المحتوى الحراري

المحتوى الحراري
الرموز الشائعة	ح
وحدة النظام الدولي للوحدات	جول
في وحدات النظام الدولي للوحدات الأساسية	كجم⋅م2⋅ثانية −2​​

الديناميكا الحرارية
محرك كارنو الحراري الكلاسيكي
الفروع كلاسيكي إحصائية كيميائي الديناميكا الحرارية الكمومية التوازن  / عدم التوازن
القوانين صفر أولاً ثانية ثالث
الأنظمة نظام مغلق نظام مفتوح نظام معزول ولاية معادلة الحالة الغاز المثالي الغاز الحقيقي حالة المادة الطور (المادة) التوازن التحكم في مستوى الصوت الآلات الموسيقية العمليات متساوي الضغط متساوي الأضلاع متحاور أدياباتيك إيزنتروبيا إيزنثالبيك شبه ثابت متعدد الخواص التوسعة المجانية قابلية الانعكاس عدم الرجوع قابلية الرجوع إلى الوراء الدورات محركات حرارية مضخات الحرارة الكفاءة الحرارية
خصائص النظام ملحوظة: المتغيرات المترافقة مكتوبة بخط مائل مخططات العقارات خصائص مكثفة وواسعة النطاق وظائف العملية عمل حرارة وظائف الدولة درجة الحرارة  / الإنتروبيا  ( مقدمة ) الضغط  / الحجم الإمكانات الكيميائية  / عدد الجسيمات جودة البخار خصائص مخفضة
خصائص المواد قواعد بيانات العقارات السعة الحرارية النوعية  ${\displaystyle c=}$ ${\displaystyle T}$ ${\displaystyle \partial S}$ ${\displaystyle N}$ ${\displaystyle \partial T}$ الانضغاطية  ${\displaystyle \beta =-}$ ${\displaystyle 1}$ ${\displaystyle \partial V}$ ${\displaystyle V}$ ${\displaystyle \partial p}$ التمدد الحراري  ${\displaystyle \alpha =}$ ${\displaystyle 1}$ ${\displaystyle \partial V}$ ${\displaystyle V}$ ${\displaystyle \partial T}$
المعادلات مبرهنة كارنو نظرية كلاوزيوس العلاقة الأساسية قانون الغاز المثالي علاقات ماكسويل العلاقات المتبادلة بين أونسيجر معادلات بريدجمان جدول المعادلات الديناميكية الحرارية
الإمكانات الطاقة الحرة الإنتروبيا الحرة الطاقة الداخلية ${\displaystyle U(S,V)}$ المحتوى الحراري ${\displaystyle H(S,p)=U+pV}$ طاقة هلمهولتز الحرة ${\displaystyle A(T,V)=U-TS}$ طاقة جيبس ​​الحرة ${\displaystyle G(T,p)=H-TS}$
تاريخ ثقافة تاريخ عام إنتروبيا قوانين الغازات آلات الحركة الدائمة فلسفة الانتروبيا والزمن الإنتروبيا والحياة سقاطة براونية شيطان ماكسويل مفارقة الموت الحراري مفارقة لوشميدت التآزر النظريات نظرية السعرات الحرارية Vis viva ("القوة الحية") المكافئ الميكانيكي للحرارة القوة الدافعة المنشورات الرئيسية استفسار حول المصدر ... الاحتكاك حول توازن المواد غير المتجانسة تأملات حول القوة المحركة للنار الخطوط الزمنية الديناميكا الحرارية محركات حرارية فن Education Maxwell's thermodynamic surface Entropy as energy dispersal
Scientists Bernoulli Boltzmann Bridgman Carathéodory Carnot Clapeyron Clausius de Donder Duhem Gibbs von Helmholtz Joule Kelvin Lewis Massieu Maxwell von Mayer Nernst Onsager Planck Rankine Smeaton Stahl Tait Thompson van der Waals Waterston
Other Nucleation Self-assembly Self-organization Order and disorder
Category
v t e

المحتوى الحراري ( / ˈɛن θəl صأنا /​​​ ^ⓘ ) هو مجموعالطاقة الداخليةللنظامالديناميكي الحراريوحاصل ضربضغطهوحجمه.^[1]إنهادالة حالةفيالديناميكا الحراريةتستخدم في العديد من القياسات في الأنظمة الكيميائية والبيولوجية والفيزيائية عند ضغط خارجي ثابت، والذي يتم توفيره بشكل ملائم من خلال الغلاف الجوي المحيط الكبير. يعبر مصطلح الضغط والحجم عنالعملالذيتم القيام به ضد الضغط الخارجي الثابتلتحديد الأبعاد الفيزيائية للنظام منإلى بعض الحجم النهائي(مثل)، أي لإفساح المجال له عن طريق إزاحة محيطه.^[2][3] مصطلح الضغط والحجم صغير جدًا بالنسبة للمواد الصلبة والسائلة في الظروف الشائعة، وصغير إلى حد ما بالنسبة للغازات. لذلك، فإن المحتوى الحراري هو بديل للطاقةفيالأنظمة الكيميائية؛الرابطةوالشبكةوالمذيبالحراري.كدالة حالة، يعتمد المحتوى الحراري فقط على التكوين النهائي للطاقة الداخلية والضغط والحجم، وليس على المسار المتخذ لتحقيقه. ${\displaystyle W}$${\displaystyle P_{ext}}$${\displaystyle V_{system,initial}=0}$${\displaystyle V_{system,final}}$${\displaystyle W=P_{ext}\Delta V}$

في النظام الدولي للوحدات (SI)، وحدة قياس المحتوى الحراري هي الجول . تشمل الوحدات التقليدية التاريخية الأخرى التي لا تزال قيد الاستخدام السعرات الحرارية والوحدة الحرارية البريطانية (BTU).

