Enthalpie - Enthalpy

Enthalpie / ɛ n θ əl p i / ( écouter )A propos de ce son est une propriété d'un système thermodynamique , et est défini comme la somme du système de l' énergie et du produit de la pression et le volume. C'est une fonction d'état utilisée dans de nombreuses mesures dans des systèmes chimiques, biologiques et physiques à une pression constante, qui est commodément fournie par la grande atmosphère ambiante. Le terme pression-volume exprime le travail nécessaire pour établir les dimensions physiques du système, c'est-à-dire pour lui faire de la place en déplaçant son environnement. Le terme pression-volume est très petit pour les solides et les liquides dans des conditions courantes, et assez petit pour les gaz. Par conséquent, l'enthalpie est un substitut pour l'énergie dans les systèmes chimiques; liaison , réseau , solvatation et autres "énergies" en chimie sont en fait des différences d'enthalpie. En tant que fonction d'état, l'enthalpie ne dépend que de la configuration finale de l'énergie interne, de la pression et du volume, et non du chemin emprunté pour y parvenir.

L'unité de mesure de l'enthalpie dans le Système international d'unités (SI) est le joule . Parmi les autres unités conventionnelles historiques encore utilisées, citons la calorie et l' unité thermique britannique (BTU).

L'enthalpie totale d'un système ne peut pas être mesurée directement car l'énergie interne contient des composants inconnus, difficilement accessibles ou sans intérêt en thermodynamique. En pratique, une variation d'enthalpie est l'expression privilégiée pour les mesures à pression constante, car elle simplifie la description du transfert d'énergie . Lorsque le transfert de matière dans ou hors du système est également empêché et qu'aucun travail électrique ou d'arbre n'est effectué, à pression constante, le changement d'enthalpie est égal à l'énergie échangée avec l'environnement par la chaleur .

En chimie, l' enthalpie standard de réaction est le changement d'enthalpie lorsque les réactifs dans leurs états standard ( p = 1 bar ; généralement T = 298 K ) se transforment en produits dans leurs états standard. Cette quantité est la chaleur standard de réaction à pression et température constantes, mais elle peut être mesurée par des méthodes calorimétriques même si la température varie pendant la mesure, à condition que la pression et la température initiale et finale correspondent à l'état standard. La valeur ne dépend pas du chemin de l'état initial à l'état final puisque l'enthalpie est une fonction d'état .

Les enthalpies des substances chimiques sont généralement répertoriées pour une pression de 1 bar (100 kPa) comme état standard. La température n'a pas à être spécifiée, mais les tableaux indiquent généralement la chaleur de formation standard à 25 °C (298 K). Pour les processus endothermiques (absorbant la chaleur), le changement Δ H est une valeur positive ; pour les processus exothermiques (dégagement de chaleur), il est négatif.

L'enthalpie d'un gaz parfait est indépendante de sa pression ou de son volume, et ne dépend que de sa température, qui est corrélée à son énergie thermique. Les gaz réels à des températures et des pressions communes se rapprochent souvent étroitement de ce comportement, ce qui simplifie la conception et l'analyse thermodynamiques pratiques.

Définition

L'enthalpie H d'un système thermodynamique est définie comme la somme de son énergie interne et le produit de sa pression et de son volume :

H = U + pV ,

U est l'énergie interne, p est la pression et V est le volume du système.

L'enthalpie est une propriété étendue ; elle est proportionnelle à la taille du système (pour les systèmes homogènes). En tant que propriétés intensives , l' enthalpie spécifique h = H/mest référencé à une unité de masse m du système, et l'enthalpie molaire H m estH/m, où n est le nombre de moles . Pour les systèmes inhomogènes, l'enthalpie est la somme des enthalpies des sous-systèmes qui les composent :

H est l'enthalpie totale de tous les sous-systèmes,
k fait référence aux différents sous-systèmes,
H k fait référence à l'enthalpie de chaque sous-système.

