Entalpía / ɛ n θ əl p i / ( escuchar ) es una propiedad de un sistema termodinámico , y se define como la suma de del sistema de energía interna y el producto de su presión y volumen. [1] [2] Es una función de estado utilizada en muchas mediciones en sistemas químicos, biológicos y físicos a una presión constante, que es convenientemente proporcionada por la gran atmósfera ambiental. El término presión-volumen expresa el trabajo necesario para establecer las dimensiones físicas del sistema, es decir, dejarle espacio desplazando su entorno. [3][4] Como función de estado, la entalpía depende solo de la configuración final de energía, presión y volumen internos, no del camino que se tome para lograrlo.
La unidad de medida de la entalpía en el Sistema Internacional de Unidades (SI) es el joule . Otras unidades históricas convencionales todavía en uso incluyen la caloría y la unidad térmica británica (BTU).
La entalpía total de un sistema no se puede medir directamente porque la energía interna contiene componentes desconocidos, de difícil acceso o que no son de interés para la termodinámica. En la práctica, un cambio en la entalpía es la expresión preferida para las mediciones a presión constante, porque simplifica la descripción de la transferencia de energía . Cuando también se evita la transferencia de materia dentro o fuera del sistema, a presión constante, el cambio de entalpía es igual a la energía intercambiada con el medio ambiente por el calor .
En química, la entalpía estándar de reacción es el cambio de entalpía cuando los reactivos en sus estados estándar ( p = 1 bar , T = 298 K ) cambian a productos en sus estados estándar. [5] Esta cantidad es el calor estándar de reacción a presión y temperatura constantes, pero puede medirse por métodos calorimétricos en los que la temperatura sí varía, siempre que la presión y temperatura inicial y final correspondan al estado estándar. El valor no depende de la ruta desde el estado inicial al final, ya que la entalpía es una función de estado .
La calibración de los cambios de entalpía requiere un punto de referencia. Las entalpías para sustancias químicas a presión constante generalmente se refieren al estado estándar : más comúnmente 1 bar (100 kPa) de presión. El estado estándar no especifica estrictamente una temperatura, pero las expresiones para la entalpía generalmente hacen referencia al calor estándar de formación a 25 ° C (298 K). Para procesos endotérmicos (de absorción de calor), el cambio Δ H es un valor positivo; para los procesos exotérmicos (de liberación de calor) es negativo.
La entalpía de un gas ideal es independiente de su presión y depende únicamente de su temperatura, que se correlaciona con su energía interna. Los gases reales a temperaturas y presiones comunes a menudo se aproximan mucho a este comportamiento, lo que simplifica el diseño y análisis termodinámicos prácticos.
Definición
La entalpía H de un sistema termodinámico se define como la suma de su energía interna U y el trabajo requerido para alcanzar su presión y volumen: [6] [7]
- H = U + pV ,
donde p es la presión y V es el volumen del sistema.
La entalpía es una propiedad extensa ; es proporcional al tamaño del sistema (para sistemas homogéneos). Como propiedades intensivas , la entalpía específica h =H/metrose refiere a una unidad de masa m del sistema, y la entalpía molar H m es H/norte, donde n es el número de moles . Para sistemas no homogéneos, la entalpía es la suma de las entalpías de los subsistemas que la componen:
dónde
- H es la entalpía total de todos los subsistemas,
- k se refiere a los distintos subsistemas,
- H k se refiere a la entalpía de cada subsistema.
Un sistema cerrado puede encontrarse en equilibrio termodinámico en un campo gravitacional estático , de modo que su presión p varía continuamente con la altitud , mientras que, debido al requisito de equilibrio, su temperatura T es invariante con la altitud. (En consecuencia, la densidad de energía potencial gravitacional del sistema también varía con la altitud). Entonces la suma de entalpía se convierte en una integral :
dónde
- ρ (" rho ") es la densidad (masa por unidad de volumen),
- h es la entalpía específica (entalpía por unidad de masa),
- ( ρh ) representa la densidad de entalpía (entalpía por unidad de volumen),
- dV denota un elemento de volumen infinitesimalmente pequeño dentro del sistema, por ejemplo, el volumen de una capa horizontal infinitesimalmente delgada,
- la integral, por tanto, representa la suma de las entalpías de todos los elementos del volumen.