لا يمكن قياس المحتوى الحراري الكلي للنظام بشكل مباشر لأن الطاقة الداخلية تحتوي على مكونات غير معروفة أو يصعب الوصول إليها أو ليست ذات أهمية للمشكلة الديناميكية الحرارية المطروحة. في الممارسة العملية، يعد التغير في المحتوى الحراري هو التعبير المفضل للقياسات عند ضغط ثابت، لأنه يبسط وصف نقل الطاقة . عندما يتم أيضًا منع نقل المادة إلى النظام أو خارجه ولا يتم القيام بأي عمل كهربائي أو ميكانيكي (عمود التحريك أو ضخ الرفع)، عند ضغط ثابت، فإن التغير في المحتوى الحراري يساوي الطاقة المتبادلة مع البيئة بالحرارة .

في الكيمياء، المحتوى الحراري القياسي للتفاعل هو التغير في المحتوى الحراري عندما يتغير المتفاعلات في حالاتها القياسية ( p = 1 بار  ؛ عادةً T = 298 كلفن ) إلى نواتج في حالاتها القياسية. ^[4] هذه الكمية هي الحرارة القياسية للتفاعل عند ضغط ودرجة حرارة ثابتين، ولكن يمكن قياسها بالطرق الحرارية حتى لو تغيرت درجة الحرارة أثناء القياس، بشرط أن يتوافق الضغط ودرجة الحرارة الأوليان والنهائيان مع الحالة القياسية. لا تعتمد القيمة على المسار من الحالة الأولية إلى الحالة النهائية لأن المحتوى الحراري هو دالة حالة .

عادة ما يتم سرد المحتوى الحراري للمواد الكيميائية لضغط 1 بار (100 كيلو باسكال) كحالة قياسية. تختلف المحتوى الحراري وتغيرات المحتوى الحراري للتفاعلات كدالة لدرجة الحرارة، ^[5] ولكن الجداول تسرد عمومًا درجات الحرارة القياسية لتكوين المواد عند 25 درجة مئوية (298 كلفن). بالنسبة للعمليات الماصة للحرارة (امتصاص الحرارة)، يكون التغيير Δ H قيمة موجبة؛ أما بالنسبة للعمليات الطاردة للحرارة (إطلاق الحرارة) فهو سالب.

إن المحتوى الحراري للغاز المثالي لا يعتمد على ضغطه أو حجمه، ويعتمد فقط على درجة حرارته، والتي ترتبط بطاقته الحرارية. غالبًا ما تقترب الغازات الحقيقية عند درجات الحرارة والضغوط الشائعة من هذا السلوك، مما يبسط التصميم والتحليل الديناميكي الحراري العملي.

كلمة "إنثالبي" مشتقة من الكلمة اليونانية enthalpein ، والتي تعني التسخين. ^{[6] [7]}

يتم تعريف المحتوى الحراري H للنظام الديناميكي الحراري على أنه مجموع طاقته الداخلية وحاصل ضرب ضغطه وحجمه: ^[1]

$${\displaystyle H=U+pV,}$$ حيث U هي الطاقة الداخلية ، وp هو الضغط ، و V هو حجم النظام؛ يُشار إلى p V أحيانًا باسم طاقة الضغط Ɛ _p  . ^[8]

إن المحتوى الحراري هو خاصية واسعة النطاق ؛ فهو يتناسب مع حجم النظام (بالنسبة للأنظمة المتجانسة). وكخواص مكثفة ، فإن المحتوى الحراري النوعي ، h = ⁠  ح /م، يتمالرجوع إلى وحدةكتلة mللنظام، والمحتوىالحراري المولي ، H _m =  ح /نحيثnهو عددالمولاتغير المتجانسة ، يكون المحتوى الحراري هو مجموع المحتوى الحراري للأنظمة الفرعية المكونة: حيث $${\displaystyle H=\sum _{k}H_{k}\;,}$$

H هو إجمالي المحتوى الحراري لجميع الأنظمة الفرعية،

يشير k إلى الأنظمة الفرعية المختلفة،

يشير H _k إلى المحتوى الحراري لكل نظام فرعي.

قد يكون النظام المغلق في حالة توازن ترموديناميكي في مجال جاذبية ثابت ، بحيث يتغير ضغطه p باستمرار مع الارتفاع ، بينما، بسبب متطلبات التوازن، تكون درجة حرارته T ثابتة مع الارتفاع. (وبالتالي، تتغير كثافة الطاقة الكامنة الجاذبية للنظام أيضًا مع الارتفاع.) ثم يصبح مجموع المحتوى الحراري تكاملاً : حيث $${\displaystyle H=\int \left(\rho \,h\right)\,\mathrm {d} V\;,}$$

ρ (" rho ") هي الكثافة (الكتلة لكل وحدة حجم)،

h هو المحتوى الحراري النوعي (المحتوى الحراري لكل وحدة كتلة)،

( ρh ) يمثل كثافة المحتوى الحراري (المحتوى الحراري لكل وحدة حجم)،

يشير d V إلى عنصر صغير للغاية من الحجم داخل النظام، على سبيل المثال، حجم طبقة أفقية رقيقة للغاية.

وبالتالي فإن التكامل يمثل مجموع المحتوى الحراري لجميع عناصر الحجم.

إن إنثالبي النظام المتجانس المغلق هو دالة الطاقة H ( S , p ) الخاصة به ، مع إنتروبيته S [ p ] وضغطه p كمتغيرات حالة طبيعية توفر علاقة تفاضلية لـ d H من أبسط صورة، مشتقة على النحو التالي. نبدأ من القانون الأول للديناميكا الحرارية للأنظمة المغلقة لعملية لا نهائية في الصغر:

$${\displaystyle \mathrm {d} U=\mathrm {\delta } \,Q-\mathrm {\delta } \,W\;,}$$

أين

δ Q هي كمية صغيرة من الحرارة المضافة إلى النظام،

δ W هي كمية صغيرة من العمل الذي يقوم به النظام.