Un système fermé peut se trouver en équilibre thermodynamique dans un champ gravitationnel statique , de sorte que sa pression p varie continuellement avec l' altitude , tandis que, en raison de l'exigence d'équilibre, sa température T est invariante avec l'altitude. (En conséquence, la densité d' énergie potentielle gravitationnelle du système varie également avec l'altitude.) La sommation d'enthalpie devient alors une intégrale :

ρ (" rho ") est la densité (masse par unité de volume),
h est l'enthalpie spécifique (enthalpie par unité de masse),
( ρh ) représente la densité d' enthalpie (enthalpie par unité de volume),
dV désigne un élément de volume infiniment petit à l'intérieur du système, par exemple, le volume d'une couche horizontale infiniment mince,
l'intégrale représente donc la somme des enthalpies de tous les éléments du volume.

L'enthalpie d'un système homogène fermé est sa fonction énergétique H ( S , p ) , avec son entropie S [ p ] et sa pression p comme variables d'état naturel. Une relation différentielle pour cela peut être dérivée comme suit. On part de la première loi de la thermodynamique des systèmes fermés pour un processus infinitésimal :

𝛿 Q est une petite quantité de chaleur ajoutée au système,
δ W est une petite quantité de travail effectué par le système.

Dans un système homogène dans lequel seuls les processus réversibles ou le transfert de chaleur pur sont considérés, la deuxième loi de la thermodynamique donne 𝛿 Q = T dS , avec T la température absolue et dS la variation infinitésimale de l' entropie S du système. De plus, si seulement pV le travail est fait, δ W = p dV . Par conséquent,

Ajouter d ( pV ) des deux côtés de cette expression donne

ou

Donc

Autres expressions

L'expression ci-dessus de dH en termes d'entropie et de pression peut ne pas être familière à certains lecteurs. Cependant, il existe des expressions en termes de variables plus familières telles que la température et la pression :

Ici , C p est la capacité thermique à pression constante et α est le coefficient de (cubique) dilatation thermique :

Avec cette expression on peut, en principe, déterminer l'enthalpie si C p et V sont connus comme fonctions de p et T .

Notons que pour un gaz parfait , T = 1 , de sorte que

Sous une forme plus générale, la première loi décrit l'énergie interne avec des termes supplémentaires faisant intervenir le potentiel chimique et le nombre de particules de divers types. L'énoncé différentiel pour dH devient alors

μ i est le potentiel chimique par particule pour une particule de type i , et N i est le nombre de telles particules. Le dernier terme peut également être écrit μ i dn i (avec dn i le nombre de moles du composant i ajouté au système et, dans ce cas, μ i le potentiel chimique molaire) ou μ i dm i (avec dm i la masse du composant i ajouté au système et, dans ce cas, u i le potentiel chimique spécifique).

Fonctions caractéristiques

L'enthalpie, H ( S [ p ], p , { N i }) , exprime la thermodynamique d'un système dans la représentation énergétique . En fonction de l'état , ses arguments incluent à la fois une variable d'état intensive et plusieurs variables d'état extensives . Les variables d'état S [ p ] , p et { N i } sont dites variables d'état naturelles dans cette représentation. Ils conviennent pour décrire des processus dans lesquels ils sont déterminés par des facteurs de l'environnement. Par exemple, lorsqu'une parcelle virtuelle d'air atmosphérique se déplace à une altitude différente, la pression qui l'entoure change et le processus est souvent si rapide qu'il y a trop peu de temps pour le transfert de chaleur. C'est la base de l' approximation dite adiabatique qui est utilisée en météorologie .

Conjuguée à l'enthalpie, avec ces arguments, l'autre fonction d'état caractéristique d'un système thermodynamique est son entropie, en fonction, S [ p ]( H , p , { N i }) , de la même liste de variables d'état , sauf que l'entropie, S [ p ] , est remplacée dans la liste par l'enthalpie, H . Il exprime la représentation entropique . Les variables d'état H , p et { N i } sont dites variables d'état naturelles dans cette représentation. Ils sont adaptés pour décrire des processus dans lesquels ils sont contrôlés expérimentalement. Par exemple, H et p peuvent être contrôlés en permettant le transfert de chaleur et en faisant varier uniquement la pression externe sur le piston qui définit le volume du système.

