Az entalpia (jele: H) a termodinamika egyik alapfogalma, amelyet a hő- és munkafolyamatok egyszerűbb leírására vezettek be. A kifejezés a görög „enthalpos” (ενθαλπος) szóból származik, jelentése „hőt beletenni”. Az elnevezést Heike Kamerlingh Onnes holland fizikus javasolta 1909-ben. Az entalpia különösen hasznos akkor, amikor egy rendszer állandó nyomáson változik, mert ilyenkor közvetlen kapcsolatot teremt a rendszer hőcseréje és a végzett munka között: az entalpia-változás megmutatja, mennyi hőt adtak hozzá vagy vettek el a rendszertől, ha a munkavégzés kizárólag térfogati (PV) munka.

Definíció és alapkapcsolatok

Matematikailag az entalpia definíciója:

H = U + pV

ahol U a rendszer belső energiája, p a nyomás, V pedig a térfogat. Az entalpia tehát a belső energia és a „folyási” vagy térfogati munka pV összege: az a teljes energia, amely a rendszeren belül „elérhető”, ha a rendszer anyagát nyomás alatt mozgásba hozzuk.

Kapcsolat a hővel és a munkával

A termodinamika első főtétele egy zárt rendszerre (ahol anyag nem áramlik ki vagy be) így írható fel: dU = δQ − δW. Ha csak pV-munka történik (δW = p dV) és a folyamat reverzibilis, akkor a H definíciójából adódó differenciál:

dH = dU + p dV + V dp = δQ + V dp.

Tehát állandó nyomáson (dp = 0) és ha nincs más féle munkavégzés, akkor

ΔH = Q_p (azaz a nyomáson felvett hő megegyezik az entalpia változásával).

Általános tulajdonságok

  • Állapotfüggvény: az entalpia csak a rendszer pillanatnyi állapotától függ (U, p, V), nem a folyamat útjától.
  • Extenzív mennyiség: H a rendszer méretével arányosan nő. Gyakori az intenzív változatok használata: specifikus entalpia h = H/m (J/kg) vagy molaris entalpia H_m = H/n (J/mol).
  • Referenciapont: az abszolút entalpia-értékek tetszőleges zéróponthoz képest értelmezhetők; szokásos mennyiségek (pl. standard képződéshő) mindig relatív értékek.

Gyakorlati képletek és példák

  • Ideális gázra: H csak a hőmérséklettől függ, és egyenlő a moláris hőkapacitás szerinti integrállal. Gyakori alak: ΔH = n Cp ΔT, ahol Cp az állandó nyomáson mért hőkapacitás.
  • Mayer-reláció ideális gázokra: Cp − Cv = R (R az univerzális gázállandó).
  • Folyadékok és szilárd anyagok esetén a térfogatváltozás kicsi, így gyakorlati számításoknál gyakran ΔH ≈ ΔU ≈ Cp ΔT feltételezhető (megfelelő Cp értékkel).
  • Fázisátalakulásoknál az entalpiaváltozás adja a fajlagos párolgáshőt vagy olvadáshőt: például víz párolgásakor ΔH_vap (J/mol).

Az entalpia szerepe kémiában és műszaki alkalmazásokban

Chemikusként gyakran dolgozunk reakcióentalpiával (ΔH_rxn), amely megmutatja, mennyi hőt ad le vagy vesz fel egy kémiai reakció állandó nyomáson. A standard képződéshő (ΔH_f°) segítségével Hess törvénye alkalmazható: a reakcióentalpia útfüggetlen, az alkotórészek standard állapotaihoz viszonyított képződéshőkből összeadhatóak a reakciók entalpiái.

Műszaki rendszerekben — például turbínákban, kompresszorokban, hőcserélőkben — az entrópia mellett az entalpia a kulcsfontosságú energiaállapot. Nyitott rendszerek (áramló közeg) esetén gyakran a specifikus entalpia (h = u + pv) szerepel az energiaegyenletekben, mert ez azt az energiát adja meg, amit a tömegáram szállít.

Rövid összefoglaló

  • Az entalpia H = U + pV, mértékegysége a joule (J).
  • Állapotfüggvény; állandó nyomáson és csak pV-munka esetén ΔH megegyezik a felvett hővel (ΔH = Q_p).
  • Fontos fogalom kémiai reakciók, fázisátalakulások és ipari hőfolyamatok leírásában.

Ha szeretné, adok rövid számítási példákat (pl. ideális gáz melegítése állandó nyomáson, vagy egy egyszerű kémiai reakció entalpiájának kiszámítása Hess törvényével), illetve összegyűjthetem a leggyakoribb entalpia-fogalmak definícióit egy táblázatban.