Դիտել Էնտալպիա էջի վիքիկոդը

{{թերմոդինամիկա}}
'''Էնտալպիա''', նաև՝ ''ջերմային ֆունկցիա և ջերմապարունակություն'', [[թերմոդինամիկական պոտենցիալ]], որը բնութագրում է համակարգի վիճակը [[ջերմադինամիկական հավասարակշռություն|ջերմադինամիկական հավասարակշռության]] մեջ, երբ որպես անկախ փոփոխականներ են ընտրված [[ճնշում]]ը, [[թերմոդինամիկական էնտրոպիա|էնտրոպիա]]ն և մասնիկների թիվը։

Ավելի հստակ՝ էնտալպիան այն էներգիան է, որը հաստատուն ճնշման դեպքում մատչելի է ջերմության վերածվելու համար։

== Սահմանում ==
Եթե [[ջերմադինամիկական համակարգ]]ը դիտարկենք մակրոմարմնից՝ [[գազ]]ից և ''S'' մակերեսով և, ''Р = pS'' կշռով, անոթի ''р'' ճնշումը կարգավորող մխոցից կազմված համակարգ, ապա այդ համակարգը կոչվում է ''ընդլայնված''։

Էնտալպիան կամ ընդլայնված համակարգի ''Е'' էներգիան հավասար է գազի ներքին ''U'' էներգիայի և ''E'' <sub>պոտ</sub> = ''pSx'' = ''pV'' բեռով մխոցի պոտենցիալ էներգիայի գումարին`

:<math>H=E=U+pV</math>։

Այսպիսով, էնտալպիան տվյալ վիճակում իրենից ներկայացնում է ներքին էներգիայի և այն [[աշխատանք (ֆիզիկա)|աշխատանքի]] գումարը, որը անհրաժեշտ է ծախսել,որպեսզի ''V'' ծավալով մարմինը բերվի ''р'' ճնշումով և համակարգի հետ հավասարակշռության մեջ գտնվող միջավայր։ Համակարգի ''H'' էնտալպիան [[ներքին էներգիա]]յի և ուրիշ ջերմադինամիկական պոտենցիալների նման ունի լիովին որոշակի նշանակություն յուրաքանչյուր վիճակի համար, այսինքն՝ հանդիսանում է [[վիճակի ֆունկցիա]]։ Հետևաբար, վիճակի փոփոխության ընթացքում
:<math>\Delta H=H_2-H_1</math>։

Էնտալպիայի փոփոխությունը (կամ [[քիմիական ռեակցիայի ջերմային էֆեկտ]]ը) կախված չէ պրոցեսի ճանապարհից, այլ որոշվում է համակարգի սկզբնական և վերջնական վիճակներով։
Եթե համակարգը ինչ-որ ձևով վերադառնում է սկզբնական վիճակին (շրջանային պրոցես), ապա նրա ցանկացած վիճակի ֆունկցիա հանդիսացող պարամետրի փոփոխությունը հավասար է զրոյի, որտեղից <math>\Delta H=0</math>, կամ <math> \oint \delta H =0 </math>։

Սեփական փոփոխականներով՝ S [[էնտրոպիա (թերմոդինամիկա)|էնտրոպիա]]յով և p [[ճնշում]ով] արտահայտված էնտալպիայի [[դիֆերցիալ (մաթեմատիկա)|դիֆերցիալը]]՝

:<math>\begin{align}
\mathrm{d}H &= \mathrm{d}(U+ pV) \\
 &= \mathrm{d}U+\mathrm{d}(pV) \\
 &= \mathrm{d}U+(p\,\mathrm{d}V+V\,\mathrm{d}p) \\
 &= (\delta Q-p\,\mathrm{d}V)+(p\,\mathrm{d}V+V\,\mathrm{d}p) \\
 &= \delta Q+V\,\mathrm{d}p \\
 &= T\,\mathrm{d}S+V\,\mathrm{d}p
\end{align}</math>։