La entalpía de un sistema homogéneo cerrado es su función energética H ( S , p ) , con variables de estado natural su entropía S [ p ] y su presión p . Se puede derivar una relación diferencial para él de la siguiente manera. Partimos de la primera ley de la termodinámica para sistemas cerrados para un proceso infinitesimal:
dónde
- 𝛿 Q es una pequeña cantidad de calor agregada al sistema,
- 𝛿 W es una pequeña cantidad de trabajo realizado por el sistema.
En un sistema homogéneo en el que solo se consideran procesos reversibles o cuasiestáticos , la segunda ley de la termodinámica da 𝛿 Q = T dS , siendo T la temperatura absoluta y dS el cambio infinitesimal en la entropía S del sistema. Además, si solo se realiza trabajo pV , 𝛿 W = p dV . Como resultado,
Sumar d ( pV ) a ambos lados de esta expresión da
o
Entonces
Otras expresiones
La expresión anterior de dH en términos de entropía y presión puede resultar desconocida para algunos lectores. Sin embargo, hay expresiones en términos de variables más familiares como temperatura y presión: [6] : 88 [8]
Aquí C p es la capacidad calorífica a presión constante y α es el coeficiente de expansión térmica (cúbica) :
Con esta expresión se puede, en principio, determinar la entalpía si C p y V se conocen como funciones de p y T .
Tenga en cuenta que para un gas ideal , αT = 1 , [nota 1] de modo que
En una forma más general, la primera ley describe la energía interna con términos adicionales que involucran el potencial químico y el número de partículas de varios tipos. El enunciado diferencial para dH se convierte entonces en
donde μ i es el potencial químico por partícula para una partícula de tipo i , y N i es el número de tales partículas. El último término también se puede escribir como μ i dn i (con dn i el número de moles del componente i agregado al sistema y, en este caso, μ i el potencial químico molar) o como μ i dm i (con dm i la masa del componente i añadido al sistema y, en este caso, μ i el potencial químico específico).
Funciones caracteristicas
La entalpía, H ( S [ p ], p , { N i }) , expresa la termodinámica de un sistema en la representación energética . Como función del estado , sus argumentos incluyen tanto una variable de estado intensiva como varias extensivas . Se dice que las variables de estado S [ p ] , p y { N i } son las variables de estado natural en esta representación. Son adecuados para describir procesos en los que están determinados por factores del entorno. Por ejemplo, cuando una porción virtual de aire atmosférico se mueve a una altitud diferente, la presión que la rodea cambia y el proceso suele ser tan rápido que hay muy poco tiempo para la transferencia de calor. Ésta es la base de la llamada aproximación adiabática que se utiliza en meteorología . [9]
Conjugado con la entalpía, con estos argumentos, la otra función característica de estado de un sistema termodinámico es su entropía, como función, S [ p ] ( H , p , { N i }) , de la misma lista de variables de estado , excepto que la entropía, S [ p ] , se sustituye en la lista por la entalpía, H . Expresa la representación de la entropía . Se dice que las variables de estado H , p y { N i } son las variables de estado natural en esta representación. Son adecuados para describir procesos en los que se controlan experimentalmente. Por ejemplo, H y p se pueden controlar permitiendo la transferencia de calor y variando solo la presión externa en el pistón que establece el volumen del sistema. [10] [11] [12]
Interpretación física
El término U se puede interpretar como la energía requerida para crear el sistema, y el término pV como el trabajo que se requeriría para "hacer espacio" para el sistema si la presión del ambiente permaneciera constante. Cuando un sistema, por ejemplo, n moles de un gas de volumen V a la presión p y temperatura T , se crea o que se señalan a su estado actual de cero absoluto , la energía debe ser suministrada igual a su energía interna U más pV , donde pV es el trabajo realizado al empujar contra la presión ambiental (atmosférica).
En física básica y mecánica estadística puede resultar más interesante estudiar las propiedades internas del sistema y por tanto se utiliza la energía interna. [13] [14] En química básica , los experimentos a menudo se llevan a cabo a presión atmosférica constante , y el trabajo de presión-volumen representa un intercambio de energía con la atmósfera al que no se puede acceder ni controlar, de modo que Δ H es la expresión elegida para el calor. de reacción .
