получим, что из каждого килограмма прошедшего через охладитель воздуха выделится 1 грамм конденсата. Чтобы узнать расход конденсата, нам необходимо узнать, сколько килограммов воздуха проходит через теплообменник за определенное время. Например, если нам необходимо охладить 1400 м 3 /ч воздуха с температуры плюс 20 градусов с относительной влажностью 50% до температуры плюс 12 градусов, то мы переведем 1400 м 3 /ч в 1680 кг/ч и получим, что за час обработки воздуха выделится 1680 грамм конденсата (по одному грамму на каждый килограмм воздуха ), что равно 0,47 г/с (грамм/секунда ) и 0,47 * 10 -3 кг/с.

Полная холодопроизводительность находится так же, как мы искали теплопроизводительность калорифера ранее. Берем энтальпию начальной точки 28 кДж/кг, вычитаем из нее энтальпию конечной точки 38,5 кДж/кг, получая отрицательное число 10,5 кДж/кг (минус указывает на то, что энергия отдается хладагенту ). Переводим 1680 кг/ч в килограмм/секунда, что будет равняться 0,47 кг/с. В итоге получаем 4,935 кДж/с, что равно 4,935 кВт мощности.

Подпишись на мой YouTube-канал FAN-tastiK - канал о проектировании Вентиляции, Кондиционирования и Отопления

Если есть необходимость определить скрытую холодопроизводительность , можно найти её, отталкиваясь от количества выделенного конденсата, используя удельную теплоту парообразования:
Теплота, требуемая для конденсации влаги, находится по формуле: Q = L * m ,
где L - удельная теплота парообразования; m - масса влаги.
L воды равно: 2260 кДж/кг.

Для того, чтобы перевести 0,47 грамма воды из газообразного состояния в жидкое состояние за секунду нам требуется 2260 Дж * 10 3 * 0,47 кг/с * 10 -3 = 1063 Дж/с, что равно 1063 Вт.

Итак скрытая холодопроизводительность данного процесса равна 1063 Вт.

Это Все

Собственно, это все, что я хотел рассмотреть в данной статье. Прошу не бранить меня за наивную упрощенность описанного мною - я постарался объяснить в первую очередь себе - что такое энтальпия и как ей пользоваться. Надеюсь Вам было интересно и полезно. Спасибо за внимание.

P.S. Эта статья не в коем случае не является учебным пособием. Она лишь мое субъективное видение вопроса. Я бы даже сказал - каждое слово, написанное в этой статье, является ошибочным. Информацию, достойную носить звание "Научная истина" ищите в учебниках.

Энтальпи́я, также тепловая функция и теплосодержание - термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.

Проще говоря, энтальпия - это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении.

Определением этой величины служит тождество: H=U+PV

Размерность энтальпии-Дж/моль.

В химии чаще всего рассматривают изобарические процессы (P = const), и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса :

В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс, ΔH < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH > 0.

Энтропия

а для самопроизвольных

Зависимость изменения энтропии от температуры выражается законом Кирхгофа:

Для изолированной системы изменение энтропии – критерий возможности самопроизвольного протекания процесса. Если , то процесс возможен; если, то в прямом направлении процесс невозможен; если, то в системе равновесие.

Термодинамические потенциалы. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца.

Дл я характеристики процессов, протекающих в закрытых системах, введем новые термодинамические функции состояния: изобарно-изотермический потенциал (свободная энергия Гиббса G) и изохорно-изотермический потенциал (свободная энергия Гельмгольца F).

Для закрытой системы, в которой осуществляется равновесный процесс при постоянных температуре и объеме, выразим работу данного процесса. Которую обозначим А max (посколько работа процесса, проводимого равновесно, максимальна):

A max =T∆S-∆U

Введем функцию F=U-TS-изохорно-изотермический потенциал, определяющий направление и предел самопроизвольного протекания процесса в закрытой системе, находящейся в изохорно-изотермических условиях и получим:

Изменение энергии Гельмгольца определяется только начальным и конечным состоянием системы и не зависит от характера процесса, поскольку оно определяется двумя функциями состояния: U и S. Напомним, что от способа проведения процесса при переходе системы из начального в конечное состояние может зависеть величина полученной или затраченной работы, но не изменение функции.