في نظام متجانس حيث يتم النظر فقط في العمليات العكسية أو نقل الحرارة النقي، يعطي القانون الثاني للديناميكا الحرارية δ Q = T d S ، حيث T هي درجة الحرارة المطلقة و d S هو التغير الضئيل في إنتروبيا النظام S. وعلاوة على ذلك ، إذا تم بذل عمل p V فقط، فإن δ W = p  d V. ونتيجة لذلك،

$${\displaystyle \mathrm {d} U=T\,\mathrm {d} S-p\,\mathrm {d} V~.}$$

إضافة d( p V ) إلى كلا جانبي هذا التعبير يعطي

$${\displaystyle \mathrm {d} U+\mathrm {d} (p\,V)=T\,\mathrm {d} S-p\,\mathrm {d} V+\mathrm {d} (p\,V)\;,}$$

أو

$${\displaystyle \mathrm {d} (U+p\,V)=T\,\mathrm {d} S+V\,\mathrm {d} p~.}$$

لذا

$${\displaystyle \mathrm {d} H(S,\,p)=T\,\mathrm {d} S+V\,\mathrm {d} p~}$$

ومعاملات الفروقات المتغيرة الطبيعية d S و d p هي فقط المتغيرات الفردية T و V.

قد يكون التعبير أعلاه عن dH من حيث الإنتروبيا والضغط غير مألوف لبعض القراء. هناك أيضًا تعبيرات من حيث المتغيرات القابلة للقياس بشكل مباشر مثل درجة الحرارة والضغط: [ ^{9] (ص 88) [10]}

$${\displaystyle \mathrm {d} H=C_{\mathsf {p}}\,\mathrm {d} T+V\,(1-\alpha T)\,\mathrm {d} p~.}$$

هنا C _p هي السعة الحرارية عند ضغط ثابت و α هو معامل التمدد الحراري (المكعب) :

$${\displaystyle \alpha ={\frac {\,1\,}{V}}\left({\frac {\partial V}{\,\partial T\,}}\right)_{\mathsf {p}}~.}$$

باستخدام هذا التعبير، يمكننا من حيث المبدأ تحديد المحتوى الحراري إذا كانت C _p و V معروفتين كدالتين لـ p و T.  ومع ذلك، فإن التعبير أكثر تعقيدًا لأن T ليس متغيرًا طبيعيًا للمحتوى الحراري H.${\displaystyle \;\mathrm {d} H=T\,\mathrm {d} S+V\,\mathrm {d} p\;}$

عند ضغط ثابت، بحيث بالنسبة للغاز المثالي ، ينخفض ​​إلى هذا الشكل حتى لو كانت العملية تتضمن تغيرًا في الضغط، لأن α T = 1. ^{[ملاحظة 1]}${\displaystyle \;\mathrm {d} P=0\;}$${\displaystyle \;\mathrm {d} H=C_{\mathsf {p}}\,\mathrm {d} T~.}$${\displaystyle \;\mathrm {d} H\;}$

في شكل أكثر عمومية، يصف القانون الأول الطاقة الداخلية بمصطلحات إضافية تتضمن الإمكانات الكيميائية وعدد الجسيمات من الأنواع المختلفة. ثم يصبح البيان التفاضلي لـ d H

$${\displaystyle \mathrm {d} H=T\,\mathrm {d} S+V\,\mathrm {d} p+\sum _{i}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}\;,}$$

حيث μ _i هي الإمكانات الكيميائية لكل جسيم لجسيم من النوع  i ، و N _i هو عدد هذه الجسيمات. يمكن أيضًا كتابة الحد الأخير على هيئة μ _i  d n _i (حيث d n _{i  0} هو عدد مولات المكون i المضافة إلى النظام، وفي هذه الحالة، μ _i هي الإمكانات الكيميائية المولية) أو على هيئة μ _i d m _i (حيث d m _i هي كتلة المكون i المضافة إلى النظام، وفي هذه الحالة، μ _i هي الإمكانات الكيميائية النوعية).

يعبر المحتوى الحراري، H ( S [ p ], p , { N _i }) ، عن الديناميكا الحرارية للنظام في تمثيل الطاقة . وكدالة للحالة ، تتضمن حججه كلًا من متغير حالة مكثف واحد وعدة متغيرات حالة موسعة. ويقال إن متغيرات الحالة S [ p ] و p و { N _i } هي متغيرات الحالة الطبيعية في هذا التمثيل. وهي مناسبة لوصف العمليات التي يتم تحديدها من خلال عوامل في البيئة المحيطة. على سبيل المثال، عندما تتحرك حزمة افتراضية من الهواء الجوي إلى ارتفاع مختلف، يتغير الضغط المحيط بها، وغالبًا ما تكون العملية سريعة جدًا بحيث لا يتوفر سوى وقت قصير جدًا لنقل الحرارة. وهذا هو أساس ما يسمى بالتقريب الأدياباتي المستخدم في علم الأرصاد الجوية . ^[11]

بالاقتران مع المحتوى الحراري، مع هذه الحجج، فإن الوظيفة المميزة الأخرى لحالة النظام الديناميكي الحراري هي إنتروبيته، كدالة، S [ p ]( H , p , {N _i }) ، لنفس قائمة متغيرات الحالة، باستثناء أن الإنتروبيا، S [ p ] ، يتم استبدالها في القائمة بالمحتوى الحراري، H. وهي تعبر عن تمثيل الإنتروبيا . يقال إن متغيرات الحالة H , p , و { N _i } هي متغيرات الحالة الطبيعية في هذا التمثيل. وهي مناسبة لوصف العمليات التي يتم التحكم فيها تجريبياً. على سبيل المثال، يمكن التحكم في H و p عن طريق السماح بنقل الحرارة، وتغيير الضغط الخارجي فقط على المكبس الذي يحدد حجم النظام. ^{[12] [13] [14]}

إن مصطلح U هو طاقة النظام، ويمكن تفسير مصطلح p V على أنه العمل المطلوب "لإفساح المجال" للنظام إذا ظل ضغط البيئة ثابتًا. عندما يتم إنشاء نظام، على سبيل المثال، n مول من غاز بحجم V عند ضغط p ودرجة حرارة T ، أو إحضاره إلى حالته الحالية من الصفر المطلق ، يجب توفير طاقة تساوي طاقته الداخلية U زائد p V ، حيث p V هو العمل المنجز في الدفع ضد الضغط المحيط (الجوي).