Interprétation physique

Le terme U est l'énergie du système, et le terme pV peut être interprété comme le travail qui serait nécessaire pour « faire de la place » pour le système si la pression de l'environnement restait constante. Lorsqu'un système, par exemple, n moles d'un gaz de volume V à la pression p et à la température T , est créé ou amené à son état actuel à partir du zéro absolu , l'énergie doit être fournie égale à son énergie interne U plus pV , où pV est le travail effectué en poussant contre la pression ambiante (atmosphérique).

En physique et en mécanique statistique, il peut être plus intéressant d'étudier les propriétés internes d'un système à volume constant et donc l'énergie interne est utilisée. En chimie , les expériences sont souvent menées à pression atmosphérique constante , et le travail pression-volume représente un petit échange d'énergie bien défini avec l'atmosphère, de sorte que Δ H est l'expression appropriée pour la chaleur de réaction . Pour un moteur thermique , la variation de son enthalpie après un cycle complet est égale à zéro, puisque l'état final et initial sont égaux.

Rapport à la chaleur

Afin de discuter de la relation entre l'augmentation d'enthalpie et l'apport de chaleur, nous revenons à la première loi pour les systèmes fermés, avec la convention de signe physique : dU = δQδW , où la chaleur δQ est fournie par conduction, rayonnement, effet Joule , ou le frottement de l'agitation par un arbre avec des pales ou par un champ magnétique externe agissant sur un rotor interne (ce qui est un travail basé sur l'environnement, mais contribue à la chaleur basée sur le système). Nous l'appliquons au cas particulier avec une pression constante en surface. Dans ce cas le travail est donné par p dV (où p est la pression à la surface, dV est l'augmentation du volume du système). Les cas d'interaction électromagnétique à longue portée nécessitent d'autres variables d'état dans leur formulation et ne sont pas considérés ici. Dans ce cas, la première loi se lit comme suit :

Maintenant,

Donc

Si le système est sous pression constante , dp = 0 et par conséquent, l'augmentation d'enthalpie du système est égale à la chaleur ajoutée ou dégagée :

C'est pourquoi le terme désormais obsolète de teneur en chaleur a été utilisé au 19ème siècle.

Applications

En thermodynamique, on peut calculer l'enthalpie en déterminant les exigences pour créer un système à partir du « néant » ; le travail mécanique requis, pV , diffère en fonction des conditions qui se produisent lors de la création du système thermodynamique .

De l'énergie doit être fournie pour éliminer les particules de l'environnement pour faire de la place à la création du système, en supposant que la pression p reste constante ; c'est le terme pV . L'énergie fournie doit également fournir le changement d'énergie interne, U , qui comprend les énergies d'activation , les énergies d' ionisation, les énergies de mélange, les énergies de vaporisation, les énergies de liaison chimique, etc. Ensemble, ceux-ci constituent la variation de l'enthalpie U  +  pV . Pour les systèmes à pression constante, sans travail externe effectué autre que le travail pV , le changement d'enthalpie est la chaleur reçue par le système.

Pour un système simple avec un nombre constant de particules à pression constante, la différence d'enthalpie est la quantité maximale d'énergie thermique dérivée d'un processus thermodynamique isobare.

Chaleur de réaction

L'enthalpie totale d'un système ne peut pas être mesurée directement ; le changement d'enthalpie d'un système est mesuré à la place. La variation d'enthalpie est définie par l'équation suivante :

Δ H est la « variation d' enthalpie »,
H f est l'enthalpie finale du système (dans une réaction chimique, l'enthalpie des produits ou du système à l'équilibre),
H i est l'enthalpie initiale du système (dans une réaction chimique, l'enthalpie des réactifs).

Pour une réaction exothermique à constante de pression , le changement du système d'enthalpie, Δ H , est négative du fait des produits de la réaction ayant un plus petit enthalpie que les corps réactionnels, et est égale à la chaleur dégagée dans la réaction en l' absence de travaux d' électricité ou de l' arbre est fait . En d'autres termes, la diminution globale de l'enthalpie est obtenue par la génération de chaleur. Inversement, pour une pression constante endothermique réaction, Δ H est positive et égale à la chaleur absorbée dans la réaction.