Закрытую систему, находящуюся в изобарно- изотермических условиях, характеризует изобарно-изотермический потенциал G:

Дифференциалэнергии Гиббса для системы с постоянным числом частиц, выраженный в собственных переменных - черездавлениеp итемпературуT:

Для системы с переменным числом частиц этот дифференциал записывается так:

Здесь -химический потенциал, который можно определить как энергию, которую необходимо затратить, чтобы добавить в систему ещё одну частицу.

Анализ уравнения ∆G=∆H-T∆S позволяет установить, какой из факторов, составляющих энергию Гиббса, ответственен за направление протекания химической реакции, энтальпийный (ΔH) или энтропийный (ΔS · T).

Если ΔH < 0 и ΔS > 0, то всегда ΔG < 0 и реакция возможна при любой температуре.

Если ΔH > 0 и ΔS < 0, то всегда ΔG > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях.

В остальных случаях (ΔH < 0, ΔS < 0 и ΔH > 0, ΔS > 0) знак ΔG зависит от соотношения ΔH и TΔS. Реакция возможна, если она сопровождается уменьшением изобарного потенциала; при комнатной температуре, когда значение T невелико, значение TΔS также невелико, и обычно изменение энтальпии больше TΔS. Поэтому большинство реакций, протекающих при комнатной температуре, экзотермичны. Чем выше температура, тем больше TΔS, и даже эндотермические реакции становятся осуществляемыми.

Под стандартной энергией Гиббса образования ΔG°, понимают изменение энергии Гиббса при реакции образования 1 моль вещества, находящегося в стандартном состоянии. Это определение подразумевает, что стандартная энергия Гиббса образования простого вещества, устойчивого в стандартных условиях, равна нулю.

Изменение энергии Гиббса не зависит от пути процесса, следовательно можно получать разные неизвестные значения энергий Гиббса образования из уравнений, в которых с одной стороны записанны суммы энергий продуктов реакции, а с другой - суммы энергий исходных веществ.

При пользовании значениями стандартной энергии Гиббса критерием принципиальной возможности процесса в нестандартных условиях принимается условие ΔG° < 0, а критерием принципиальной невозможности - условие ΔG° > 0. В то же время, если стандартная энергия Гиббса равна нулю, это не означает, что в реальных условиях (отличных от стандартных) система будет в равновесии.

Условия самопроизвольного протекания процессов в закрытый системах:

Энтальпи́я , также тепловая функция и теплосодержание - термодинамический потенциал , характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления , энтропии и числа частиц.

Проще говоря, энтальпия - это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении.

Если термомеханическую систему рассматривать как состоящую из макротела (газа) и поршня площадью S с грузом весом Р = pS , уравновешивающего давление газа р внутри сосуда, то такая система называется расширенной .

Энтальпия или энергия расширенной системы Е равна сумме внутренней энергии газа U и потенциальной энергии поршня с грузом E пот = pSx = pV

Таким образом, энтальпия в данном состоянии представляет собой сумму внутренней энергии тела и работы, которую необходимо затратить, чтобы тело объёмом V ввести в окружающую среду, имеющую давление р и находящуюся с телом в равновесном состоянии. Энтальпия системы H - аналогично внутренней энергии и другим термодинамическим потенциалам - имеет вполне определенное значение для каждого состояния, т. е. является функцией состояния. Следовательно, в процессе изменения состояния

Примеры

Инвариантная энтальпия в релятивистской термодинамике

При построении релятивистской термодинамики (с учетом специальной теории относительности) обычно наиболее удобным подходом является использование так называемой инвариантной энтальпии - для системы, находящейся в некотором сосуде.

При этом подходе температура определяется как лоренц-инвариант . Энтропия - также инвариант. Поскольку стенки влияют на систему, наиболее естественной независимой переменной является давление , в связи с чем в качестве термодинамического потенциала удобно брать именно энтальпию .

Для такой системы «обычная» энтальпия и импульс системы образуют 4-вектор , и за определение инвариантной энтальпии, одинаковой во всех системах отсчёта, берётся инвариантная функция этого 4-вектора:

Основное уравнение релятивистской термодинамики записывается через дифференциал инвариантной энтальпии следующим образом:

Пользуясь этим уравнением, можно решить любой вопрос термодинамики движущихся систем, если известна функция .

См. также

Источники

1. Болгарский А. В., Мухачев Г. А., Щукин В. К., «Термодинамика и теплопередача» Изд. 2-е, перераб. и доп. М.: «Высшая школа», 1975, 495 с.
2. Харин А. Н., Катаева Н. А., Харина Л. Т., под ред. проф. Харина А. Н. «Курс химии», М.: «Высшая школа», 1975, 416 с.

