טערמאָכעמישע געזעצן אין פיזיק
טערמאָכעמיע איז אַ צווייַג פֿון וויסנשאַפֿט וואָס שטודירט די באַציִונג צווישן כעמישע רעאַקציעס (אָדער פֿיזישע ענדערונגען אין אַ סובסטאַנץ) און די באַגלייטנדיקע טערמישע ענערגיע (היץ). אין קאָנטעקסט פֿון פֿיזיק, דינט טערמאָכעמיע ווי אַ וויכטיקע בריק צווישן די קאָנצעפּטן פֿון ענערגיע, היץ, אַרבעט, און ענדערונגען אין דעם צושטאַנד פֿון מאַטעריע. ווען אַ רעאַקציע פּאַסירט, ענערגיע קיינמאָל פשוט "ערשיינט" אָדער "פֿאַרשווינדט" אָן אַ שפּור. ענערגיע פשוט טוישט פֿאָרעם: פֿון כעמישע ענערגיע צו היץ, אָדער פֿאַרקערט - היץ ווערט אַבזאָרבירט צו טרייבן כעמישע ענדערונגען. די פּרינציפּן וואָס רעגירן דאָס זענען צוזאַמענגעפֿאַסט אין די געזעצן פֿון טערמאָכעמיע, וואָס פֿאָרמען די באַזע פֿאַר קאַלקולירן רעאַקציע היץ, ענערגיע עפֿעקטיווקייט, און אפילו אינדוסטריעלע סיסטעם פּלאַן.
גרונטלעכע קאנצעפטן: סיסטעמען, סביבה, און רעאקציע-היץ
כּדי צו פֿאַרשטיין די געזעצן פֿון טערמאָכעמיע, איז די ערשטע זאַך צו פֿאַרשטיין די דעפֿיניציעס פֿון סיסטעם און סביבה. אַ סיסטעם איז דער טייל פֿון דער וועלט וואָס מיר שטודירן — למשל, די סובסטאַנצן וואָס רעאַגירן אין אַ געפֿעס. די סביבה איז אַלץ אַרויס פֿון דער סיסטעם. ענערגיע-אויסטויש צווישן אַ סיסטעם און איר סביבה פּאַסירט אָפֿט אין דער פֿאָרעם פֿון היץ.
די היץ פון רעאַקציע ווערט געוויינטלעך אויסגעדריקט ווי די ענדערונג אין ענטהאַלפּי, סימבאַליזירט דורך ΔH. ענטהאַלפּי איז אַ טערמאָדינאַמישע קוואַנטיטעט וואָס רעפּרעזענטירט דעם "ענערגיע אינהאַלט" פון אַ סיסטעם ביי קאָנסטאַנטן דרוק, און איז זייער נוצלעך ווייַל פילע רעאַקציעס פּאַסירן ביי אַטמאָספערישן דרוק. אין אַלגעמיין:
– אויב די סיסטעם גיט ארויס היץ צו דער סביבה, איז די רעאקציע עקזאטערמיש און ΔH איז נעגאטיוו (ΔH < 0). - אויב די סיסטעם אבזארבירט היץ פון דער סביבה, איז די רעאקציע ענדאטערמיש און ΔH איז פאזיטיוו (ΔH > 0).
א פשוט ביישפּיל פון אַן עקזאָטהערמישער רעאַקציע איז די פארברענונג פון ברענשטאָף, בשעת אַ ביישפּיל פון אַן ענדאָטהערמישער רעאַקציע איז דער פּראָצעס פון פאָטאָסינטעז (וואָס דאַרף ענערגיע פון זונשייַן).
דער געזעץ פון ענערגיע-קאנסערוואציע אלס די יסוד פון טערמאכעמיע
הינטער אלע געזעצן פון טערמאכעמיע איז א גרויסער פרינציפ פון פיזיק: דער געזעץ פון קאנסערוואציע פון ענערגיע, וואס פארמאל קאנסטיטוטירט דעם קערן פון דעם ערשטן געזעץ פון טערמאדינאמיק. דער געזעץ זאגט אז ענערגיע קען נישט באשאפן אדער פארניכטעט ווערן, נאר געטוישט ווערן. אין טערמאדינאמישער נאטאציע, איז די ענדערונג אין אינערליכער ענערגיע (ΔU) פארבונדן מיט היץ (Q) און ארבעט (W) דורך:
ΔU = Q−W
דאס סימן און דעפיניציע פון ארבעט קען זיין אנדערש לויט קאנווענשאן, אבער די גרונט-אידעע איז די זעלבע: אויב א סיסטעם באקומט היץ, טענדירט איר אינערליכע ענערגיע צו פארגרעסערן; אויב די סיסטעם טוט ארבעט אויף דער ארומיגער סביבה, טענדירט איר אינערליכע ענערגיע צו פארקלענערן. אין פילע טערמאכעמישע פעלער - ספעציעל ביי קאנסטאנטן דרוק - ווערט אפט גענוצט ענטהאלפי (H), אזוי אז היץ ביי קאנסטאנטן דרוק איז גלייך צו ΔH.