في الفيزياء والميكانيكا الإحصائية قد يكون من المثير للاهتمام دراسة الخصائص الداخلية لنظام ثابت الحجم وبالتالي يتم استخدام الطاقة الداخلية. ^{[15] [16]} في الكيمياء ، غالبًا ما تُجرى التجارب عند ضغط جوي ثابت ، ويمثل عمل الضغط والحجم تبادلًا صغيرًا ومحددًا جيدًا للطاقة مع الغلاف الجوي، بحيث يكون Δ H هو التعبير المناسب لحرارة التفاعل . بالنسبة للمحرك الحراري ، فإن التغير في المحتوى الحراري بعد دورة كاملة يساوي صفرًا، حيث تكون الحالة النهائية والحالة الأولية متساوية.

من أجل مناقشة العلاقة بين زيادة المحتوى الحراري وإمداد الحرارة، نعود إلى القانون الأول للأنظمة المغلقة، مع اتفاقية إشارة الفيزياء: d U = δ Q − δ W ، حيث يتم توفير الحرارة δ Q عن طريق التوصيل والإشعاع والتسخين جول . نطبقه على الحالة الخاصة ذات الضغط الثابت على السطح. في هذه الحالة، يتم إعطاء العمل بواسطة p d V (حيث p هو الضغط على السطح، d V هو زيادة حجم النظام). تتطلب حالات التفاعل الكهرومغناطيسي طويل المدى متغيرات حالة أخرى في صياغتها، ولا يتم أخذها في الاعتبار هنا. في هذه الحالة، يقرأ القانون الأول: $${\displaystyle \mathrm {d} U=\mathrm {\delta } \,Q-p\,\mathrm {d} V~.}$$

الآن، $${\displaystyle \mathrm {d} H=\mathrm {d} U+\mathrm {d} (p\,V)~.}$$

لذا $${\displaystyle {\begin{aligned}\mathrm {d} H&=\mathrm {\delta } Q+V\,\mathrm {d} p+p\,\mathrm {d} V-p\,\mathrm {d} V\\&=\mathrm {\delta } Q+V\,\mathrm {d} p~.\end{aligned}}}$$

إذا كان النظام تحت ضغط ثابت ، dp = 0 وبالتالي فإن الزيادة في المحتوى الحراري للنظام تساوي الحرارة المضافة:

$${\displaystyle \mathrm {d} H=\mathrm {\delta } \,Q}$$وهذا هو السبب في استخدام مصطلح محتوى الحرارة، الذي أصبح قديمًا الآن ، للإشارة إلى المحتوى الحراري في القرن التاسع عشر.

في الديناميكا الحرارية، يمكن حساب المحتوى الحراري عن طريق تحديد المتطلبات اللازمة لإنشاء نظام من "العدم"؛ يختلف العمل الميكانيكي المطلوب، p V ، بناءً على الظروف التي تنشأ أثناء إنشاء النظام الديناميكي الحراري .

يجب توفير الطاقة لإزالة الجسيمات من المناطق المحيطة لإفساح المجال لإنشاء النظام، على افتراض أن الضغط p يظل ثابتًا؛ هذا هو مصطلح p V. يجب أن توفر الطاقة المزودة أيضًا التغير في الطاقة الداخلية، U ، والتي تشمل طاقات التنشيط وطاقات التأين وطاقات الخلط وطاقات التبخر وطاقات الروابط الكيميائية وما إلى ذلك. معًا، تشكل هذه التغير في المحتوى الحراري U + p V. بالنسبة للأنظمة عند ضغط ثابت، مع عدم القيام بأي عمل خارجي بخلاف عمل p V ، فإن التغير في المحتوى الحراري هو الحرارة التي يتلقاها النظام.

بالنسبة لنظام بسيط يحتوي على عدد ثابت من الجسيمات عند ضغط ثابت، فإن الفرق في المحتوى الحراري هو أقصى قدر من الطاقة الحرارية التي يمكن الحصول عليها من عملية ترموديناميكية متساوية الضغط. ^[17]

لا يمكن قياس المحتوى الحراري الكلي للنظام بشكل مباشر؛ بل يتم قياس التغير في المحتوى الحراري للنظام بدلاً من ذلك. يتم تعريف التغير في المحتوى الحراري بالمعادلة التالية: حيث $${\displaystyle \Delta H=H_{\mathsf {f}}-H_{\mathsf {i}}\,,}$$

Δ H هو "تغير المحتوى الحراري"،

H _f هو المحتوى الحراري النهائي للنظام (في التفاعل الكيميائي، المحتوى الحراري للمنتجات أو النظام في حالة التوازن)،

H _i هو المحتوى الحراري الأولي للنظام (في التفاعل الكيميائي، المحتوى الحراري للمتفاعلات).

بالنسبة للتفاعل الطارد للحرارة عند ضغط ثابت ، فإن التغير في المحتوى الحراري للنظام، Δ H ، يكون سلبيًا بسبب أن نواتج التفاعل لها محتوى حراري أصغر من المتفاعلات، ويساوي الحرارة المنبعثة في التفاعل إذا لم يتم عمل أي عمل كهربائي أو عمل على العمود. بعبارة أخرى، يتحقق الانخفاض الكلي في المحتوى الحراري من خلال توليد الحرارة. ^{[18] وعلى العكس من ذلك، بالنسبة للتفاعل} الماص للحرارة عند ضغط ثابت ، فإن Δ H يكون موجبًا ويساوي الحرارة الممتصة في التفاعل.