Para un motor térmico, un cambio en su energía interna es la diferencia entre la entrada de calor y el trabajo de presión-volumen realizado por la sustancia de trabajo, mientras que un cambio en su entalpía es la diferencia entre la entrada de calor y el trabajo realizado por el motor: [ 15]
donde el trabajo W realizado por el motor es:
Relación con el calor
Para discutir la relación entre el aumento de entalpía y el suministro de calor, volvemos a la primera ley para sistemas cerrados, con la convención de signos físicos: dU = δQ - δW , donde el calor δQ es suministrado por conducción, radiación y calentamiento Joule. . Lo aplicamos al caso especial con una presión constante en la superficie. En este caso el término de trabajo se puede dividir en dos contribuciones, el llamado trabajo pV , dado por p dV (donde aquí p es la presión en la superficie, dV es el aumento del volumen del sistema), y así -Trabajo mecánico isocórico llamado δW ′ , como la agitación mediante un eje con paletas o mediante un campo magnético impulsado externamente que actúa sobre un rotor interno. Los casos de interacción electromagnética de largo alcance requieren más variables de estado en su formulación y no se consideran aquí. Entonces escribimos δW = p dV + δW ′ . En este caso, la primera ley dice:
Ahora,
Entonces
Con la convención de signos de la física, δW ' <0 , porque el trabajo del eje isocórico realizado por un dispositivo externo en el sistema agrega energía al sistema y puede verse como una adición virtualmente de calor. El único trabajo mecánico termodinámico realizado por el sistema es el trabajo de expansión, p dV . [dieciséis]
Si el sistema está bajo presión constante ( dp = 0 ). En consecuencia, el aumento de entalpía del sistema es igual al calor agregado y al calor virtual:
Esta es la razón por la que en el siglo XIX se utilizó el término ahora obsoleto contenido de calor .
Aplicaciones
En termodinámica, se puede calcular la entalpía determinando los requisitos para crear un sistema a partir de la "nada"; el trabajo mecánico requerido, pV , difiere según las condiciones que se obtienen durante la creación del sistema termodinámico .
Se debe suministrar energía para remover partículas del entorno para dejar espacio para la creación del sistema, asumiendo que la presión p permanece constante; este es el término pV . La energía suministrada también debe proporcionar el cambio en la energía interna, U , que incluye energías de activación , energías de ionización, energías de mezcla, energías de vaporización, energías de enlace químico, etc. Juntos, estos constituyen el cambio en la entalpía U + pV . Para sistemas a presión constante, sin ningún trabajo externo que no sea el trabajo pV , el cambio de entalpía es el calor recibido por el sistema.
Para un sistema simple, con un número constante de partículas, la diferencia de entalpía es la cantidad máxima de energía térmica derivable de un proceso termodinámico en el que la presión se mantiene constante. [17]
Calor de reacción
La entalpía total de un sistema no se puede medir directamente; en cambio , se mide el cambio de entalpía de un sistema . El cambio de entalpía se define mediante la siguiente ecuación:
dónde
- Δ H es el "cambio de entalpía",
- H f es la entalpía final del sistema (en una reacción química, la entalpía de los productos),
- H i es la entalpía inicial del sistema (en una reacción química, la entalpía de los reactivos).
Para una reacción exotérmica a presión constante , el cambio de entalpía del sistema es igual a la energía liberada en la reacción, incluida la energía retenida en el sistema y perdida por expansión contra su entorno. De manera similar, para una reacción endotérmica , el cambio de entalpía del sistema es igual a la energía absorbida en la reacción, incluida la energía perdida por el sistema y ganada por la compresión de su entorno. Si Δ H es positivo, la reacción es endotérmica, es decir, el sistema absorbe calor debido a que los productos de la reacción tienen una entalpía mayor que los reactivos. Por otro lado, si Δ H es negativo, la reacción es exotérmica, es decir, la disminución general de la entalpía se logra mediante la generación de calor. [18]
De la definición de entalpía como H = U + pV , el cambio de entalpía a presión constante Δ H = Δ U + p Δ V . Sin embargo para la mayoría de las reacciones químicas, el término trabajo p Δ V es mucho menor que el cambio de energía interna Δ U que es aproximadamente igual a Δ H . Como ejemplo, para la combustión de monóxido de carbono 2 CO (g) + O 2 (g) → 2 CO 2 (g), Δ H = −566.0 kJ y Δ U = −563.5 kJ. [19] Dado que las diferencias son tan pequeñas, las entalpías de reacción a menudo se describen vagamente como energías de reacción y se analizan en términos de energías de enlace .