Примечания

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Энтальпия" в других словарях:

Энтальпия - (от греческого enthalpo нагреваю), функция состояния термодинамической системы, изменение которой при постоянном давлении равно количеству теплоты, подведенной к системе, поэтому энтальпия называется часто тепловой функцией или теплосодержанием.… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

- (от греч. enthalpo нагреваю) однозначная функция Н состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении p, связана с внутренней энергией U соотношением Н = U + pV, где V объем системы. При постоянном p изменение… … Большой Энциклопедический словарь

- (обозначение Н), количество термодинамической (тепловой) энергии, содержащееся в веществе. В любой системе энтальпия равна сумме внутренней энергии и произведения давления на объем. Измеряют в терминах изменения (обычно увеличения) количества… … Научно-технический энциклопедический словарь

Теплосодержание Словарь русских синонимов. энтальпия сущ., кол во синонимов: 1 теплосодержание (1) Словарь синонимов ASIS … Словарь синонимов

- (от греч. enthalpo нагреваю) экосистемы, функциональное состояние экосистемы, определяющее ее теплосодержание. Энтальпия экстенсивное свойство экосистемы. Экологический энциклопедический словарь. Кишинев: Главная редакция Молдавской советской… … Экологический словарь

энтальпия - Функция состояния термодинамической системы, равная сумме внутренней энергии и произведения объема на давление. Примечание Энтальпия является характеристической функцией, если энтропия и давление являются независимыми параметрами. [Сборник… … Справочник технического переводчика

- (от греч. enthalpo нагреваю) (теплосодержание, тепловая функция Гиббса), потенциал термодинамический, характеризующий состояние макроскопич. системы в термодинамич. равновесии при выборе в кач ве основных независимых переменных энтропии S и… … Физическая энциклопедия

- [ενυαλπω (энтальпо) нагреваю] термодинамическая функция состояния Н, равная сумме внутренней энергии U и произведения объема на давление Vp(H + U + Vp). В процессах, протекающих при постоянном давлении,… … Геологическая энциклопедия

энтальпия - энтальпия; отрасл. теплосодержание; тепловая функция Гиббса Функция состояния системы (Н), равная величине внутренней энергии (U), сложенной с произведением объема на давление; H = U + pV … Политехнический терминологический толковый словарь

энтальпия - – это функция состояния системы, приращение которой равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин … Химические термины

Что собой представляет энтальпия образования веществ? Как использовать эту величину в термохимии? Для того чтобы найти ответы на эти вопросы, рассмотрим основные термины, связанные с тепловым эффектом протекания химического взаимодействия.

Тепловой эффект реакции

Это величина, которая характеризует количество теплоты, выделяемой либо поглощаемой во время взаимодействия веществ.

Если процесс осуществляется при стандартных условиях, тепловой эффект называется стандартным эффектом реакции. Это и есть стандартная энтальпия образования продуктов реакции.

Теплоемкость процесса

Это физическая величина, которая определяет отношение небольшого количества теплоты к изменению температуры. В качестве единиц измерения теплоемкости используют Дж/К.

Удельной теплоемкостью называют то количество тепловой энергии, которое необходимо для увеличения температуры на градус по шкале Цельсия для тела, имеющего массу один килограмм.

Термохимический эффект

Практически для любой химической реакции можно вычислить количество энергии, которое поглощается либо выделяется при взаимодействии химических компонентов.

Экзотермическими называют такие превращения, в результате которых в атмосферу выделяется некоторое количество теплоты. Например, положительным эффектом характеризуются процессы соединения.

Энтальпия реакции вычисляется с учетом состава вещества, а также стереохимических коэффициентов. Эндотермические взаимодействия предполагают поглощение некоторого количества тепла для того, чтобы началась химическая реакция.

Стандартная энтальпия является величиной, используемой в термохимии.

Самопроизвольное протекание процесса

В термодинамической системе самопроизвольно протекает процесс в том случае, когда происходит уменьшение свободной энергии взаимодействующей системы. В качестве условия достижения термодинамического равновесия рассматривается минимальная величина термодинамического потенциала.

Только при условии сохранения во времени постоянных внешних условий, можно вести речь о неизменности взаимодействия.

Один из разделов термодинамики изучает именно равновесные состояния, в которых энтальпия - это величина, рассчитываемая для каждого отдельного процесса.