D'après la définition de l'enthalpie comme H = U + pV , le changement d'enthalpie à pression constante est Δ H = Δ U + p Δ V . Toutefois , pour la plupart des réactions chimiques, la durée du travail p Δ V est beaucoup plus petite que la variation d'énergie interne Δ U , qui est approximativement égale à Δ H . A titre d'exemple, pour la combustion du monoxyde de carbone 2 CO(g) + O 2 (g) → 2 CO 2 (g), Δ H = -566,0 kJ et Δ U = -563,5 kJ. Étant donné que les différences sont si petites, les enthalpies de réaction sont souvent décrites comme des énergies de réaction et analysées en termes d' énergies de liaison .

Enthalpie spécifique

L'enthalpie spécifique d'un système uniforme est définie comme h =H/mm est la masse du système. L' unité SI pour l'enthalpie spécifique est le joule par kilogramme. Il peut être exprimé en d'autres quantités spécifiques par h = u + pv , où u est l' énergie interne spécifique , p est la pression et v est le volume spécifique , qui est égal à1/??, Où ρ est la densité .

Changements d'enthalpie

Un changement d'enthalpie décrit le changement d'enthalpie observé dans les constituants d'un système thermodynamique lors d'une transformation ou d'une réaction chimique. C'est la différence entre l'enthalpie une fois le processus terminé, c'est-à-dire l'enthalpie des produits en supposant que la réaction se termine, et l'enthalpie initiale du système, à savoir les réactifs. Ces processus sont spécifiés uniquement par leurs états initial et final, de sorte que le changement d'enthalpie pour l'inverse est le négatif de celui pour le processus direct.

Un changement d'enthalpie standard courant est l' enthalpie de formation , qui a été déterminée pour un grand nombre de substances. Les changements d'enthalpie sont régulièrement mesurés et compilés dans des ouvrages de référence chimiques et physiques, tels que le CRC Handbook of Chemistry and Physics . Ce qui suit est une sélection de changements d'enthalpie communément reconnus en thermodynamique.

Lorsqu'il est utilisé dans ces termes reconnus, le changement de qualificatif est généralement abandonné et la propriété est simplement appelée enthalpie de « processus » . Étant donné que ces propriétés sont souvent utilisées comme valeurs de référence, il est très courant de les citer pour un ensemble standardisé de paramètres environnementaux ou de conditions standard , notamment :

  • Une pression d'une atmosphère (1 atm ou 101,325 kPa) ou 1 bar
  • Une température de 25 °C ou 298,15 K
  • Une concentration de 1,0 M lorsque l'élément ou le composé est présent en solution
  • Éléments ou composés dans leur état physique normal, c'est -à- dire état standard

Pour de telles valeurs standardisées, le nom de l'enthalpie est généralement précédé du terme standard , par exemple enthalpie standard de formation .

Propriétés chimiques:

  • Enthalpie de réaction , définie comme le changement d'enthalpie observé dans un constituant d'un système thermodynamique lorsqu'une mole de substance réagit complètement.
  • Enthalpie de formation , définie comme le changement d'enthalpie observé dans un constituant d'un système thermodynamique lorsqu'une mole d'un composé est formée à partir de ses antécédents élémentaires.
  • Enthalpie de combustion , définie comme le changement d'enthalpie observé dans un constituant d'un système thermodynamique lorsqu'une mole d'une substance brûle complètement avec de l'oxygène.
  • Enthalpie d'hydrogénation , définie comme la variation d'enthalpie observée dans un constituant d'un système thermodynamique lorsqu'une mole d'un composé insaturé réagit complètement avec un excès d'hydrogène pour former un composé saturé.
  • Enthalpie d'atomisation , définie comme le changement d'enthalpie nécessaire pour séparer complètement une mole d'une substance en ses atomes constitutifs .
  • Enthalpie de neutralisation , définie comme la variation d'enthalpie observée dans un constituant d'un système thermodynamique lorsqu'une mole d'eau se forme lorsqu'un acide et une base réagissent.
  • Enthalpie standard de solution , définie comme le changement d'enthalpie observé dans un constituant d'un système thermodynamique lorsqu'une mole d'un soluté est complètement dissoute dans un excès de solvant, de sorte que la solution est à dilution infinie.
  • Enthalpie standard de dénaturation (biochimie) , définie comme le changement d'enthalpie requis pour dénaturer une mole de composé.
  • Enthalpie d'hydratation , définie comme le changement d'enthalpie observé lorsqu'une mole d'ions gazeux est complètement dissoute dans l'eau formant une mole d'ions aqueux.