Entalpía específica
La entalpía específica de un sistema uniforme se define como h = H/metrodonde m es la masa del sistema. La unidad SI para la entalpía específica es julio por kilogramo. Se puede expresar en otras cantidades específicas por h = u + pv , donde u es la energía interna específica , p es la presión y v es el volumen específico , que es igual a1/ρ, donde ρ es la densidad .
Cambios de entalpía
Un cambio de entalpía describe el cambio de entalpía observado en los componentes de un sistema termodinámico cuando se somete a una transformación o reacción química. Es la diferencia entre la entalpía una vez completado el proceso, es decir, la entalpía de los productos , y la entalpía inicial del sistema, es decir, los reactivos. Estos procesos se especifican únicamente por sus estados inicial y final, de modo que el cambio de entalpía para el inverso es el negativo del del proceso directo.
Un cambio de entalpía estándar común es la entalpía de formación , que se ha determinado para un gran número de sustancias. Los cambios de entalpía se miden y compilan de forma rutinaria en trabajos de referencia químicos y físicos, como el Manual de Química y Física de CRC . La siguiente es una selección de cambios de entalpía comúnmente reconocidos en termodinámica.
Cuando se usa en estos términos reconocidos, el cambio de calificador generalmente se elimina y la propiedad se denomina simplemente entalpía de 'proceso' . Dado que estas propiedades se utilizan a menudo como valores de referencia, es muy común citarlas para un conjunto estandarizado de parámetros ambientales o condiciones estándar , que incluyen:
- Una temperatura de 25 ° C o 298,15 K,
- Una presión de una atmósfera (1 atm o 101,325 kPa),
- Una concentración de 1.0 M cuando el elemento o compuesto está presente en solución,
- Elementos o compuestos en sus estados físicos normales, es decir , estado estándar .
Para tales valores estandarizados, el nombre de la entalpía suele ir precedido del término estándar , por ejemplo , entalpía estándar de formación .
Propiedades químicas:
- Entalpía de reacción , definida como el cambio de entalpía observado en un componente de un sistema termodinámico cuando un mol de sustancia reacciona completamente.
- Entalpía de formación , definida como el cambio de entalpía observado en un constituyente de un sistema termodinámico cuando un mol de un compuesto se forma a partir de sus antecedentes elementales.
- Entalpía de combustión , definida como el cambio de entalpía observado en un componente de un sistema termodinámico cuando un mol de una sustancia se quema completamente con oxígeno.
- Entalpía de hidrogenación , definida como el cambio de entalpía observado en un constituyente de un sistema termodinámico cuando un mol de un compuesto insaturado reacciona completamente con un exceso de hidrógeno para formar un compuesto saturado.
- Entalpía de atomización , definida como el cambio de entalpía necesario para separar completamente un mol de una sustancia en sus átomos constituyentes .
- Entalpía de neutralización , definida como el cambio de entalpía observado en un constituyente de un sistema termodinámico cuando se forma un mol de agua cuando reaccionan un ácido y una base.
- Entalpía estándar de solución , definida como el cambio de entalpía observado en un constituyente de un sistema termodinámico cuando un mol de un soluto se disuelve completamente en un exceso de solvente, de modo que la solución está en dilución infinita.
- Entalpía estándar de desnaturalización (bioquímica) , definida como el cambio de entalpía requerido para desnaturalizar un mol de compuesto.
- Entalpía de hidratación , definida como el cambio de entalpía observado cuando un mol de iones gaseosos se disuelve completamente en agua formando un mol de iones acuosos.
Propiedades físicas:
- Entalpía de fusión , definida como el cambio de entalpía necesario para cambiar completamente el estado de un mol de sustancia entre los estados sólido y líquido.
- Entalpía de vaporización , definida como el cambio de entalpía necesario para cambiar completamente el estado de un mol de sustancia entre los estados líquido y gaseoso.
- Entalpía de sublimación , definida como el cambio de entalpía necesario para cambiar completamente el estado de un mol de sustancia entre los estados sólido y gaseoso.
- Entalpía de celosía , definida como la energía necesaria para separar un mol de un compuesto iónico en iones gaseosos separados a una distancia infinita (es decir, sin fuerza de atracción).
- Entalpía de mezcla , definida como el cambio de entalpía al mezclar dos sustancias químicas (que no reaccionan).
