內能與焓
為了化學研究的目的,我們把宇宙分成兩個系統和一個環境。在任何時候,我們感興趣的部分是系統,其餘的都是圍繞著系統。焓和內能是與熱力學第一定律有關的兩個概念,它們描述了在一個系統和周圍環境中發生的反應。
什麼是焓?
當一個反應發生時,它可能會吸收或放出熱量,如果反應是在恆壓下進行的,這個熱量被稱為反應的焓。分子的焓是無法測量的。因此,反應過程中焓的變化是測量的。在給定的溫度和壓力下,反應的焓變(∆H)是通過從產物的焓中減去反應物的焓得到的。如果該值為負值,則反應是放熱的。如果吸熱值為正值,則為吸熱值。任何一對反應物和產物之間的焓變化與它們之間的路徑無關。此外,焓的變化取決於反應物的相。例如,當氧氣和氫氣反應生成水蒸氣時,焓變為-483.7kj。當相同反應物反應生成液態水時,焓變為-571.5kj。
2H2(g)+O2(g)→2H2O(g);∆H=-483.7千焦
2H2(g)+O2(g)→2H2O(l);∆H=-571.7 kJ
什麼是內能?
熱和功是能量傳遞的兩種方式。在機械過程中,能量可以從一個地方轉移到另一個地方,但總的能量是守恆的。在化學轉化中,類似的原理也適用。考慮一個反應,比如甲烷的燃燒。
CH4+2 O2→CO2+2 H2O
如果反應發生在密封容器中,那麼所發生的一切就是釋放熱量。我們可以用這種釋放的酶來做機械工作,比如運行渦輪或蒸汽機等。有無數的方法,可以將反應產生的能量分為熱和功。然而,發現熱演化和機械功的總和總是一個常數。這就導致了這樣一個想法:從反應物到產物,有一種叫做內能(U)的性質。內部能量的變化表示為△U。
∆U=q+w;其中q是熱量,w是完成的功
內能被稱為狀態函數,因為它的值取決於系統的狀態,而不是系統是如何進入這個狀態的。也就是說,U從初始狀態“i”變為“f”時,只取決於U在初始狀態和最終狀態下的值。
∆U=Uf–Ui
根據熱力學第一定律,孤立系統的內能變化為零。宇宙是一個孤立的系統,因此,宇宙的∆U為零。
焓和內能的區別是什麼?•焓可在以下方程式中表示,其中U是內能,p是壓力,V是系統的體積。H=U+pV•因此,內能在焓項內。焓為∆U=q+w |