Propriétés physiques:

  • Enthalpie de fusion , définie comme le changement d'enthalpie nécessaire pour changer complètement l'état d'une mole de substance entre les états solide et liquide.
  • Enthalpie de vaporisation , définie comme le changement d'enthalpie nécessaire pour changer complètement l'état d'une mole de substance entre les états liquide et gazeux.
  • Enthalpie de sublimation , définie comme le changement d'enthalpie nécessaire pour changer complètement l'état d'une mole de substance entre les états solide et gazeux.
  • Enthalpie de réseau , définie comme l'énergie nécessaire pour séparer une mole d'un composé ionique en ions gazeux séparés à une distance infinie (c'est-à-dire sans force d'attraction).
  • Enthalpie de mélange , définie comme le changement d'enthalpie lors du mélange de deux substances chimiques (non réactives).

Systèmes ouverts

Dans les systèmes ouverts thermodynamiques , la masse (de substances) peut entrer et sortir des limites du système. La première loi de la thermodynamique pour les systèmes ouverts stipule : L'augmentation de l'énergie interne d'un système est égale à la quantité d'énergie ajoutée au système par la masse entrante et par chauffage, moins la quantité perdue par la masse sortante et sous la forme du travail effectué par le système :

U in est l'énergie interne moyenne entrant dans le système et U out est l'énergie interne moyenne sortant du système.

Pendant un fonctionnement stable et continu , un bilan énergétique appliqué à un système ouvert assimile le travail d'arbre effectué par le système à la chaleur ajoutée plus l'enthalpie nette ajoutée

La région de l'espace délimitée par les limites du système ouvert est généralement appelée volume de contrôle et peut correspondre ou non à des murs physiques. Si nous choisissons la forme du volume de contrôle de telle sorte que tout l'écoulement entrant ou sortant se produise perpendiculairement à sa surface, alors l'écoulement de masse dans le système effectue un travail comme s'il s'agissait d'un piston de fluide poussant la masse dans le système, et le système exécute travailler sur l'écoulement de la masse comme s'il s'agissait d'un piston de fluide. Il y a alors deux types de travail effectué : le travail d'écoulement décrit ci-dessus, qui est effectué sur le fluide (cela est aussi souvent appelé travail pV ), et le travail d'arbre , qui peut être effectué sur un dispositif mécanique tel qu'une turbine ou une pompe.

Ces deux types de travail sont exprimés dans l'équation

La substitution dans l'équation ci-dessus pour le volume de contrôle (cv) donne :

La définition de l'enthalpie, H , nous permet d'utiliser ce potentiel thermodynamique pour rendre compte à la fois de l'énergie interne et du travail pV dans les fluides pour les systèmes ouverts :

Si nous permettons également à la frontière du système de se déplacer (par exemple à cause des pistons en mouvement), nous obtenons une forme assez générale de la première loi pour les systèmes ouverts. En termes de dérivées temporelles, il se lit comme suit :

avec des sommes sur les divers endroits k où la chaleur est fournie, la masse s'écoule dans le système et les limites se déplacent. Les k termes représentent les flux enthalpiques, qui peuvent s'écrire sous la forme

avec k le débit massique et k le débit molaire à la position k respectivement. Le termedV k/dtreprésente le taux de changement du volume du système à la position k qui se traduit par la puissance pV produite par le système. Le paramètre P représente toutes les autres formes d'énergie produites par le système telles que la puissance de l'arbre, mais il peut également s'agir, par exemple, de l'énergie électrique produite par une centrale électrique.

Notez que l'expression précédente n'est vraie que si le débit d'énergie cinétique est conservé entre l'entrée et la sortie du système. Dans le cas contraire, il doit être inclus dans le bilan enthalpique. Pendant le fonctionnement en régime permanent d'un appareil ( voir turbine , pompe et moteur ), la moyennedU/dtpeut être égal à zéro. Cela donne une expression utile pour la production d' énergie moyenne pour ces appareils en l'absence de réactions chimiques :

où les crochets angulaires indiquent les moyennes temporelles. L'importance technique de l'enthalpie est directement liée à sa présence dans la première loi des systèmes ouverts, telle que formulée ci-dessus.