Sistemas abiertos
En sistemas abiertos termodinámicos , la masa (de sustancias) puede fluir dentro y fuera de los límites del sistema. La primera ley de la termodinámica para sistemas abiertos establece: El aumento en la energía interna de un sistema es igual a la cantidad de energía agregada al sistema por la masa que fluye hacia adentro y por el calentamiento, menos la cantidad perdida por la masa que fluye hacia afuera y en la forma del trabajo realizado por el sistema:
donde U in es la energía interna promedio que ingresa al sistema y U out es la energía interna promedio que sale del sistema.
La región del espacio encerrada por los límites del sistema abierto se suele denominar volumen de control y puede corresponder o no a paredes físicas. Si elegimos la forma del volumen de control de manera que todo el flujo hacia adentro o hacia afuera ocurra perpendicular a su superficie, entonces el flujo de masa hacia el sistema funciona como si fuera un pistón de fluido empujando masa hacia el sistema, y el sistema funciona trabajar en el flujo de masa hacia afuera como si estuviera impulsando un pistón de fluido. A continuación, se realizan dos tipos de trabajo: el trabajo de flujo descrito anteriormente, que se realiza en el fluido (a menudo también se denomina trabajo pV ), y el trabajo de eje , que se puede realizar en algún dispositivo mecánico.
Estos dos tipos de trabajo se expresan en la ecuación
La sustitución en la ecuación anterior para el volumen de control (cv) produce:
La definición de entalpía, H , nos permite usar este potencial termodinámico para tener en cuenta tanto la energía interna como el trabajo pV en fluidos para sistemas abiertos:
Si permitimos que también se mueva el límite del sistema (por ejemplo, debido al movimiento de los pistones), obtenemos una forma bastante general de la primera ley para sistemas abiertos. [20] En términos de derivados de tiempo, dice:
con sumas sobre los diversos lugares k donde se suministra calor, la masa fluye hacia el sistema y los límites se mueven. Los términos Ḣ k representan flujos de entalpía, que se pueden escribir como
con ṁ k el flujo másico y ṅ k el flujo molar en la posición k respectivamente. El terminodV k/dtrepresenta la tasa de cambio del volumen del sistema en la posición k que da como resultado la potencia pV realizada por el sistema. El parámetro P representa todas las demás formas de energía generadas por el sistema, como la energía del eje, pero también puede ser, digamos, energía eléctrica producida por una planta de energía eléctrica.
Tenga en cuenta que la expresión anterior es válida solo si el caudal de energía cinética se conserva entre la entrada y la salida del sistema. [ aclaración necesaria ] De lo contrario, debe incluirse en el balance de entalpía. Durante el funcionamiento en estado estable de un dispositivo ( ver turbina , bomba y motor ), el promediodU/dtpuede establecerse igual a cero. Esto produce una expresión útil para la generación de energía promedio para estos dispositivos en ausencia de reacciones químicas:
donde los paréntesis angulares denotan promedios de tiempo. La importancia técnica de la entalpía está directamente relacionada con su presencia en la primera ley para sistemas abiertos, como se formuló anteriormente.
Diagramas
Los valores de entalpía de sustancias importantes se pueden obtener utilizando software comercial. Prácticamente todas las propiedades relevantes del material se pueden obtener en forma tabular o gráfica. Hay muchos tipos de diagramas, tales como H - T diagramas, que dan la entalpía específica como función de la temperatura para diversas presiones, y h - p diagramas, que dan h como función de p para el vario T . Uno de los diagramas más comunes es el diagrama de entropía específica de temperatura (diagrama T - s ). Da la curva de fusión y los valores de líquido y vapor saturados junto con isobaras e isenthalps. Estos diagramas son herramientas poderosas en manos del ingeniero térmico.
Algunas aplicaciones basicas
Los puntos de la a a la h en la figura juegan un papel en la discusión en esta sección.
Punto T (K) p (barra) s ( kJ / (kg K) ) h (kJ / kg) a 300 1 6,85 461 B 380 2 6,85 530 C 300 200 5.16 430 D 270 1 6,79 430 mi 108 13 3,55 100 F 77,2 1 3,75 100 gramo 77,2 1 2,83 28 h 77,2 1 5.41 230
Puntos e y g son saturados líquidos, y el punto h es un gas saturado.