من تعريف المحتوى الحراري على أنه H = U + p V ، فإن التغير في المحتوى الحراري عند ضغط ثابت هو Δ H = Δ U + p Δ V. ومع ذلك ، بالنسبة لمعظم التفاعلات الكيميائية، فإن مصطلح العمل p Δ V أصغر بكثير من التغير في الطاقة الداخلية Δ U ، والذي يساوي تقريبًا Δ H. على سبيل المثال، بالنسبة لاحتراق أول أكسيد الكربون 2 CO (g) + O ₂ (g) → 2 CO ₂ (g)، Δ H = −566.0 كيلو جول و Δ U = −563.5 كيلو جول. ^[19] نظرًا لأن الاختلافات صغيرة جدًا، غالبًا ما توصف المحتوى الحراري للتفاعل على أنها طاقات تفاعل ويتم تحليلها من حيث طاقات الروابط .

يتم تعريف المحتوى الحراري النوعي للنظام الموحد على أنه h = ⁠ ح/ م حيث mهي كتلة النظام.وحدة النظام الدوليللوحدات للإنثالبي النوعي هي جول لكل كيلوجرام. ويمكن التعبير عنها بكميات نوعية أخرى بواسطة h = u + pv ،حيثuالطاقة الداخليةالنوعية،وpهو الضغط، وvهوالحجم النوعي ، والذي يساوي  1 /ρحيث ρ هي الكثافة . ​

يصف التغير في المحتوى الحراري التغير في المحتوى الحراري الملحوظ في مكونات نظام ترموديناميكي عند الخضوع لتحول أو تفاعل كيميائي. وهو الفرق بين المحتوى الحراري بعد اكتمال العملية، أي المحتوى الحراري للمنتجات بافتراض اكتمال التفاعل، والمحتوى الحراري الأولي للنظام، أي المتفاعلات. يتم تحديد هذه العمليات فقط من خلال حالتها الأولية والنهائية، بحيث يكون التغير في المحتوى الحراري للعملية العكسية سلبيًا للعملية الأمامية.

التغير الشائع في المحتوى الحراري القياسي هو المحتوى الحراري للتكوين ، والذي تم تحديده لعدد كبير من المواد. يتم قياس التغيرات في المحتوى الحراري بشكل روتيني وتجميعها في المراجع الكيميائية والفيزيائية، مثل دليل CRC للكيمياء والفيزياء . فيما يلي مجموعة مختارة من التغيرات في المحتوى الحراري المعترف بها بشكل شائع في الديناميكا الحرارية.

عند استخدامها بهذه المصطلحات المعترف بها، يتم عادةً حذف تغيير المؤهل ويتم تسمية الخاصية ببساطة باسم إنثالبي "العملية" . نظرًا لأن هذه الخصائص تُستخدم غالبًا كقيم مرجعية، فمن الشائع جدًا اقتباسها لمجموعة موحدة من المعلمات البيئية أو الظروف القياسية ، بما في ذلك:

• ضغط جوي واحد (1 ضغط جوي أو 1013.25 هيكتوباسكال) أو 1 بار
• درجة حرارة 25 درجة مئوية أو 298.15 كلفن
• تركيز 1.0 مول عندما يكون العنصر أو المركب موجودًا في المحلول
• العناصر أو المركبات في حالتها الفيزيائية العادية أي الحالة القياسية

بالنسبة لهذه القيم القياسية، عادة ما يتم وضع بادئة لاسم المحتوى الحراري بمصطلح قياسي ، على سبيل المثال المحتوى الحراري القياسي للتكوين .

إنثالبي التفاعل - هو التغير في المحتوى الحراري الملحوظ في أحد مكونات النظام الديناميكي الحراري عندما يتفاعل مول واحد من المادة بشكل كامل.

إنثالبي التكوين - هو التغير في المحتوى الحراري الملحوظ في أحد مكونات النظام الديناميكي الحراري عندما يتم تكوين مول واحد من المركب من مقدماته الأولية.

إنثالبي الاحتراق - هو التغير في المحتوى الحراري الذي يُلاحظ في أحد مكونات النظام الديناميكي الحراري عندما يحترق مول واحد من المادة بالكامل مع الأكسجين.

إنثالبي الهدرجة - يتم تعريفها على أنها التغير في المحتوى الحراري الملحوظ في أحد مكونات النظام الديناميكي الحراري عندما يتفاعل مول واحد من مركب غير مشبع بشكل كامل مع فائض من الهيدروجين لتكوين مركب مشبع .

إنثالبي التذرير - يتم تعريفه على أنه التغير في الإنثالبي المطلوب لفصل مول واحد من مادة إلى ذراتها المكونة بشكل كامل.

إنثالبي التعادل - يتم تعريفه على أنه التغير في المحتوى الحراري الملحوظ في أحد مكونات النظام الديناميكي الحراري عندما يتشكل مول واحد من الماء عندما يتفاعل حمض مع قاعدة.

المحتوى الحراري القياسي للحل - يتم تعريفه على أنه التغير في المحتوى الحراري الملحوظ في أحد مكونات النظام الديناميكي الحراري عندما يذوب مول واحد من المذاب بالكامل في فائض من المذيب، بحيث يكون المحلول في تخفيف لا نهائي.

المحتوى الحراري القياسي للتحلل (الكيمياء الحيوية) - يُعرَّف بأنه التغير في المحتوى الحراري المطلوب لتحلل مول واحد من المركب.

إنثالبي الترطيب - يتم تعريفه على أنه التغير في المحتوى الحراري الذي يُلاحظ عندما يذوب مول واحد من الأيونات الغازية بالكامل في الماء مكونًا مولًا واحدًا من الأيونات المائية.

إنثالبي الاندماج - يتم تعريفه على أنه التغير في المحتوى الحراري المطلوب لتغيير حالة مول واحد من المادة من الحالة الصلبة إلى الحالة السائلة تمامًا.

إنثالبي التبخر - يتم تعريفه على أنه التغير في المحتوى الحراري المطلوب لتغيير حالة مول واحد من المادة من سائل إلى غاز تمامًا.