Diagrammes

Ts diagramme de l'azote. La courbe rouge à gauche est la courbe de fusion. Le dôme rouge représente la région à deux phases avec le côté à faible entropie le liquide saturé et le côté à haute entropie le gaz saturé. Les courbes noires donnent larelation Ts le long des isobares. Les pressions sont indiquées en bar. Les courbes bleues sont des isenthalpes (courbes d'enthalpie constante). Les valeurs sont indiquées en bleu en kJ/kg. Les points spécifiques a , b , etc., sont traités dans le corps du texte.

Les valeurs d'enthalpie des substances importantes peuvent être obtenues à l'aide d'un logiciel commercial. Pratiquement toutes les propriétés pertinentes des matériaux peuvent être obtenues sous forme de tableau ou de graphique. Il existe de nombreux types de diagrammes, tels que les diagrammes h - T , qui donnent l'enthalpie spécifique en fonction de la température pour différentes pressions, et les diagrammes h - p , qui donnent h en fonction de p pour divers T . L'un des diagrammes les plus courants est le diagramme d'entropie spécifique à la température (diagramme T - s ). Il donne la courbe de fusion et les valeurs de liquide saturé et de vapeur ainsi que les isobares et les isenthalpes. Ces diagrammes sont des outils puissants entre les mains de l'ingénieur thermique.

Quelques applications de base

Les points a à h sur la figure jouent un rôle dans la discussion de cette section.

Point T (K) p (barre) s ( kJ/(kg K) ) h (kJ/kg)
une 300 1 6,85 461
b 380 2 6,85 530
c 300 200 5.16 430
270 1 6,79 430
e 108 13 3,55 100
F 77,2 1 3,75 100
g 77,2 1 2,83 28
h 77,2 1 5.41 230

Les points e et g sont des liquides saturés et le point h est un gaz saturé.

Étranglement

Schéma de principe d'un étranglement en régime permanent. Le fluide pénètre dans le système (rectangle en pointillés) au point 1 et laisse au point 2. Le débit massique est .

L'une des applications simples du concept d'enthalpie est le processus dit d'étranglement, également connu sous le nom d' expansion Joule-Thomson . Il s'agit d'un écoulement adiabatique régulier d'un fluide à travers une résistance à l'écoulement (vanne, bouchon poreux ou tout autre type de résistance à l'écoulement) comme indiqué sur la figure. Ce processus est très important, puisqu'il est au cœur des réfrigérateurs domestiques , où il est responsable de la chute de température entre la température ambiante et l'intérieur du réfrigérateur. C'est aussi l'étape finale de nombreux types de liquéfiants .

Pour un régime d'écoulement en régime permanent, l'enthalpie du système (rectangle en pointillés) doit être constante. D'où

Le débit massique étant constant, les enthalpies spécifiques des deux côtés de la résistance à l'écoulement sont les mêmes :

c'est-à-dire que l'enthalpie par unité de masse ne change pas pendant l'étranglement. Les conséquences de cette relation peuvent être démontrées à l'aide du diagramme Ts ci-dessus. Le point c est à 200 bar et à température ambiante (300 K). Une expansion Joule-Thomson de 200 bar à 1 bar suit une courbe d'enthalpie constante d'environ 425 kJ/kg (non représentée sur le schéma) comprise entre les isenthalpes de 400 et 450 kJ/kg et se termine au point d , qui est à un température d'environ 270 K. Par conséquent, la détente de 200 bar à 1 bar refroidit l'azote de 300 K à 270 K. Dans la vanne, il y a beaucoup de friction et beaucoup d'entropie est produite, mais la température finale est toujours inférieure la valeur de départ.