מיט דעם יסוד, קוקט טערמאכעמיע אויף רעאקציעס נישט פשוט ווי ענדערונגען אין מאַטעריע, נאָר ווי ענדערונגען אין ענערגיע וואָס קענען גענוי אויסגערעכנט ווערן.
העס'ס געזעץ: רעאַקציע-היץ איז וועג-אומאפהענגיק
איינער פון די וויכטיגסטע געזעצן פון טערמאכעמיע איז העס'ס געזעץ. דער געזעץ זאגט אז די גאנצע ענטהאלפי ענדערונג פון א רעאקציע איז נאר אפהענגיק פון די אנפאנגס און לעצטע צושטאנדן, נישט פון די רעאקציע וועג. דאס מיינט אז אויב א רעאקציע קען פארקומען אין עטלעכע טריט, וועט די מאס היץ (ΔH) וואס ווערט פראדוצירט אדער אבזארבירט זיין גלייך צו די היץ פון די דירעקטע רעאקציע, אזוי לאנג ווי די רעאקטאנטן און לעצטע פראדוקטן זענען די זעלבע.
מאטעמאטיש, אויב די רעאקציע A → B קען צעטיילט ווערן אין:
– א → ג (ΔH₁)
– C → B (ΔH₂)
אַזוי:
ΔH סך הכל = ΔH₁ + ΔH₂
העס'ס געזעץ איז נוצלעך ווייל פילע רעאקציעס זענען שווער צו מעסטן זייער רעאקציע-היץ דירעקט. דורך צעטיילן די רעאקציע אין טריט פאר וועלכע דאטן זענען פאראן, קענען מיר אויסרעכענען ΔH אומדירעקט. אין אנגעווענדטער און אינדוסטריעלער פיזיק, העלפט דער געזעץ פאראויסזאגן די ענערגיע באדערפענישן פון כעמישע פראצעסן, ווי למשל אמאניאק פראדוקציע, מעטאל ראפינירן, און אפילו די רעאקציעס אין באטעריעס.
לאַוואָסיע-לאַפּלאַס געזעץ: פאַרקערטע רעאַקציעס האָבן ΔH פון פאַרקערטן סימן
נאך א וויכטיגער טערמאכעמישער געזעץ איז דער לאוואסיע-לאפלאס געזעץ, וואס זאגט אז די היץ פון רעאקציע פון איין פראצעס איז גלייך אין גרייס אבער פארקערט אין סימן צו דער היץ פון דער פארקערטער רעאקציע. מיט אנדערע ווערטער:
אויב די רעאַקציע:
א → ב האט ΔH = x,
דערנאך די פארקערטע רעאקציע:
B → A האט ΔH = −x.
דאס פּרינציפּ שיינט פּשוט, אָבער עס איז יסודותדיק. עס באַהויפּטעט אַז ענערגיע ענדערונגען נאָכפאָלגן אַ צושטאַנד סימעטריע: אויב אַ געוויסע סומע ענערגיע ווערט באַפרייט פון A צו B, דאַן מוז די זעלבע סומע ענערגיע ווערן אַבזאָרבירט צו צוריקקומען פון B צו A. דאס פּרינציפּ ווערט גענוצט אין דער אַנאַליז פון ענערגיע ציקלען, אַרייַנגערעכנט היץ מאָטאָרן, קיל סיסטעמען, און קאַלקולאַציעס פון בונד ענערגיעס אין מאַלעקולן.
ענטהאַלפּיע פון פאָרמאַציע און ענטהאַלפּיע פון פארברענונג
צו ערלייכטערן טערמאָכעמישע חשבונות, דעפינירן וויסנשאַפטלער עטלעכע טיפּן פון נאָרמאַלע ענטהאַלפּיעס:
1. סטאַנדאַרט ענטהאַלפּיע פון פאָרמאַציע (ΔHf°)
דאָס איז די ענטהאַלפּיע ענדערונג ווען 1 מאָל פון אַ קאַמפּאַונד ווערט געשאפן פון אירע עלעמענטן אונטער נאָרמאַלע באַדינגונגען (געוויינטלעך 1 אַטם און 25°C). דער ווערט איז דער "בוישטיין" אין קאַלקולירן די ΔH פון אַ רעאַקציע.
2. סטאַנדאַרט ענטהאַלפּיע פון פֿאַרברענונג (ΔHc°)
דאָס איז די ענטהאַלפּיע ענדערונג ווען 1 מאָל פון אַ סובסטאַנץ ווערט גאָר פארברענט אין זויערשטאָף. פארברענונג איז בכלל עקזאָטהערמיש, אַזוי ΔHc° איז געוויינטלעך נעגאַטיוו.