Estrangulamiento
Una de las aplicaciones simples del concepto de entalpía es el llamado proceso de estrangulamiento, también conocido como expansión de Joule-Thomson . Se trata de un flujo adiabático constante de un fluido a través de una resistencia al flujo (válvula, tapón poroso o cualquier otro tipo de resistencia al flujo) como se muestra en la figura. Este proceso es muy importante, ya que está en el corazón de los frigoríficos domésticos , donde es responsable de la caída de temperatura entre la temperatura ambiente y el interior del frigorífico. También es la etapa final en muchos tipos de licuadores .
Para un régimen de flujo de estado estacionario, la entalpía del sistema (rectángulo punteado) debe ser constante. Por eso
Dado que el flujo másico es constante, las entalpías específicas en los dos lados de la resistencia al flujo son las mismas:
es decir, la entalpía por unidad de masa no cambia durante el estrangulamiento. Las consecuencias de esta relación se pueden demostrar utilizando el diagrama T - s anterior. El punto c está a 200 bar y temperatura ambiente (300 K). Una expansión de Joule-Thomson de 200 bar a 1 bar sigue una curva de entalpía constante de aproximadamente 425 kJ / kg (no se muestra en el diagrama) que se encuentra entre los isenthalps 400 y 450 kJ / kg y termina en el punto d , que está en un temperatura de aproximadamente 270 K. Por lo tanto, la expansión de 200 bar a 1 bar enfría el nitrógeno de 300 K a 270 K. En la válvula, hay mucha fricción y se produce mucha entropía, pero aún así la temperatura final está por debajo el valor inicial.
El punto e se elige de modo que esté en la línea de líquido saturado con h = 100 kJ / kg. Se corresponde aproximadamente con p = 13 bar y T = 108 K. El estrangulamiento desde este punto a una presión de 1 bar finaliza en la región bifásica (punto f ). Esto significa que una mezcla de gas y líquido sale de la válvula reguladora. Dado que la entalpía es un parámetro extensivo, la entalpía en f ( h f ) es igual a la entalpía en g ( h g ) multiplicada por la fracción líquida en f ( x f ) más la entalpía en h ( h h ) multiplicada por la fracción de gas en f (1 - x f ) . Entonces
Con números: 100 = x f × 28 + (1 - x f ) × 230 , entonces x f = 0.64. Esto significa que la fracción de masa del líquido en la mezcla líquido-gas que sale de la válvula reguladora es del 64%.
Compresores
Una potencia P se aplica, por ejemplo, como potencia eléctrica. Si la compresión es adiabática , la temperatura del gas aumenta. En el caso reversible estaría en entropía constante, que se corresponde con una línea vertical en el diagrama T - s . Por ejemplo, comprimir nitrógeno de 1 bar (punto a ) a 2 bar (punto b ) daría como resultado un aumento de temperatura de 300 K a 380 K. Para dejar que el gas comprimido salga a temperatura ambiente T a , intercambio de calor, p. Ej. por agua de enfriamiento, es necesario. En el caso ideal, la compresión es isotérmica. El flujo de calor promedio hacia los alrededores es Q̇ . Dado que el sistema está en estado estacionario, la primera ley da
La potencia mínima necesaria para la compresión se realiza si la compresión es reversible. En ese caso, la segunda ley de la termodinámica para sistemas abiertos da
La eliminación de Q̇ da por la mínima potencia
Por ejemplo, comprimir 1 kg de nitrógeno de 1 bar a 200 bar cuesta al menos ( h c - h a ) - T a ( s c - s a ) . Con los datos, obtenidos con el diagrama T - s , encontramos un valor de (430 - 461) - 300 × (5.16 - 6.85) = 476 kJ / kg.
La relación para el poder se puede simplificar aún más escribiéndola como
Con dh = T ds + v dp , esto da como resultado la relación final
Historia
El término entalpía se acuñó relativamente tarde en la historia de la termodinámica, a principios del siglo XX. La energía fue introducida en un sentido moderno por Thomas Young en 1802, mientras que la entropía fue acuñada por Rudolf Clausius en 1865. Energía usa la raíz de la palabra griega ἔργον ( ergon ), que significa "trabajo", para expresar la idea de capacidad para realizar un trabajo . Entropía usa la palabra griega τροπή ( tropē ) que significa transformación . La entalpía usa la raíz de la palabra griega θάλπος ( thalpos ) "calor, calor" [22]
El término expresa el concepto obsoleto de contenido de calor , [23] ya que dH se refiere a la cantidad de calor ganado en un proceso a presión constante solamente, [24] pero no en el caso general cuando la presión es variable. [25] Josiah Willard Gibbs usó el término "una función de calor para presión constante" para mayor claridad. [nota 2]
La introducción del concepto de "contenido de calor" H se asocia con Benoît Paul Émile Clapeyron y Rudolf Clausius ( relación Clausius-Clapeyron , 1850).
