Enthalpiændringen

Enthalpiændringen, eller ændringen i entalpi, er en termodynamisk størrelse som beskriver forskellen i systemets entalpi mellem to tilstande. Entalpi H defineres som H = U + pV, hvor U er den indre energi, p tryk og V volumen. ΔH = H2 − H1 er en tilstandsvariabel og afhænger derfor ikke af den sti, processen følger.

Ved konstant tryk svarer enthalpiændringen til den varme, der tilføres eller afgives af systemet: ΔH = qp. Dette gør entalpiændringen særligt anvendelig i kemiske reaktioner, som ofte foregår ved konstant tryk i laboratorier og i naturen. Positive ΔH indikerer endotermiske processer (varmeoptagelse) og negative ΔH exotermiske (varmeafgivelse).

Standardentalpianvendelser: ΔH° betegner ændringen under standardbetingelser (typisk 298 K og 1 bar). Ved hjælp af Hess' lov kan entalpiændringer beregnes ved at kombinere delforløb, hvor entalpiændringer tilføjes eller trækkes fra.

Eksempler: forbrænding af metan er exotermisk (ΔH°<0). Smeltning af is og fordampning af vand kræver tilførsel af varme, dvs. ΔH_fus og ΔH_vap er positive.

Måling og beregning: Kalorimetri ved konstant tryk måler qp og dermed ΔH. Entalpiændringen kan også beregnes ud fra dannelsesentalpier ved Hess’ lov.

Temperaturafhængighed: ΔH ændrer sig med temperatur. Kirchhoffs ligning giver ΔH(T2) − ΔH(T1) = ∫ Cp,m(T) dT, hvor Cp er den molare varmekapacitet.

Betydning: entalpiændringen er central i energibalancer for kemiske reaktioner, faseændringer og materialers termiske egenskaber.