Le point e est choisi de telle sorte qu'il se trouve sur la ligne de liquide saturé avec h = 100 kJ/kg. Elle correspond grosso modo à p = 13 bar et T = 108 K. L'étranglement de ce point à une pression de 1 bar aboutit à la zone diphasique (point f ). Cela signifie qu'un mélange de gaz et de liquide sort de la vanne d'étranglement. Puisque l'enthalpie est un paramètre extensif, l'enthalpie en f ( h f ) est égale à l'enthalpie en g ( h g ) multipliée par la fraction liquide en f ( x f ) plus l'enthalpie en h ( h h ) multipliée par le fraction gazeuse en f (1 − x f ) . Donc

Avec des nombres : 100 = x f × 28 + (1 − x f ) × 230 , donc x f = 0,64. Cela signifie que la fraction massique du liquide dans le mélange liquide-gaz qui sort de la vanne d'étranglement est de 64 %.

Compresseurs

Schéma de principe d'un compresseur en régime établi. Le fluide pénètre dans le système (rectangle en pointillés) au point 1 et laisse au point 2. Le débit massique est . Une puissance P est appliquée et un flux de chaleur Q' est libéré dans l'environnement à température ambiante T a .

Une puissance P est appliquée par exemple sous forme de puissance électrique. Si la compression est adiabatique , la température du gaz monte. Dans le cas réversible, ce serait à entropie constante, ce qui correspond à une ligne verticale dans le diagramme T - s . Par exemple, la compression de l'azote de 1 bar (point a ) à 2 bar (point b ) entraînerait une augmentation de température de 300 K à 380 K. Afin de laisser sortir le gaz comprimé à température ambiante T a , un échange thermique, par ex. par l'eau de refroidissement, est nécessaire. Dans le cas idéal la compression est isotherme. Le flux de chaleur moyen vers l'environnement est . Puisque le système est en régime permanent, la première loi donne

La puissance minimale nécessaire à la compression est réalisée si la compression est réversible. Dans ce cas, la deuxième loi de la thermodynamique pour les systèmes ouverts donne

L'élimination de donne pour la puissance minimale

Par exemple, comprimer 1 kg d'azote de 1 bar à 200 bar coûte au moins ( h ch a ) − T a ( s cs a ) . Avec les données, obtenues avec le diagramme Ts , nous trouvons une valeur de (430 − 461) − 300 × (5,16 − 6,85) = 476 kJ/kg.

La relation pour la puissance peut être encore simplifiée en l'écrivant comme

Avec dh = T ds + v dp , cela donne la relation finale

Histoire

Le terme enthalpie a été inventé relativement tard dans l'histoire de la thermodynamique, au début du 20e siècle. L'énergie a été introduite dans un sens moderne par Thomas Young en 1802, tandis que l' entropie a été inventée par Rudolf Clausius en 1865. L' énergie utilise la racine du mot grec ἔργον ( ergon ), qui signifie « travail », pour exprimer l'idée de capacité à effectuer un travail. . Entropie utilise le mot grec τροπή ( trope ) signifie transformation . L'enthalpie utilise la racine du mot grec θάλπος ( thalpos ) "chaleur, chaleur"

Le terme exprime le concept obsolète de contenu calorifique , car dH fait référence à la quantité de chaleur gagnée dans un processus à pression constante uniquement, mais pas dans le cas général où la pression est variable. Josiah Willard Gibbs a utilisé le terme "une fonction de chaleur pour une pression constante" pour plus de clarté.

L'introduction de la notion de « contenu calorifique » H est associée à Benoît Paul Émile Clapeyron et Rudolf Clausius ( relation Clausius-Clapeyron , 1850).

Le terme enthalpie est apparu pour la première fois sur papier en 1909. Il est attribué à Heike Kamerlingh Onnes , qui l'a très probablement introduit oralement l'année précédente, lors de la première réunion de l'Institut du froid à Paris. Il n'a gagné en popularité que dans les années 1920, notamment avec les Mollier Steam Tables and Diagrams , publiés en 1927.

Jusqu'aux années 1920, le symbole H était utilisé, de manière quelque peu incohérente, pour la « chaleur » en général. La définition de H comme strictement limitée à l'enthalpie ou « teneur en chaleur à pression constante » a été formellement proposée par Alfred W. Porter en 1922.

Voir également

Remarques

Les références

Bibliographie

Liens externes