Химические процессы являются обратимыми в тех случаях, когда они протекают сразу в двух взаимно реверсных направлениях: обратном и прямом. Если в закрытой системе наблюдается обратный процесс, в таком случае через определенный временной промежуток система достигнет равновесного состояния. Оно характеризуется прекращением изменения концентрации всех веществ во времени. Такое состояние не означает полного прекращения реакции между исходными веществами, поскольку равновесие является динамическим процессом.

Энтальпия - это физическая величина, которую можно вычислить для разных химических веществ. Количественной характеристикой равновесного процесса является константа равновесия, выражаемая через парциальные давления, равновесные концентрации, мольные доли взаимодействующих веществ.

Для любого обратимого процесса можно вычислить константу равновесия. Она зависит от температуры, а также от природы взаимодействующих компонентов.

Рассмотрим пример возникновения в системе состояния равновесия. В начальный момент времени в системе есть только исходные вещества А и В. Скорость прямой реакции имеет максимальную величину, а обратный процесс не протекает. По мере снижения концентрации исходных компонентов наблюдается увеличение скорости обратного процесса.

Учитывая, что энтальпия - это физическая величина, которую можно рассчитать для реагирующих веществ, а также для продуктов процесса, можно сделать определенные выводы.

Спустя определенный временной промежуток, скорость прямого процесса равна скорости обратного взаимодействия. Константа равновесия представляет собой отношение констант скорости прямого и обратного процесса. Физический смысл этой величины показывает, во сколько раз скорость прямого процесса превышает величину обратного взаимодействия при определенной концентрации и температуре.

Воздействие внешних факторов на кинетику процесса

Поскольку энтальпия - это величина, которая используется для термодинамических расчетов, существует связь между ней и условиями протекания процесса. Например, на термодинамическое взаимодействие влияет концентрация, давление, температура. При изменении одной из этих величин, происходит смещение равновесия.

Энтальпия представляет собой термодинамический потенциал, который характеризует состояние системы в равновесии при выборе в виде независимых переменных энтропии, давления, количества частиц.

Энтальпия характеризует уровень энергии, который сохраняется в его молекулярной структуре. Следовательно, если вещество обладает энергией, она не в полном объеме преобразуется в теплоту. Часть ее сохраняется непосредственно в веществе, она необходима для функционирования вещества при определенном давлении и температуре.

Заключение

Изменение энтальпии является мерой теплоты химической реакции. Она характеризует то количество энергии, которое необходимо для теплообмена при неизменном давлении. Этой величиной пользуются в тех ситуациях, когда неизменными величинами в процессе будут давление и температура.

Энтальпию часто характеризуют в виде полной энергии вещества, поскольку она определяется как сумма внутренней энергии и работы, которую совершает система.

В реальности эта величина выступает в качестве общего количества энергии, которое характеризует энергетические показатели вещества, преобразующиеся в теплоту.

Данный термин был предложен Х. Камерлинг-Оннесом. При проведении термодинамических расчетов в неорганической химии, должно быть учтено количество вещества. Расчеты проводят при температуре, соответствующей 298 К, давлении 101 кПа.

Закон Гесса, являющийся основным параметром для современной термохимии, позволяет определять возможность самопроизвольного протекания химического процесса, вычислять его тепловой эффект.

Энтальпия- это энергия присущая конкретной системе, находящейся в термодинамическом равновесии при константных параметрах (давление и энтропия).

Энтропия- характеристика упорядоченности термодинамической системы.

ЭНТАЛЬПИЯ (от греч. enthalpo - нагреваю), однозначная функция Н состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении p, связана с внутренней энергией U соотношением Н = U + pV, где V - объем системы. При постоянном p изменение энтальпии равно количеству теплоты, подведенной к системе, поэтому энтальпию называют часто тепловой функцией или теплосодержанием. В состоянии термодинамического равновесия (при постоянных p и S) энтальпия системы минимальна.

Энтропия, это мера беспорядка, мера однородности, мера смешанности и мера симметричности.

Немногие ученые понимали это понятие..........Обычно как образно говорилось это мера хаоса системы.....То есть оказывается и хаос может быть упорядоченным. То есть позволяет отличать обратимые процессы от необратимых.......У обратимых процессов энтропия максимальна и постоянна......а необратимых возрастает. приведу тебе одну статью...... В основе термодинамики лежит различие между двумя типами процессов - обратимыми и необратимыми. Обратимым называется процесс, который может идти как в прямом, так и в обратном направлении, и по возвращении системы в исходное состояние не происходит никаких изменений. Любой другой процесс называется необратимым. Законы классической механистической исследовательской программы являются обратимыми. С возникновением термодинамики в физику входит представление о необратимости процессов, что указывает на границы применимости динамического описания явлений.