El término entalpía apareció impreso por primera vez en 1909. [26] Se atribuye a Heike Kamerlingh Onnes , quien probablemente lo presentó oralmente el año anterior, en la primera reunión del Instituto de Refrigeración en París. [27] Ganó vigencia solo en la década de 1920, en particular con las Tablas y diagramas de vapor de Mollier , publicados en 1927.
Hasta la década de 1920, el símbolo H se usó, de manera algo inconsistente, para "calor" en general. La definición de H como estrictamente limitada a la entalpía o "contenido de calor a presión constante" fue propuesta formalmente por Alfred W. Porter en 1922. [28] [29]
Ver también
- Cambio de formación de entalpía estándar (tabla de datos)
- Calorimetría
- Calorímetro
- Función de salida
- Ley de Hess
- Proceso isentálpico
- Leyes de la termodinámica
- Entalpía de estancamiento
- Bases de datos termodinámicas para sustancias puras
Notas
- ^
- ^ Las obras completas de J. Willard Gibbs, vol. No hago referencia a la palabra entalpía, sino que hago referencia a la "función de calor para presión constante". Ver: Henderson, Douglas; Eyring, Henry; Jost, Wilhelm (1967). Química física: un tratado avanzado . Prensa académica. pag. 29.
Referencias
- ^ "Diccionarios de Oxford Living" . Archivado desde el original el 17 de agosto de 2016 . Consultado el 19 de febrero de 2018 .
- ^ "Libro de Oro IUPAC. Entalpía, H " . Consultado el 19 de febrero de 2018 .
- ^ Zemansky, Mark W. (1968). "Capítulo 11". Calor y termodinámica (5ª ed.). Nueva York, NY: McGraw-Hill. pag. 275 .
- ^ Van Wylen, GJ; Sonntag, RE (1985). "Sección 5.5". Fundamentos de la termodinámica clásica (3ª ed.). Nueva York: John Wiley & Sons. ISBN 978-0-471-82933-1.
- ^ Atkins, Peter; de Paula, Julio (2006). Química física de Atkins (8ª ed.). WHFreeman. pag. 51. ISBN 0-7167-8759-8.
- ^ a b Guggenheim, EA (1959). Termodinámica . Amsterdam: Compañía editorial de Holanda Septentrional.
- ^ Zumdahl, Steven S. (2008). "Termoquímica" . Química . Aprendizaje Cengage. pag. 243. ISBN 978-0-547-12532-9. Archivado desde el original el 14 de noviembre de 2013.
- ^ Moran, MJ; Shapiro, HN (2006). Fundamentos de la ingeniería termodinámica (5ª ed.). John Wiley e hijos. pag. 511 .
- ^ Iribarne, JV, ahijado, WL (1981). Termodinámica atmosférica , 2a edición, Kluwer Academic Publishers, Dordrecht, ISBN 90-277-1297-2 , págs. 235–236.
- ↑ Tschoegl, NW (2000). Fundamentos de equilibrio y termodinámica de estado estable , Elsevier, Amsterdam, ISBN 0-444-50426-5 , pág. 17.
- ↑ Callen, HB (1960/1985), Thermodynamics and an Introduction to Thermostatistics , (primera edición 1960), segunda edición 1985, John Wiley & Sons, Nueva York, ISBN 0-471-86256-8 , Capítulo 5.
- ^ Münster, A. (1970), Classical Thermodynamics, traducido por ES Halberstadt, Wiley-Interscience, Londres, ISBN 0-471-62430-6 , pág. 6.
- ^ Reif, F. (1967). Física estadística . Londres: McGraw-Hill.
- ^ Kittel, C .; Kroemer, H. (1980). Física Térmica . Londres: Freeman.
- ^ Bartelmann, Matthias (2015). Theoretische Physik . Springer Spektrum. págs. 1106–1108. ISBN 978-3-642-54617-4.
- ^ Menguante, Darrel; Gammon, Steven (2010). Química general . Aprendizaje Cengage. pag. 231. ISBN 978-0-538-49752-7. Archivado desde el original el 14 de noviembre de 2013.