Քանի որ [[քվազիհավասարակշիռ պրոցեսներ]]ում <math>T\, \mathrm{d}S = \delta Q</math>՝ համակարգում առբերված ջերմության քանակին, այստեղից բխում է էնտալպիա հասկացության ֆիզիկական իմաստի ներմուծման գաղափարը՝ նրա փոփոխությունը [[իզոբար պրոցես]]ում (հաստատուն ճնշման դեպքում) համակարգում եղած ջերմությունն է։ Այդ ֆունկցիայի պրակտիկ կիրառությունը հիմնված է այն բանի վրա, որ շատ քիմիական պրոցեսներ իրական կամ լաբորատոր պայմաններում իրականացվում են հենց հաստատոուն (մթնոլորտային) ճնշման դեպքում, երբ ռեզերվուարը բաց է։ Այսպես, գոյացած էնտալպիան էներգիայի այն քանակն է, որը կլանվում կամ առանձնացվում է պարզ նյութերից՝ բարդ նյութի առաջացման ժամանակ։

Բոլոր քիմիական ռեակցիաները ընթանում են ջերմության անջատումով (էկզոթերմիկ) կամ կլանումով (էնդոթերմիկ)։Որպես ռեակցիայի ջերմության քանակ ծառայում է էնտալպիայի ΔН փոփոխությունը, որը համապատասխանում է ջերմափոխանակությանը հաստատուն ճնշման դեպքում։ Էկզոթերմիկ ռեակցիաների դեպքում համակարգը կորցնում է ջերմություն, և ΔН մեծությունը բացասական է։ Իսկ էնդոթերմիկ ռեակցիաների ժամանակ համակարգը կլանում է ջերմություն, և ΔН մեծությունը դրական է։

Համակարգի էնտալպիայից հարմար է օգտվել այն դեպքերում, երբ որպես համակարգի վիճակը բնութագրող անկախ փոփոխականներ վերցվում են ''р'' ճնշումը և ''Т'' ջերմաստիճանը․

:<math>H = H(p, T)</math>
Այս դեպքում էնտալպիայի փոփոխությունը իզոբար պրոցեսում գործնականում հարմար է հաշվարկել՝ իմանալով <math> C_p(T) </math> ջերմունակությունը հաստատուն ճնշման դեպքում
(Կիրխհոֆի թերմոքիմիական օրենք)՝
:<math> \Delta H (T_1 \to T_2) (p=\mathrm{const}) = \int\delta Q = \int\limits_{T_1}^{T_2} C_p(T) \mathrm{d} T </math>։
Այդ դեպքում օգտագործվում է ջերմունակության էմպիրիկ վերլուծումն ըստ T-ի աստիճանների շարքի՝

: <math> C_p(T)= \sum a_i*T^i </math>։

== Հատկություններ ==
Էնտալպիան [[ադիտիվություն|ադիտիվ մեծություն]] (էքստենսիվ) է,այսիքն՝ բարդ համակարգի դեպքում հավասար է նրա անկախ մասերի էնտալպիաների գումարին․ <math>H=\sum H_i</math>: Այլ թերմոդինամիկական պոտենցիալների նման էնտալպիան որոշվում է մինչև հաստատուն գումարելիի ճշգրտությամբ, որին հաճախ թերմոդինամիկայում տալիս են կամայական անվանում (օրինակ, ջերմային դիագրամների կառուցման և հաշվման ժամանակ)։ Համակարգի էնտալպիան ոչ մեխանիկական ուժերի առկայության դեպքում հավասար է <math>H = U + pV - \sum X_iy_i</math>, որտեղ <math>X_i</math>-ն ընդհանուր ուժն է, <math>y_i</math>-ը [[ընդհանրացված կոորդինատներ]]ն են։

