Енталпията е термодинамична величина, която се използва, когато трябва да се изчисли обменът на топлината и на работата при процеси, протичащи при постоянно налягане или при открити системи. Името идва от гръцката дума enthalpos (ἐνθαλπία). Понятието и терминът за енталпията са въведени от холандския физик Хайке Камерлинг Оннес около 1909 г.

Дефиниция и основна формула

Енталпията H на система се дефинира като:

H = U + pV

където U е вътрешната енергия на системата, p — налягането, а V — обемът. Енталпията е функция на състоянието (state function) и обикновено се измерва в джоул (J) в SI.

Диференциална форма и връзка с топлината

При малки промени в състоянието:

dH = dU + p dV + V dp

Според първия закон на термодинамиката за затворена система (и като се счита само PV-работа) имаме dU = δQ − p dV. Оттук следва:

dH = δQ + V dp

При процес при постоянно налягане (dp = 0) това дава важно практично следствие:

ΔH = Q_p — промяната в енталпията е равна на обменената топлина при постоянно налягане.

Забележка: ако в процеса извършва друга (не-PV) работа или налягането не е постоянно, пряката връзка между ΔH и топлината се променя.

Специфични и моларни величини; топлинен капацитет

  • Моларна енталпия h_m = H / n (n — количество вещество, в молове).
  • Специфична енталпия h = H / m (m — маса), използва се в инженерни изчисления (единици J/kg).
  • Топлинният капацитет при постоянно налягане се определя като: C_p = (∂H/∂T)_p. За идеален газ, при приемане на C_p постоянен, ΔH = n C_p ΔT.
  • За идеален газ енталпията зависи само от температурата и е свързана с C_p и C_v чрез известната връзка C_p − C_v = R (R — газова константа).

Знаение и приложения

Енталпията е ключово понятие в химията и инженерните науки. Някои важни приложения:

  • Калориметрия: измерване на топлинните ефекти при химични реакции и физични промени при постоянно налягане.
  • Термични процеси: изчисляване на топлинни баланси в парни турбини, котли, топлообменници (използва се специфична енталпия).
  • Фазови промени: при плавене или изпарение получената или отделената топлина (латентна топлина) е равна на промяната в енталпията при постоянен натиск.
  • Химични реакции: енталпията на реакция (ΔH) определя дали реакцията е ендотермична (ΔH > 0) или екзотермична (ΔH < 0).
  • Стандартни стойности: стандартна енталпия на образуване ΔHf° и енталпия на горене — важни таблицови стойности за изчисления чрез закона на Хес.

Енталпия на реакция и закон на Хес

За химична реакция стандартната промяна на енталпията може да се изчисли чрез стандартните енталпии на образуване на продуктите и реагентите:

ΔH°_реакция = Σ ν_p ΔHf°(продукти) − Σ ν_r ΔHf°(реагенти)

Законът на Хес гласи, че енталпийният ефект на реакцията е независим от пътя, по който протича реакцията — зависи само от началното и крайното състояние.

Примери

  • Загряване на идеален газ при постоянно налягане: въведената топлина Q = n C_p ΔT = ΔH.
  • Изпарение на вода при 1 atm: топлината на изпарение L = ΔH_vap (латентна топлина) — положителна стойност (ендотермичен процес).
  • Горенето на метан: реакцията е екзотермична и има голямо отрицателно ΔH°_горене.

Практични бележки и ограничения

  • Енталпията е абстрактна термодинамична функция — не може да бъде измерена директно; измерва се чрез промени (ΔH).
  • Превръщането на ΔH в еквивалент на обменена топлина е вярно при константно налягане и при липса на други форми на работа освен PV-работата.
  • В инженерни приложения често се работи с таблици или диаграми на специфична енталпия (например при водна пара) за бързи изчисления.

Обобщено: енталпията отчита вътрешната енергия на системата и енергията, свързана с обема на системата при налягането p. Това прави H удобна за анализ на топлинни процеси при постоянен натиск и за изчисляване на топлинните ефекти при химични и фазови промени. В практиката често се работи с промени в енталпията (ΔH), а не с абсолютни стойности.