Entalpia: diferència entre les revisions
Contingut suprimit Contingut afegit
Etimologia |
Ampliació |
||
Línia 17:
== Història ==
L'entalpia fou introduïda en la termodinàmica el 1875 per part del físic nord-americà [[Josiah Willard Gibbs|Josiah Williard Gibbs]] que la definí com la «funció calor a pressió constant» i escriví l'equació: <math display="inline">\chi = \varepsilon + p v</math>, simbolitzant-la, per tant, amb la lletra grega chi <math display="inline">\chi</math>. El 1909 el físic neerlandès [[Heike Kamerlingh Onnes]] (1853–1926) donà el nom «entalpia» a aquesta funció definida per Gibbs, del grec εν (en), en, i θαλπος (thalpos), calor, o a partir del mot grec ενθαλπος (enthalpos) escalfar. El 1922 el físic anglès [[Alfred William Porter]] (1863–1939), president de la Societat Faraday, proposà simbolitzar-la amb una <math>H</math>, a partir de la inicial de calor en anglès (''heat''), o la lletra majúscula grega eta, <math>\Eta</math>, la e majúscula grega.<ref>{{Ref-publicació|article=H Is for Enthalpy, Thanks to Heike Kamerlingh Onnes and Alfred W. Porter|url=http://dx.doi.org/10.1021/ed079p697|publicació=Journal of Chemical Education|data=2002-06|issn=0021-9584|pàgines=697|volum=79|exemplar=6|doi=10.1021/ed079p697|nom=Irmgard K.|cognom=Howard}}</ref>
== Calor a pressió constant ==
L'entalpia és una funció d'estat que permet calcular la calor que absorbeix o produeix una transformació en un sistema determinat a pressió constant. La calor no és una funció d'estat, per la qual cosa el seu valor en una transformació depèn del camí seguit per arribar a l'estat final des de l'estat inicial. Per contra, l'entalpia és una funció d'estat, el seu valor no depèn del camí seguit, només de l'estat inicial i del final. Per això resulta útil, ja que per determinar-la es poden seguir camins alternatius per arribar a l'estat final que siguin més senzills de dur a la pràctica.
La variació de l'entalpia <math>\Delta H</math> entre un estat inicial i un final és
<math display="block">\Delta H = \Delta U + \Delta (PV)</math>
Ara hom pot substituir la variació d'[[energia interna]] <math>\Delta U</math> pel treball <math>w</math> més la calor <math>q</math>, segons el [[primer principi de la termodinàmica]]:
<math display="block">\Delta H = w + q + \Delta (PV)</math>
[[Fitxer:Piston force imposee.png|esquerra|miniatura]]
El treball d'expansió s'obté pel producte de la força <math>F</math> que fa el sistema i el desplaçament <math>\Delta x</math>que aconsegueix en expandir-se. Si el sistema és un gas i s'expandeix hom pot multiplicar i dividir per la superfície de l'èmbol <math>S</math> que es desplaça i posar el treball en funció de la pressió del gas <math>P</math> i l'increment de volum <math>\Delta V</math>:
<math display="block">w = - F \Delta x = - F \frac {S}{S} \Delta x = - P \Delta V</math>
El treball és negatiu perquè el sistema perd energia en expandir-se. Si aquesta expressió del treball se substitueix a l'expressió obtinguda de la variació d'entalpia, hom obté:
<math display="block">\Delta H = -P \Delta V + q + \Delta (PV)</math>
Si la transformació és a pressió constant <math display="inline">\Delta (PV) = P \Delta V</math>. Per tant:
<math display="block">\Delta H = -P \Delta V + q + P \Delta V</math>
Quedant:
<math display="block">\Delta H = q_P</math>
Per tant, la calor intercanviada amb l'entorn en un procés a pressió constant <math display="inline">q_P</math> és igual a la variació d'entalpia del sistema <math>\Delta H</math>. Malgrat que la deducció es fa per un procés reversible, el resultat també es pot aplicar a processos irreversibles, ja que l'entalpia és una funció d'estat i no depèn del camí seguit, sigui reversible o irreversible.<ref>{{Ref-llibre|edició=2a. ed|títol=Termodinámica química|url=https://www.worldcat.org/oclc/434030889|editorial=Síntesis|data=2000|lloc=Madrid|isbn=84-7738-581-5|nom=Juan Antonio|cognom=Rodríguez Renuncio}}</ref>
== Característiques ==
| |||