Enthalpie
Enthalpieverandering bij verandering van toestand
Wanneer een vloeistof verdampt, moet de vloeistof warmte uit de omgeving opnemen om de door de verdampende moleculen opgenomen energie te vervangen, zodat de temperatuur constant blijft. Deze warmte die nodig is om de vloeistof te laten verdampen, wordt enthalpie van de verdamping (of verdampingswarmte) genoemd. Bijvoorbeeld, voor het verdampen van één mol water wordt de enthalpie gegeven als:
ΔH = 44,0 kJ bij 298 K
Wanneer een vaste stof smelt, wordt de benodigde energie op soortgelijke wijze enthalpie van fusie (of warmte van fusie) genoemd. Voor één mol ijs bijvoorbeeld wordt de enthalpie gegeven als:
ΔH = 6,01 kJ bij 273,15 K
Enthalpie kan ook worden uitgedrukt als molaire enthalpie, (\Delta{H}_m), door de enthalpie of de verandering in enthalpie te delen door het aantal mol. Enthalpie is een toestandsfunctie. Dit betekent dat wanneer een systeem van de ene toestand in de andere overgaat, de verandering in enthalpie onafhankelijk is van het traject tussen twee toestanden van een systeem.
Als er geen niet-uitzettingsarbeid op het systeem wordt uitgeoefend en de druk constant blijft, dan is de verandering in enthalpie gelijk aan de door het systeem verbruikte of afgegeven warmte (q).
Deze relatie kan helpen om te bepalen of een reactie endotherm of exotherm is. Bij constante druk is er sprake van een endotherme reactie wanneer warmte wordt geabsorbeerd. Dit betekent dat het systeem warmte uit de omgeving verbruikt, zodat \(q) groter is dan nul. Daarom zal volgens de tweede vergelijking \Delta{H}} ook groter zijn dan nul. Anderzijds is er sprake van een exotherme reactie bij constante druk als er warmte vrijkomt. Dit houdt in dat het systeem warmte afgeeft aan de omgeving, zodat \(q) kleiner is dan nul. Bovendien zal (delta{H}) kleiner dan nul zijn.