Entalpie


			Článek byl označen za rozpracovaný, od jeho poslední editace však již uplynulo více než 30 dní
			Chcete-li jej upravit, pokuste se nejprve vyhledat autora v historii a kontaktovat jej. Podívejte se také do diskuse.
			Pokud vše nasvědčuje tomu, že původní autor nebude v editacích v nejbližší době pokračovat, odstraňte šablonu `{{Pracuje se}}` a stránku upravte.
			Stránka byla naposledy aktualizována v úterý 3. prosince 2013 v 18:02.


			Samostatná práce
			Tento článek je editován studenty 2. LF UK v rámci plnění jejich studijních povinností (seminární práce – vypracování zkouškových otázek z biofyziky). Ostatní uživatele prosíme, nezasahujte výrazněji do jeho tvorby až do doby, než bude práce odevzdána (s výjimkou malých editací – opravy překlepů, pomoci s formátováním apod.). Máte-li nějaké náměty či připomínky, uveďte je prosím v diskusi. V případě potřeby kontaktujte autory stránky – naleznete je v historii.
			Stránka byla naposledy aktualizována v úterý 3. 12. 2013 v 18.02.

Definice

Entalpie (tepelný obsah) je veličina vyjadřující tepelnou energii uloženou v jednotkovém množství látky. Jedná se o termodynamickou funkci stavu termodynamické soustavy, která je určená vztahem pro soustavu s neměnným počtem částic, s vnitřní energií U, tlakem p a s objemem V soustavy. Zavádí se v souvislosti s první termodynamickou větou.

Vzorce

Vychází z | 1. termodynamického zákona: systém může konat práci jen tehdy, poklesne-li jeho vnitřní energie nebo je-li mu dodáno teplo

ΔU = Q – W

(U = vnitřní energie, dodáním tepla Q nebo práce –W se zvýší.)

Zvyšuje-li systém svůj objem (ΔV) proti vnějšímu tlaku p, koná při tom mechanickou práci Δ W = p. ΔV.

Vzhledem k předchozí rovnici můžeme psát, že Q = ΔU + p. ΔV.

Proto byla definována funkce H (entalpie, tepelný obsah): H = U + p.V (kJ/mol)
Jednotkou v systému SI je joule, 1J
Rovnice tedy říká, že entalpie se rovná vnitřní energii systému zvětšené o součin tlaku systému a jeho objemu.

Δ H je množství tepla, které soustava při chemické reakci přijímá (ΔH > 0) - jedná se tedy o endotermickou reakci nebo odevzdává (Δ H < 0) -jedná se o exotermickou reakci.

Vztah k vnitřní energii

Vnitřní energie U je vhodná pro vyjadřováni energetických změn dějů probíhajících za stálého objemu, entalpie se s výhodou používá pro výpočet energetických změn za stálého tlaku. Jelikož většina chemických procesů probíhá za stálého tlaku, je entalpie v chemické termodynamice častěji používanou veličinou než vnitřní energie.
Pakliže bychom znali hodnoty entalpií reagujících složek v chemické reakci, byl by výpočet jednoduchý. Problém však nastává v tom, že nedovedeme určit absolutní hodnoty entalpií. Vždy se totiž zjišťuje jen změna této funkce, ke které dochází, když látka přechází z jednoho stavu do druhého (z výchozího do konečného). Proto se zavádí v chemické termodynamice stupnice relativních hodnot entalpií. Nulová hodnota entalpie je entalpie prvků v základním stavu, v jejich stabilní formě - při tlaku 101,325 kPa a při teplotě 298,15 K (25₯°C). Pouze v tomto stavu lze jejich entalpie změřit.

