Entalpie vs Interne Energie
Vir die studiedoeleindes in chemie, verdeel ons die heelal in twee as 'n sisteem en omgewing. Op enige tydstip is die deel waarin ons belangstel die stelsel, en die res is rondom. Entalpie en interne energie is twee konsepte wat verband hou met die eerste wet van termodinamika, en dit beskryf die reaksies wat in 'n sisteem en die omgewing plaasvind.
Wat is Entalpie?
Wanneer 'n reaksie plaasvind, kan dit hitte absorbeer of ontwikkel, en as die reaksie teen konstante druk gedra word, word hierdie hitte die entalpie van die reaksie genoem. Entalpie van molekules kan nie gemeet word nie. Daarom word verandering in entalpie tydens 'n reaksie gemeet. Die entalpieverandering (∆H) vir 'n reaksie in 'n gegewe temperatuur en druk word verkry deur die entalpie van reaktante van die entalpie van produkte af te trek. As hierdie waarde negatief is, dan is die reaksie eksotermies. As die waarde positief is, word gesê dat die reaksie endotermies is. Die verandering in entalpie tussen enige paar reaktante en produkte is onafhanklik van die pad tussen hulle. Boonop hang entalpieverandering af van die fase van die reaktante. Byvoorbeeld, wanneer die suurstof- en waterstofgasse reageer om waterdamp te produseer, is die entalpieverandering -483.7 kJ. Wanneer dieselfde reaktante egter reageer om vloeibare water te produseer, is die entalpieverandering -571,5 kJ.
2H2 (g) +O2 (g) → 2H2O (g); ∆H=-483.7 kJ
2H2 (g) +O2 (g) → 2H2O (l); ∆H=-571.7 kJ
Wat is interne energie?
Hitte en werk is twee maniere om energie oor te dra. In meganiese prosesse kan energie van een plek na 'n ander oorgedra word, maar die totale hoeveelheid energie word bewaar. By chemiese transformasies geld 'n soortgelyke beginsel. Oorweeg 'n reaksie soos die verbranding van metaan.
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H 2O
As die reaksie in 'n verseëlde houer plaasvind, is al wat gebeur dat hitte vrygestel word. Ons kan hierdie vrygestelde ensiem gebruik om meganiese werk te doen soos om 'n turbine of stoomenjin te laat loop, ens. Daar is 'n oneindige aantal maniere waarop die energie wat deur die reaksie geproduseer word, verdeel kan word tussen hitte en werk. Daar word egter gevind dat die som van die hitte wat ontwikkel is en die meganiese werk wat gedoen word altyd 'n konstante is. Dit lei tot die idee dat wanneer daar van reaktante na produkte gaan, daar een of ander eienskap is wat die interne energie (U) genoem word. Die verandering van interne energie word aangedui as ∆U.
∆U=q + w; waar q die hitte is en w die werk wat gedoen is
Die interne energie word 'n toestandsfunksie genoem, aangesien die waarde daarvan afhang van die toestand van die stelsel en nie hoe die stelsel in daardie toestand gekom het nie. Dit wil sê, die verandering in U, wanneer van die begintoestand "i" na finale toestand "f" gaan, hang slegs af van die waardes van U in die begin- en finale toestande.
∆U=Uf – Ui
Volgens die eerste wet van termodinamika is die interne energieverandering van 'n geïsoleerde sisteem nul. Heelal is 'n geïsoleerde sisteem; daarom is ∆U vir die heelal nul.
Wat is die verskil tussen Entalpie en Interne Energie?
• Entalpie kan in die volgende vergelyking aangebied word waar U die interne energie is, p druk is en V die volume van die stelsel is.
H=U + pV
• Daarom is interne energie binne die entalpieterm. Entalpie word gegee as, ∆U=q + w