- ^ Rathakrishnan (2015). Dinámica de gases de alta entalpía . John Wiley and Sons Singapore Pte. Ltd. ISBN 978-1118821893.
- ^ Laidler, Keith J .; Meiser, John H. (1982). Química Física . Benjamin / Cummings. pag. 53. ISBN 978-0-8053-5682-3.
- ^ Petrucci, Ralph H .; Harwood, William S .; Arenque, F. Geoffrey (2002). Química general (8ª ed.). Prentice Hall. págs. 237-238 . ISBN 978-0-13-014329-7.
- ^ Moran, MJ; Shapiro, HN (2006). Fundamentos de la ingeniería termodinámica (5ª ed.). John Wiley e hijos. pag. 129 .
- ^ Figura compuesta con datos obtenidos con RefProp , NIST Standard Reference Database 23.
- ^ θάλπος en A Greek-English Lexicon .
- ↑ Howard (2002) cita a JR Partington en An Advanced Treatise on Physical Chemistry (1949) diciendo que la función H "generalmente se llama contenido de calor".
- ^ Tinoco Jr., Ignacio; Sauer, Kenneth; Wang, James C. (1995). Química Física (3ª ed.). Prentice Hall. pag. 41. ISBN 978-0-13-186545-7.
- ^ Laidler, Keith J .; Meiser, John H. (1982). Química Física . Benjamin / Cummings. pag. 53. ISBN 978-0-8053-5682-3.
- ^ Dalton, JP (1909). "Investiga sobre el efecto Joule-Kelvin, especialmente a bajas temperaturas. I. Cálculos de hidrógeno" . Actas de la Sección de Ciencias (Koninklijke Akademie van Wetenschappen Te Amsterdam [Real Academia de Ciencias de Amsterdam]) . 11 (parte 2): 863–873. Código bibliográfico : 1908KNAB ... 11..863D . ; ver p. 864, nota a pie de página (1).
- ^ Ver:
- Laidler, Keith (1995). El mundo de la química física . Prensa de la Universidad de Oxford. pag. 110.
- Van Ness, Hendrick C. (2003). " H es de entalpía" . Revista de educación química . 80 (6): 486. Código Bibliográfico : 2003JChEd..80..486V . doi : 10.1021 / ed080p486.1 .
- ^ Porter, Alfred W. (1922). "La generación y aprovechamiento del frío. Una discusión general" . Transacciones de la Sociedad Faraday . 18 : 139-143. doi : 10.1039 / tf9221800139 .; ver p. 140.
- ^ Howard, Irmgard (2002). " H es de entalpía, gracias a Heike Kamerlingh Onnes y Alfred W. Porter". Revista de educación química . 79 (6): 697. Código bibliográfico : 2002JChEd..79..697H . doi : 10.1021 / ed079p697 .
Bibliografía
- Dalton, JP (1909). "Investiga sobre el efecto Joule-Kelvin, especialmente a bajas temperaturas. I. Cálculos de hidrógeno" (PDF) . Actas de KNAW . 11 : 863–873. Código Bibliográfico : 1908KNAB ... 11..863D .
- Haase, R. (1971). Jost, W. (ed.). Química física: un tratado avanzado . Nueva York: Académico. pag. 29.
- Gibbs, JW Las obras completas de J. Willard Gibbs, vol. I (ed. De 1948). New Haven, CT: Prensa de la Universidad de Yale. pag. 88.
- Howard, IK (2002). " H es de entalpía, gracias a Heike Kamerlingh Onnes y Alfred W. Porter". J. Chem. Educ. 79 (6): 697–698. Código Bibliográfico : 2002JChEd..79..697H . doi : 10.1021 / ed079p697 .
- Laidler, K. (1995). El mundo de la química física . Oxford: Prensa de la Universidad de Oxford. pag. 110 .
- Kittel, C .; Kroemer, H. (1980). Física Térmica . Nueva York: SR Furphy & Co. p. 246.
- DeHoff, R. (2006). Termodinámica en Ciencia de Materiales . Prensa CRC. ISBN 9780849340659.
enlaces externos
- Entalpía - El mundo de la física de Eric Weisstein
- Entalpía - Universidad Estatal de Georgia
- Cálculos de ejemplo de entalpía - Departamento de Química de la Universidad de Texas A&M