إنثالبي التسامي - يتم تعريفه على أنه التغير في المحتوى الحراري المطلوب لتغيير حالة مول واحد من المادة من الحالة الصلبة إلى الحالة الغازية تمامًا.

إنثالبي الشبكة - يتم تعريفه على أنه الطاقة اللازمة لفصل مول واحد من مركب أيوني إلى أيونات غازية منفصلة إلى مسافة لا نهائية (بمعنى عدم وجود قوة جذب).

إنثالبي الخلط - هو التغير في المحتوى الحراري عند خلط مادتين كيميائيتين (غير متفاعلتين).

في الأنظمة المفتوحة الديناميكية الحرارية ، قد تتدفق الكتلة (من المواد) داخل وخارج حدود النظام. ينص القانون الأول للديناميكا الحرارية للأنظمة المفتوحة على ما يلي: إن الزيادة في الطاقة الداخلية للنظام تساوي كمية الطاقة المضافة إلى النظام عن طريق تدفق الكتلة إلى الداخل وعن طريق التسخين، مطروحًا منها الكمية المفقودة عن طريق تدفق الكتلة إلى الخارج وفي شكل عمل يقوم به النظام:

$${\displaystyle \mathrm {d} U=\mathrm {\delta } \,Q+\mathrm {d} U_{\mathsf {in}}-\mathrm {d} U_{\mathsf {out}}-\mathrm {\delta } \,W\,,}$$

حيث U _in هو متوسط ​​الطاقة الداخلية التي تدخل النظام، و U _out هو متوسط ​​الطاقة الداخلية التي تغادر النظام.

تُسمى منطقة الفضاء المحاطة بحدود النظام المفتوح عادةً بحجم التحكم ، وقد تتوافق أو لا تتوافق مع الجدران المادية. إذا اخترنا شكل حجم التحكم بحيث يحدث كل التدفق إلى الداخل أو الخارج بشكل عمودي على سطحه، فإن تدفق الكتلة إلى داخل النظام يؤدي عملاً كما لو كان مكبسًا من السوائل يدفع الكتلة إلى داخل النظام، ويؤدي النظام عملاً على تدفق الكتلة إلى الخارج كما لو كان يقود مكبسًا من السوائل. هناك إذن نوعان من العمل الذي يتم إجراؤه: عمل التدفق الموصوف أعلاه، والذي يتم إجراؤه على السائل (يُطلق عليه غالبًا أيضًا عمل p V )، والعمل الميكانيكي ( عمل العمود )، والذي يمكن إجراؤه على بعض الأجهزة الميكانيكية مثل التوربينات أو المضخات.

يتم التعبير عن هذين النوعين من العمل في المعادلة $${\displaystyle \mathrm {\delta } \,W=\mathrm {d} (p_{\mathsf {out}}V_{\mathsf {out}})-\mathrm {d} (p_{\mathsf {in}}V_{\mathsf {in}})+\mathrm {\delta } \,W_{\mathsf {shaft}}~.}$$

يؤدي الاستبدال في المعادلة أعلاه لحجم التحكم (cv) إلى:

$${\displaystyle \mathrm {d} U_{\mathsf {cv}}=\mathrm {\delta } \,Q+\mathrm {d} U_{\mathsf {in}}+\mathrm {d} \left(p_{\mathsf {in}}V_{\mathsf {in}}\right)-\mathrm {d} U_{\mathsf {out}}-\mathrm {d} \left(p_{\mathsf {out}}V_{\mathsf {out}}\right)-\mathrm {\delta } W_{\mathsf {shaft}}~.}$$

يسمح لنا تعريف المحتوى الحراري، H ، باستخدام هذا الجهد الديناميكي الحراري لحساب كل من الطاقة الداخلية وعمل pV في السوائل للأنظمة المفتوحة:

$${\displaystyle \mathrm {d} U_{\mathsf {cv}}=\mathrm {\delta } \,Q+\mathrm {d} H_{\mathsf {in}}-\mathrm {d} H_{\mathsf {out}}-\mathrm {\delta } \,W_{\mathsf {shaft}}~.}$$

إذا سمحنا أيضًا لحدود النظام بالتحرك (على سبيل المثال بسبب تحريك المكابس)، فسنحصل على شكل عام إلى حد ما للقانون الأول للأنظمة المفتوحة. ^[20] من حيث المشتقات الزمنية، باستخدام تدوين نيوتن النقطي للمشتقات الزمنية، فإنه يقرأ:

$${\displaystyle {\frac {\mathrm {d} U}{\,\mathrm {d} \,t\,}}=\sum _{k}{\dot {Q}}_{k}+\sum _{k}{\dot {H}}_{k}-\sum _{k}p_{k}{\frac {\,\mathrm {d} V_{k}}{\,\mathrm {d} t\,}}-P\,,}$$

مع مجموعات على الأماكن المختلفة k حيث يتم توفير الحرارة، وتدفقات الكتلة إلى النظام، وتحرك الحدود. .ح_{تمثل المصطلحات k} تدفقات المحتوى الحراري، والتي يمكن كتابتها على النحو التالي

$${\displaystyle {\dot {H}}_{k}=h_{k}{\dot {m}}_{k}=H_{\mathsf {m}}{\dot {n}}_{k}\,,}$$

مع .م_ك تدفق الكتلة و .ن_k هو التدفق المولي عند الموضع k على التوالي . المصطلح د  ف _ك / د  ت يمثل معدل تغير حجم النظام عند الموضع k الذي ينتج عنه طاقة p V التي ينتجها النظام. يمثل المعامل P جميع أشكال الطاقة الأخرى التي ينتجها النظام مثل طاقة العمود، ولكن يمكن أن يكون أيضًا، على سبيل المثال، طاقة كهربائية تنتجها محطة طاقة كهربائية.