== Օրինակներ ==
{| border="2" cellspacing="0" width="500px" cellpadding="4" rules="all" style="border-collapse:collapse; empty-cells:show; margin: 2ex 2em; border: solid 1px #aaaaa; font-size: 95%; text-align: middle"
|+ <big>''Ոչ օրգանական միացություններ '' (25&nbsp;°C-ում), </big><br />''ստանդարտ գոյացման էնտալպիա''
|- style="text-align: center" {{highlight1}}
 ||Քիմիական միացություն||Ագրեգատային վիճակ||Քիմիական բանաձև||Δ ''H''<sub>''f''</sub><sup>0</sup> կՋ/մոլ
|-
| style="text-align: left" | Ամիակ || [[սոլվատային վիճակ|սոլվատացված]]
|| NH<sub>3</sub> (NH<sub>4</sub>OH) || −80.8
|-
| style="text-align: left" | ամոնիակ|| [[գազ]]անման
|| NH<sub>3</sub> || −46.1
|-
| style="text-align: left" | Նատրիումի կարբոնատ || [[պինդ մարմին]]
|| Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> || −1131
|-
| style="text-align: left" | [[Նատրիումի քլորիդ]] (աղ)|| սոլվատային
|| NaCl || −407
|-
| style="text-align: left" |Նատրիումի քլորիդ (աղ)||պինդ
|| NaCl || −411.12
|-
| style="text-align: leftt" |Նատրիումի քլորիդ (աղ)||հեղուկ
|| NaCl || −385.92
|-
| style="text-align: left" |Նատրիումի քլորիդ (աղ)||գազանման 
|| NaCl || −181.42
|-
| style="text-align: left" | [[Նատրիումի հիդրօքսիդ]] || սոլվատային
|| NaOH || −469.6
|-
| style="text-align: left" |Նատրիումի հիդրօքսիդ ||պինդ
|| NaOH || −426.7
|-
| style="text-align: left" | [[Նատրիումի նիտրատ]] ||սոլվատային
|| NaNO<sub>3</sub> || −446.2
|-
| style="text-align: left" | Նատրիումի նիտրատ|| պինդ
|| NaNO<sub>3</sub> || −424.8
|-
| style="text-align: left" | [[Ծծմբի դիօքսիդ]] || գազանման
|| SO<sub>2</sub> || −297
|-
| style="text-align: left" | [[Ծծմբական թթու]] || հեղուկ
|| H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> || −814
|-
|-
| style="text-align: left" | [[Սիլիցիումի դիօքսիդ]] || պինդ
|| SiO<sub>2</sub> || −911
|-
| style="text-align: left" | [[Ազոտի(IVօքսիդ)|Ազոտի դիօքսիդ]] ||գազանման
|| NO<sub>2</sub> || +33
|-
| style="text-align: left" | [[Ազոտի(I)օքսիդ|Ազոտի մոնօքսիդ]] ||գազանման
|| NO || +90
|-
| style="text-align: left" | [[Ջուր]] || հեղուկ
|| H<sub>2</sub>O || −286
|-
| style="text-align: left" | Ջուր || գազանման
|| H<sub>2</sub>O || −241.8
|-
| style="text-align: left" | [[Ածխածնի դիօքսիդ]] || գազանման
|| CO<sub>2</sub> || −393.5
|-
| style="text-align: left" | [[Ջրածին]] || գազանման
|| H<sub>2</sub> || 0
|-

| style="text-align: left" | [[Ֆտոր]] || գազանման
|| F<sub>2</sub> || 0
|-
| style="text-align: left" | [[Քլոր]] || գազանման
|| Cl<sub>2</sub> || 0
|-
| style="text-align: left" | [[Բրոմ]] || հեղուկ
|| Br<sub>2</sub> || 0
|-
|}

== Էնտալպիայի  ինվարիանտությունը ռեյլատիվիստիկական թերմոդինամիկայում ==

[[Ռեյլավիստիկական թերմոդինամիկա]]յի կառուցման ժամանակ (հաշվի առնելով [[հարաբերականության հատուկ տեսություն]]ը) հիմնականում ավելի հարմար մոտեցում է հանդիսանում այսպես կոչված ինվարիանտ էնտալպիայի կիրառությունը (որևէ անոթում գտնվող համակարգի համար)։