מיט דער ענטהאַלפּיע פון פאָרמאַציע דאַטן, קען מען אויסרעכענען די ענטהאַלפּיע ענדערונג פון דער רעאַקציע דורך:
ΔH רעאַקציע = Σ(ΔHf° פּראָדוקט) − Σ(ΔHf° רעאַקטאַנט)
די פֿאָרמולע ווערט זייער אָפֿט גענוצט אין פֿיזישער כעמיע און כעמישע פֿיזיק, ספּעציעל ווען מען שטודירט רעאַקציעס אונטער כּמעט-סטאַנדאַרט באַדינגונגען.
קאַלאָרימעטריע: ווי צו מעסטן די היץ פון רעאַקציע
די געזעצן פון טערמאָכעמיע זענען נישט נאָר טעאָרעטיש, נאָר קענען אויך ווערן טעסטירט עקספּערימענטאַל. די הויפּט טעכניק פֿאַר מעסטן רעאַקציע-היץ איז קאַלאָרימעטריע, וואָס איז די מעסטונג פון היץ-אויסטויש מיט אַ קאַלאָרימעטער.
אין א פשוטן קאַלאָרימעטריע עקספּערימענט, וועט די היץ וואָס ווערט באַפרייט אָדער אַבזאָרבירט דורך אַ רעאַקציע ענדערן די טעמפּעראַטור פון דעם אַרומיקן וואַסער אָדער אַנדער מאַטעריאַל. די גרונטלעכע באַציִונג איז:
ק = מק Δט
מיט:
– Q = היץ (דזשאָולס)
– מ = מאַסע (קג אדער ג)
– c = ספעציפישע היץ (דזש/קג·ק אדער דזש/ג·°C)
– ΔT = ענדערונג אין טעמפּעראַטור
אין אַ באָמבע קאַלאָרימעטער, די פֿאַרברענונג רעאַקציע פּאַסירט אין אַ פֿאַרמאַכטן קאַנטיינער, האַלטנדיק אַ קאָנסטאַנטן באַנד. דאָס איז מער פֿאַרבונדן מיט דער ענדערונג אין אינערלעכער ענערגיע (ΔU), אָבער קען קאָנווערטירט ווערן צו ΔH אויב נייטיק.
באַטייַט אין פיזיק און פאַקטיש לעבן
טערמאָכעמיע האט אַ ברייטע השפּעה אין אַפּליקירטער פיזיק. אין ענערגיע פעלד, העלפט עס באַשטימען דעם קאַלאָריפֿישן ווערט פון ברענשטאָפֿן, וואָס איז קריטיש פֿאַר מאַכט דזשענעריישאַן, פאָרמיטל מאָטאָרן, און ענערגיע עפעקטיווקייט עוואַלואַציע. אין מאַטעריאַל וויסנשאַפֿט, דערקלערט טערמאָכעמיע פארוואס עטלעכע רעאַקציעס אין דער פּראָדוקציע פון צעמענט, שטאָל, אָדער קעראַמיק דאַרפן הויך טעמפּעראַטורן און גרויסע סומעס פון ענערגיע. אין דער סביבה פעלד, איז קאַלקולירן היץ פון פֿאַרברענונג באַטייַטיק צו גרין־הויז גאַז ימישאַנז און סטראַטעגיעס צו פֿאַרמינדערן דעם השפּעה פון גלאבאלע דערהיצונג.
אפילו אין ביאלאגיע, דערקלערט טערמאכעמיע ווי דער קערפער באקומט ענערגיע פון עסן דורך מעטאבאלישע רעאקציעס, וואס זענען אין עיקר קאנטראלירטע עקזאטהערמישע כעמישע רעאקציעס.
קלאָוזינג
די געזעצן פון טערמאָכעמיע אין פיזיק באַהויפּטן אַז כעמישע רעאַקציעס און פיזישע ענדערונגען זענען שטענדיק פֿאַרבונדן מיט מעסטבאַרע ענערגיע ענדערונגען. באַזירט אויף דער קאָנסערוואַציע פון ענערגיע, העס'ס געזעץ, און דעם לאַוואָאַזיע-לאַפּלאַס געזעץ, קענען מיר רעכענען און פאָרויסזאָגן רעאַקציע היץ, סיי פֿאַר פֿאַרשטיין נאַטירלעכע דערשיינונגען און סיי פֿאַר פּלאַנירן אינדוסטריעלע פּראָצעסן. טערמאָכעמיע איז נישט פשוט אַ זאַמלונג פון פֿאָרמולעס, נאָר אַ וויסנשאַפֿטלעכע פּערספּעקטיוו וואָס דעמאָנסטרירט אַז יעדע ענדערונג אין מאַטעריע האט שטענדיק אַן ענערגיע "קאָסט" אָדער "אויסגעבן". פֿאַרשטיין די געזעצן מיינט פֿאַרשטיין איינעם פון די גרונטלעכע יסודות פון דער אינטעראַקציע צווישן מאַטעריע און ענערגיע אין דער אוניווערס.
אויב איר ווילט, קען איך צולייגן א ביישפּיל פון אויסרעכענען ΔH ניצנדיק העס'ס געזעץ אדער ΔHf° דאַטן, מיט אַלע טריט.