لاحظ أن التعبير السابق صحيح فقط إذا تم الحفاظ على معدل تدفق الطاقة الحركية بين مدخل ومخرج النظام. ^{[ يحتاج إلى توضيح ] بخلاف ذلك} ، يجب تضمينه في توازن المحتوى الحراري. أثناء التشغيل المستقر لجهاز ( انظر التوربين والمضخة والمحرك )، يكون متوسط د  يو /د  تيمكن ضبطها على الصفر. وهذا يعطي تعبيرًا مفيدًا لمتوسط ​​توليد الطاقة لهذه الأجهزة في غياب التفاعلات الكيميائية:

$${\displaystyle P=\sum _{k}\left\langle {\dot {Q}}_{k}\right\rangle +\sum _{k}\left\langle {\dot {H}}_{k}\right\rangle -\sum _{k}\left\langle p_{k}{\frac {\,\mathrm {d} V_{k}}{\,\mathrm {d} t\,}}\right\rangle \,,}$$

حيث تشير الأقواس الزاوية إلى متوسطات الوقت. وترتبط الأهمية التقنية للمحتوى الحراري ارتباطًا مباشرًا بوجوده في القانون الأول للأنظمة المفتوحة، كما هو موضح أعلاه.

يمكن الحصول على قيم المحتوى الحراري للمواد المهمة باستخدام برامج تجارية. ويمكن الحصول على جميع خصائص المواد ذات الصلة عمليًا إما في شكل جدولي أو بياني. وهناك العديد من أنواع المخططات، مثل مخططات h – T ، التي تعطي المحتوى الحراري المحدد كدالة لدرجة الحرارة لضغوط مختلفة، ومخططات h – p ، التي تعطي h كدالة لـ p لدرجات حرارة مختلفة . ومن أكثر المخططات شيوعًا مخطط الإنتروبيا المحددة لدرجة الحرارة ( مخطط T – s ). وهو يعطي منحنى الانصهار وقيم السائل المشبع والبخار مع خطوط تساوي الضغط وخطوط تساوي الضغط. وتعتبر هذه المخططات أدوات قوية في أيدي مهندس الحرارة.

تلعب النقاط  من a إلى h في الشكل دورًا في المناقشة في هذا القسم.

نقطة	ت	ص	س	ح
	ك	حاجِز	⁠ كيلوجول / كجم ك ⁠	⁠ كيلوجول / كجم ⁠
أ	300	1	6.85	461
ب	380	2	6.85	530
ج	300	200	5.16	430
د	270	1	6.79	430
هـ	108	13	3.55	100
ف	77.2	1	3.75	100
ج	77.2	1	2.83	28
ح	77.2	1	5.41	230

النقطتان  e و g عبارة عن سوائل مشبعة، والنقطة  h عبارة عن غاز مشبع.

أحد التطبيقات البسيطة لمفهوم المحتوى الحراري هو ما يسمى بعملية الخنق، والمعروفة أيضًا باسم تمدد جول-تومسون . يتعلق الأمر بالتدفق الأدياباتي الثابت للسائل عبر مقاومة التدفق (صمام أو سدادة مسامية أو أي نوع آخر من مقاومة التدفق) كما هو موضح في الشكل. هذه العملية مهمة جدًا، لأنها في قلب الثلاجات المنزلية ، حيث تكون مسؤولة عن انخفاض درجة الحرارة بين درجة الحرارة المحيطة وداخل الثلاجة. وهي أيضًا المرحلة النهائية في العديد من أنواع المسالخ .

بالنسبة لنظام تدفق الحالة المستقرة، يجب أن تكون إنثالبي النظام (المستطيل المنقط) ثابتة. وبالتالي

$${\displaystyle 0={\dot {m}}h_{1}-{\dot {m}}h_{2}~.}$$

نظرًا لأن تدفق الكتلة ثابت، فإن المحتوى الحراري النوعي على جانبي مقاومة التدفق يكون هو نفسه:

$${\displaystyle h_{1}=h_{2}\;,}$$

وهذا يعني أن المحتوى الحراري لكل وحدة كتلة لا يتغير أثناء الخنق. ويمكن توضيح عواقب هذه العلاقة باستخدام الرسم البياني T − s أعلاه.

النقطة  c تقع عند 200 بار ودرجة حرارة الغرفة (300 كلفن). يتبع تمدد جول-تومسون من 200 بار إلى 1 بار منحنى ثابت المحتوى الحراري يبلغ حوالي 425 درجة  مئوية. كيلوجول /كجم(غير موضح في الرسم التخطيطي) يقع بين 400 و  450 كيلوجول /كجم⁠ isenthalps وينتهي عند النقطة  d ، والتي تكون عند درجة حرارة حوالي 270 كلفن. وبالتالي فإن التمدد من 200 بار إلى 1 بار يبرد النيتروجين من 300 كلفن إلى 270 كلفن. يوجد في الصمام الكثير من الاحتكاك، ويتم إنتاج الكثير من الإنتروبيا، ولكن لا تزال درجة الحرارة النهائية أقل من القيمة الأولية.

يتم اختيار النقطة  e بحيث تكون على خط السائل المشبع مع h = 100  كيلوجول /كجم⁠ . يتوافق تقريبًا مع p = 13 بار و T = 108 كلفن. ينتهي الخنق من هذه النقطة إلى ضغط 1 بار في منطقة الطورين (النقطة  f ). وهذا يعني أن خليطًا من الغاز والسائل يغادر صمام الخنق. نظرًا لأن المحتوى الحراري هو معلمة واسعة النطاق، فإن المحتوى الحراري في f ( h _f ) يساوي المحتوى الحراري في g ( h _g ) مضروبًا في جزء السائل في f ( x _f ) زائد المحتوى الحراري في h ( h _h ) مضروبًا في جزء الغاز في f (1 − x _f ) . لذا

$${\displaystyle h_{\mathbf {\mathsf {f}} }=x_{\mathbf {\mathsf {f}} }h_{\mathbf {\mathsf {g}} }+(1-x_{\mathbf {\mathsf {f}} })h_{\mathsf {\mathbf {h} }}~.}$$

مع الأرقام:

100 = xf × 28 + ( 1 − xf ₎ × 230 ، _لذا فإن xf = _0.64 .