Այսպիսի մոտեցման դեպքում <math>T</math> ջերմաստիճանը որոշվում է որպես [[լորենց-ինվարիանտ]]։ Ինվարիանտ է նաև <math>S</math> էնտրոպիան։ Քանի որ պատերը ազդում են համակարգի վրա, ավելի բնական փոփոխական հանդիսանում է <math>P</math> ճնշումը, ինչի հետ կապված՝ որպես [[թերմոդինամիկական պոտենցիալ]] հարմար է վերցնել հենց էնտալպիան։
Այդպիսի համակարգորմ «սովորական» էնապիալիան և <math> \vec g</math> իմպուլսը ձևավորում են [[4-վեկտոր]], և բոլոր հաշվարկման համակարգերում ինվարիանտ էնտալպիայի սահմանման համար վերցվում է այդ 4-վեկտորի ինվարիանտ ֆունկցիան՝

:<math>H=\sqrt{\left(U+P \,V \right)^2 -c^2 \vec g^2}</math>։

Ռեյլատիվիստիկ թերմոդինամիկայի հիմնական հավասարումը ինվարիանտ էնտալպիայի դիֆերենցիալի միջոցով գրվում է հետևյալ կերպ․

:<math>dH=T \, dS +\frac{V}{\sqrt{1-v^2/c^2}}\, dP + \mu\, dN</math>։

Օգտվելով այս հավասարումից՝ կարելի է լուծել շարժվող համակարգերի թերմոդինամիկայի ցանկացած խնդիր, եթե հայտնի է <math>H(S,P,N)</math> ֆունկցիան։

== Տեղեկագրքային տվյալներ ==

Նյութերի գոյացման էնտալպիայի նշանակությունը և ուրիշ թերմոդինամիկական հատկությունները կարելի է իմանալ հետևյալ հղումներից<ref>[http://webbook.nist.gov/chemistry/form-ser.html Chemical Formula Search<!-- Ենթավերնագիրը ավելացվել է բոտի կողմից -->]</ref><ref>[http://chemanalytica.com/book/novyy_spravochnik_khimika_i_tekhnologa/12_obshchie_svedeniya/6006 Լիցենզիայի թույլատվություն — PHPShop Software<!--  Ենթավերնագիրը ավելացվել է բոտի կողմից  -->]</ref><ref>{{Cite web |url=http://edu.dvgups.ru/METDOC/ENF/HIMIJ/HIMIJ/METOD/HOMIK/5_1.htm |title=5<!-- Заголовок добавлен ботом --> |accessdate=2016 թ․ հունիսի 17 |archive-date=2016 թ․ մարտի 5 |archive-url=https://web.archive.org/web/20160305012505/http://edu.dvgups.ru/metdoc/enf/himij/himij/metod/homik/5_1.htm |url-status=dead }}</ref>,,, ինչպես նաև «Краткий справочник физико-химических величин» գրքից։

== Տես նաև ==
* [[Քիմիական ռեակցիայի ջերմային էֆեկտ ]]
* [[Տեսակարար հալման ջերմություն]]

== Ծանոթագրություններ ==
{{ծանցանկ}}

== Աղբյուրներ ==
# Болгарский А. В., Мухачев Г. А., Щукин В. К., «Термодинамика и теплопередача» Изд. 2-е, перераб. и доп. М.: «Высшая школа», 1975, 495 с.
# Харин А. Н., Катаева Н. А., Харина Л. Т., под ред. проф. Харина А. Н. «Курс химии», М.: «Высшая школа», 1975, 416 с.
# [http://www.dwc.knaw.nl/DL/publications/PU00013601.pdf J.P. Dalton «Researches on the Joule-Kelvin effect, especially at low temperatures. I. Calculations for hydrogen», KNAW Proceedings '''11''' pp. 863—873 (1909)]
# [http://dx.doi.org/10.1021/ed079p697 Irmgard K. Howard «H Is for Enthalpy, Thanks to Heike Kamerlingh Onnes and Alfred W. Porter», Journal of Chemical Education '''79''' pp. 697—698 (2002)]
{{ՀՍՀ|հատոր=4|էջ=59}}

[[Կատեգորիա:Վիճակագրական ֆիզիկա]]
[[Կատեգորիա:Թերմոդինամիկական պոտենցիալներ]]
[[Կատեգորիա:Քիմիական թերմոդինամիկա]]
[[Կատեգորիա:Էներգիա (ֆիզիկա)]]