Энтропия(греч. в и поворот, превращение) - одно из осн. понятий классической физики, введено в науку Р. Клаузиусом. С макроскопической т. зр. Э. выражает способность энергии к превращениям: чем больше Э. системы, тем меньше заключенная в ней энергия способна к превращениям. С помощью понятия Э. формулируется один из осн. физических законов - закон возрастания Э., или второе начало термодинамики, определяющее направление энергетических превращений: в замкнутой системе Э. не может убывать. Достижение максимума Э. характеризует наступление равновесного состояния, в к-ром уже невозможны дальнейшие энергетические превращения - вся энергия превратилась в теплоту и наступило состояние теплового равновесия.

Краткий обзор

Нулевой закон

Первый закон

Он может также быть определен как:: количество подведенного тепла к изолированной системе расходуется на совершение работы и изменение внутренней энергии

Второй закон

Третий закон

Короче говоря, постулируется, что энтропия - «температурный иждивенец» и приводит к формулировке идеи абсолютного нуля.

Четвёртый закон (предварительный)

Любая неравновесная система обладает такими свойствами, называемыми кинетическими, которые определяют особенности протекания неравновесных процессов в направлении, указываемым вторым началом термодинамики, и от которых не зависят термодинамические силы, движущие эти неравновесные процессы.

Начала термодинамики

Нулевое начало термодинамики

Нулевое начало термодинамикиназвано так потому, что оно было сформулировано уже после того, как первое и второе начало вошли в число устоявшихся научных понятий. Оно утверждает, что изолированная термодинамическая система с течением времени самопроизвольно переходит в состояние термодинамического равновесия и остаётся в нём сколь угодно долго, если внешние условия сохраняются неизменными . Оно также называется общим началом .Термодинамическое равновесиепредполагает наличие в системе механического, теплового и химического равновесия, а также равновесия фаз. Классическая термодинамика постулирует лишь существование состояния термодинамического равновесия, но ничего не говорит о времени его достижения.

В литературе в нулевое начало также часто включают положения о свойствах теплового равновесия. Тепловое равновесие может существовать между системами, разделёнными неподвижной теплопроницаемой перегородкой, то есть перегородкой, позволяющей системам обмениваться внутренней энергией, но не пропускающей вещество. Постулат о транзитивности теплового равновесия утверждает, что если два тела, разделённые такой перегородкой (диатермической), находятся в тепловом равновесии между собой, то любое третье тело, находящееся в тепловом равновесии с одним из этих тел, будет находиться также и в тепловом равновесии с другим телом.

Иначе говоря, если две замкнутые системы A иB приведены в тепловой контакт друг с другом, то после достижения термодинамического равновесия полной системойA +B системыA иB будут находиться в состоянии теплового равновесия друг с другом. При этом каждая из системA иB сама по себе также находится в состоянии термодинамического равновесия. Тогда если системыB иC находятся в тепловом равновесии, то системыA иC также находятся в тепловом равновесии между собой.

В иноязычной и переводной литературе часто нулевым началом называют сам постулат о транзитивности теплового равновесия , а положение о достижении термодинамического равновесия могут называть «минус первым» началом . Важность постулата о транзитивности состоит в том, что он позволяет ввести некоторую функцию состояния системы, обладающую свойствамиэмпирической температуры, то есть создавать приборы для измерения температуры. Равенство эмпирических температур, измеренных с помощью такого прибора -термометра, есть условие теплового равновесия систем (или частей одной и той же системы).

Первое начало термодинамики

Первое начало термодинамикивыражает универсальный закон сохранения энергии применительно к задачам термодинамики и исключает возможность созданиявечного двигателяпервого рода, то есть устройства, способного совершать работу без соответствующих затрат энергии.

Внутреннюю энергию U термодинамической системы можно изменить двумя способами, совершая над ней работу или посредством теплообмена с окружающей средой. Первое начало термодинамики утверждает, чтотеплота, полученная системой, идёт на увеличение внутренней энергии системы и на совершение этой системой работы, что можно записать какδQ = δA + dU . ЗдесьdU - полный дифференциал внутренней энергии системы,δQ - элементарное количество теплоты, переданное системе, аδA - бесконечно малая илиэлементарная работа, совершённая системой. Так как работа и теплота не являются функциями состояния, а зависят от способа перехода системы из одного состояния в другое, применяется запись с символомδ , чтобы подчеркнуть, чтоδQ иδA - это бесконечно малые величины, которые нельзя считать дифференциалами какой-либо функции.