وهذا يعني أن الكسر الكتلي للسائل في خليط السائل والغاز الذي يغادر صمام الخانق هو 64%.

يتم تطبيق قوة P مثل الطاقة الكهربائية. إذا كان الضغط معتمًا ، ترتفع درجة حرارة الغاز. في الحالة العكسية، سيكون عند إنتروبيا ثابتة، والتي تتوافق مع خط عمودي في مخطط T - s . على سبيل المثال، يؤدي ضغط النيتروجين من 1 بار (النقطة أ ) إلى 2 بار (النقطة ب ) إلى زيادة درجة الحرارة من 300 كلفن إلى 380 كلفن. للسماح للغاز المضغوط بالخروج عند درجة حرارة الغرفة T _a ، يكون تبادل الحرارة، مثلًا عن طريق مياه التبريد، ضروريًا. في الحالة المثالية، يكون الضغط متساوي الحرارة. متوسط ​​تدفق الحرارة إلى المناطق المحيطة هو Q̇ . نظرًا لأن النظام في حالة مستقرة، فإن القانون الأول يعطي

$${\displaystyle 0=-{\dot {Q}}+{\dot {m}}\,h_{1}-{\dot {m}}\,h_{2}+P~.}$$

يتم تحقيق الحد الأدنى من الطاقة اللازمة للضغط إذا كان الضغط قابلاً للعكس. في هذه الحالة، يعطي القانون الثاني للديناميكا الحرارية للأنظمة المفتوحة

$${\displaystyle 0=-{\frac {\,{\dot {Q}}\,}{T_{\mathsf {a}}}}+{\dot {m}}\,s_{1}-{\dot {m}}\,s_{2}~.}$$

يؤدي حذف Q̇ إلى الحد الأدنى من القوة

$${\displaystyle {\frac {\,P_{\mathsf {min}}\,}{\dot {m}}}=h_{2}-h_{1}-T_{\mathsf {a}}\left(s_{2}-s_{1}\right)~.}$$

على سبيل المثال، فإن ضغط 1 كجم من النيتروجين من 1 بار إلى 200 بار يكلف على الأقل: ( h _c − h _a ) − T _a ( s _c − s _a ) . باستخدام البيانات التي تم الحصول عليها باستخدام مخطط T – s ، نجد قيمة (430 − 461) − 300 × (5.16 − 6.85) = 476  كيلوجول /كجم⁠ .

يمكن تبسيط علاقة القوة بشكل أكبر عن طريق كتابتها على النحو التالي

$${\displaystyle {\frac {\,P_{\mathsf {min}}\,}{\dot {m}}}=\int _{1}^{2}\left(\mathrm {d} h-T_{\mathsf {a}}\,\mathrm {d} s\right)~.}$$

مع

د ح = ت  د س + ف  د ص ،

وهذا يؤدي إلى العلاقة النهائية

$${\displaystyle {\frac {\,P_{\mathsf {min}}}{\dot {m}}}=\int _{1}^{2}v\,\mathrm {d} p~.}$$

تم صياغة مصطلح المحتوى الحراري في وقت متأخر نسبيًا في تاريخ الديناميكا الحرارية، في أوائل القرن العشرين. تم تقديم الطاقة بالمعنى الحديث بواسطة توماس يونج في عام 1802، بينما تم تقديم الإنتروبيا بواسطة رودولف كلوزيوس في عام 1865. تستخدم الطاقة جذر الكلمة اليونانية ἔργον ( ergon )، والتي تعني "عمل"، ^[22] للتعبير عن فكرة القدرة على أداء العمل. تستخدم الإنتروبيا الكلمة اليونانية τροπή ( tropē ) والتي تعني التحويل أو الدوران . ^{[23] يستخدم} الإنثالبي جذر الكلمة اليونانية θάλπος ( thalpos ) "الدفء، الحرارة". ^[24]

يعبر المصطلح عن المفهوم القديم لمحتوى الحرارة ، ^{[ملاحظة 2]} حيث يشير dH إلى كمية الحرارة المكتسبة في عملية عند ضغط ثابت فقط، ^[25] ولكن ليس في الحالة العامة عندما يكون الضغط متغيرًا. ^{[18] استخدم} JW Gibbs مصطلح "دالة الحرارة للضغط الثابت" من أجل الوضوح. ^{[ملاحظة 3]}

مقدمة لمفهوم "محتوى الحرارة" يرتبط H ببينوا بول إميل كلابيرون ورودولف كلاوسيوس ( علاقة كلاوسيوس- كلابيرون ، 1850).

ظهر مصطلح المحتوى الحراري لأول مرة في المطبوعات عام 1909. ^[28] ويُنسب إلى هيكي كاميرلينج أونيس ، التي قدمته على الأرجح شفويًا في العام السابق، في الاجتماع الأول لمعهد التبريد في باريس. ^[29] ولم يكتسب هذا المصطلح رواجًا إلا في عشرينيات القرن العشرين، ولا سيما مع جداول ومخططات مولييه البخارية ، التي نُشرت عام 1927.

حتى عشرينيات القرن العشرين، كان الرمز H يستخدم بشكل غير متسق إلى حد ما للإشارة إلى "الحرارة" بشكل عام. وقد اقترح AW Porter رسميًا تعريف الرمز H باعتباره مقتصرًا بشكل صارم على المحتوى الحراري أو "محتوى الحرارة عند ضغط ثابت" في عام 1922. ^{[30] [31]}

• وايسشتاين، إيريك. "المحتوى الحراري". عالم الفيزياء لإيريك وايسشتاين – عبر scienceworld.wolfram.com.
• "المحتوى الحراري". نص تشعبي للديناميكا الحرارية. قسم الفيزياء والفلك. جامعة ولاية جورجيا .
• "حسابات أمثلة للإنثالبي" (ملاحظات تعليمية). قسم الكيمياء. جامعة تكساس إيه آند إم . مؤرشف من الأصل في 10 أكتوبر 2006.