enthalpiförändringar

Enthalpiförändringen ΔH beskriver skillnaden i entalpi mellan slut- och starttillståndet i ett thermodynamiskt system. Entalpi H definieras som H = U + pV, där U är den interna energin, p är trycket och V är volymen. Eftersom entalpi är en tillståndsvariabel beror ΔH endast på de två tillstånden och inte på vägen däremellan.

Vid konstant tryck är den tillförda värmen q_p lika med entalpiändringen, ΔH, under förutsättning att processen innebär endast arbete av typen pV. För idealiska gaser kan entalpiändringen relateras till temperaturändringen som ΔH = n Cp ΔT. Cp är molär konstanttrycksvärmekapacitet och kan variera med temperatur och fas. I praktiken erhålls ΔH genom att integrera Cp(T) dT över start- till sluttemperatur.

Andra viktiga entalpiförändringar är entalpin vid fasövergångar, exempelvis ΔH_fus (smältning) och ΔH_vap (ångbildning). Standardentalpiändringar, som ΔH_f° för en substans vid 1 atm och 25°C, används tillsammans med Hess’ lag för att få totala entalpier i kemiska reaktioner.

Kalorimetri används för att mäta entalpiförändringar. Vid konstant tryck avges eller upptas värme som kan registreras i en kalorimeter och ge ΔH för reaktionen. Vid konstant volym mäts ΔU; för idealiska gaser kan ΔH beräknas från ΔH = ΔU + ΔnRT.

Entalpiförändringar är centrala inom kemistrin och processdesign. De anger värmeutbytet med omgivningen och möjliggör jämförelser av energiförbrukning eller energigenomföring i olika reaktioner och faser.