Знаки при δQ иδA в приведённом выше соотношении выражают соглашение о том, что положительной считают работу, совершаемую системой, и теплоту, получаемую системой, принятое в большинстве современных работ по термодинамике.

Если система совершает только механическую работу вследствие изменения её объёма, то элементарная работа записывается как δA = P dV , гдеdV - приращение объёма. В квазистатических процессах эта работа равна работе внешних сил над системой, взятой с обратным знаком:δA внутр = –δA внеш , но для неквазистатических процессов это соотношение не выполняется. В общем случае элементарная работа записывается как суммаδA = A 1 da 1 + A 2 da 2 + ... , гдеA 1 ,A 2 , ... - функции параметровa 1 ,a 2 , ... и температурыT , называемыеобобщёнными силами .

Работу, связанную с изменением количества вещества в системе (химическую работу), могут выделять из общего выражения для работы в отдельное слагаемое .

Второе начало термодинамики

Второе начало термодинамикизадаёт ограничения на направление процессов, которые могут происходить в термодинамических системах, и исключает возможность созданиявечного двигателявторого рода. Фактически к этому результату пришёл уже Сади Карно в сочинении «О движущей силе огня и о машинах, способных развивать эту силу» . Однако Карно опирался на представления теории теплорода и не дал ясной формулировки второго начала термодинамики. Это было сделано в 1850-1851 годах независимоКлаузиусомиКельвином. Имеется несколько различных, но в то же время эквивалентных формулировок этого закона.

Постулат Кельвина: «Невозможен круговой процесс, единственным результатом которого было бы производство работы за счёт охлаждения теплового резервуара» . Такой круговой процесс называется процессом Томсона-Планка, и постулируется, что такой процесс невозможен.

Постулат Клаузиуса: «Теплота не может самопроизвольно переходить от тела менее нагретого к телу более нагретому» . Процесс, при котором не происходит никаких других изменений, кроме передачи теплоты от холодного тела к горячему, называется процессом Клаузиуса. Постулат утверждает, что такой процесс невозможен. Теплота может переходить самопроизвольно только в одном направлении, от более нагретого тела к менее нагретому, и такой процесс является необратимым.

Приняв за постулат невозможность процесса Томсона-Планка, можно доказать, что процесс Клаузиуса невозможен, и наоборот, из невозможности процесса Клаузиуса следует, что процесс Томсона-Планка также невозможен.

Следствие второго начала термодинамики, постулированного в указанных формулировках, позволяет ввести для термодинамических систем ещё одну функцию термодинамического состояния S , названную энтропией, такую, что её полный дифференциал для квазистатических процессов записывается какdS=δQ/T . В совокупности с температурой и внутренней энергией, введёнными в нулевом и первом началах, энтропия составляет полный набор величин, необходимых для математического описания термодинамических процессов. Лишь две из упомянутых трёх величин, которыми термодинамика пополняет список используемых в физике переменных, являются независимыми.

Третье начало термодинамики

Третье начало термодинамикиили теорема Нернста утверждает, что энтропия любой равновесной системы по мере приближения температуры к абсолютному нулю перестает зависеть от каких-либо параметров состояния и стремится к определённому пределу . Фактически содержание теоремы Нернста включает в себя два положения. Первое из них постулирует существование предела энтропии при стремлении к абсолютному нулю. Численное значение этого предела принято полагать равным нулю, поэтому в литературе иногда говорят о том, что энтропия системы стремится к нулю при стремлении температуры к 0 К. Второе положение теоремы Нернста утверждает, что все процессы вблизи абсолютного нуля, переводящие систему из одного равновесного состояния в другое, происходят без изменения энтропии .

Нулевые значения температуры и энтропии при абсолютном нуле приняты как удобные соглашения для устранения неоднозначности в построении шкалы для термодинамических величин. Нулевое значение температуры служит реперной точкой для построения термодинамической шкалы температур. Энтропия, обращающаяся в ноль при абсолютном нуле температуры, называется абсолютной энтропией . В справочниках термодинамических величин часто приводятся значения абсолютной энтропии при температуре 298,15 К, которые соответствуют увеличению энтропии при нагреве вещества от 0 К до 298,15 К.