Význam entalpie

Zavedením entalpie se značně zjednoduší termodynamické vztahy pro izobarické děje. Jestliže soustava přijímá teplo a koná objemovou práci, bude rovnice pro výpočet změny vnitřní energie:
U2 – U1 = Q + W
v diferenciálním tvaru:
dU = dQ - p dV
Jde -li o práci reverzibilní, pak p označuje tlak soustavy.Je-li tento tlak konstantní (při izobarickém ději), můžeme rovnici (H = U + p V ) napsat ve tvaru:
dQ = dU + d(p V) = d(U + p V) = dH
Pro izobarický děj tedy platí, že teplo přijaté soustavou se rovná zvýšení entalpie soustavy.
Její význam je také při posuzování procesů v tepelných strojích, ve kterých je látka přiváděna a odváděna při stálém tlaku. Jestliže látka koná ve stroji při expanzi práci bez přívodu a odvodu tepla, je tato práce při jednom cyklu úměrná rozdílu entalpe látky (počáteční a konečný stav).
ΔH=Q

Volná entalpie

Též se nazývá Gibbsova funkce nebo Gibbsův potenciál.
Značí se G, jednoutkou v SI je joule, 1J
Volná entalpie nabývá minima v rovnovážném stavu při změně soustavy za stálé teploty a stáléo tlaku, např. při změně skupenství. Pro soustavu s neměnným počtem částic je dána vztahem:
G = H – TS = U + p V – T S,
kde H je entalpie, p je tlak, V je objem soustavy, U je vnitřní energie, T je termodyn. teplota a S je entropie soustavy.

Reakční teplo

Reakční teplo [ΔH] je množství tepla, které soustava s okolím vymění při reakci. Reakce probíhá za konstantního tlaku v rozsahu 1 molu základních reakčních přeměn. Jak již víme, při izobarických dějích vyjadřuje výměnu tepla mezi soustavou a okolím právě entalpie. Při exotermních dějích je reakční teplo záporné – systém totiž dodal teplo do okolí. Při endotermních dějích je kladné – systém teplo přijal, je tedy o energii bohatší.

Grafické vyjádření :

Rozdělení

Reakční teplo můžeme rozdělit dle toho, zda při reakci vznikne z prvků sloučenina, nebo zdali se sloučenina spálí v nadbytku kyslíku. Výpočet reakčních tepel je umožněn díky 2. termodynamickému zákonu.

Standardní slučovací teplo

ΔH⁰₂₉₈ [ kJ.mol^-1]. Je reakčním teplem reakce, při kterém vznikne 1 mol sloučeniny z prvků. Podmínkou vzniku je standardní stav prvků i produktů, to je teplota 298,15 K, tlak 101,325 kPa. Standardní slučovací tepla prvků jsou vždy nulová.

Standardní spalné teplo

ΔH⁰₂₉₈ [kJ.mol^-1]. Je reakčním teplem reakce, při kterém je 1 mol látky spálen. Opět platí, že prvky a produkty musí být ve standardním stavu. Spalná tepla prvků jsou nenulová.

Odkazy

Externí odkazy

Zdroj

KUBATOVA, Senta. Biofot [online]. [cit. 2011-01-31]. <http://uloz.to/1162346/biofot.doc>.

Odkazy

Externí odkazy

Zdroj

KUBATOVA, Senta. Biofot [online]. [cit. 2011-01-31]. <http://uloz.to/1162346/biofot.doc>.

MECHLOVÁ, Erika a Karel KOŠŤÁL. Výkladový slovník fyziky: pro základní vysokoškolský kurz. Ilustrace Radek Krpec. Praha: Prometheus, 1999, 588 s. ISBN 80-719-6151-5.

| citováno = 2013-11-24

FISHER, Oldřich a kolektiv. Fyzikální chemie. Praha: SPN,1984, 1.vydání

| citováno = 2011-01-31

ČELEDA Jiří, FABINI Ján, FIŠNER Boleslav, JENŠOVSKÝ Lubor, MIZERA Stanislav, PACMANN Eduard, PETRŮ František, PALOUŠ Radim, VAŇO Imrich. Kurs základů chemie. Praha: Státní pedagogické nakladatelství, 1968

| citováno = 2011-01-31

MAREČEK, Aleš. Chemie pro čtyřletá gymnázia. Brno: Nakladatelství Olomouc s.r.o., 2005, 3. vydání

| citováno = 2013-11-28