Pojmovi entalpije i entropije. Osnovni pojmovi i zakoni hemije

Enthalpija naspram entropije

Znatiželja je jedan aspekt osobe koji mu pomaže da otkrije razne pojave u svijetu. Jedna osoba gleda u nebo i pita se kako nastaje kiša. Jedna osoba gleda u zemlju i pita se kako biljke mogu rasti. Ovo je svakodnevna pojava s kojom se susrećemo u svom životu, ali oni ljudi koji nisu dovoljno znatiželjni nikada ne pokušavaju pronaći odgovore zašto takvi fenomeni postoje. Biolozi, kemičari i fizičari samo su neki ljudi koji pokušavaju pronaći odgovore. Naše moderni svijet danas je integriran sa zakonima nauke poput termodinamike. "Termodinamika" je grana prirodne nauke koja uključuje proučavanje unutrašnjih kretanja tjelesnih sistema. Ovo je studija koja proučava odnos između toplote i različitih oblika energije i rada. Primjene termodinamike očituju se u protoku električne energije i od jednostavnog okretanja i okretanja vijka i drugih jednostavnih mašina. Sve dok su uključeni toplota i trenje, postoji termodinamika. Dva najčešća principa termodinamike su entalpija i entropija. U ovom ćete članku saznati više o razlikama između entalpije i entropije.

U termodinamičkom sustavu mjera njegove ukupne energije naziva se entalpija. Za stvaranje termodinamičkog sistema potrebna je unutrašnja energija. Ova energija služi kao poticaj ili okidač za stvaranje sistema. Mjerne jedinice za entalpiju su džul (Međunarodni sistem jedinica) i kalorija (britanska termalna jedinica). Entalpija je grčka riječ za entalpos (za ulivanje topline). Heike Kamerlingh Onnes je osoba koja je smislila riječ, dok je Alfred W. Porter taj koji je stvorio H za "entalpiju". U biološkim, hemijskim i fizičkim mjerenjima, entalpija je preferirani izraz za promjene u energiji sistema, jer ima sposobnost pojednostavljenja određenih definicija prijenosa energije. Nije moguće postići vrijednost za ukupnu entalpiju, jer se ukupna entalpija sistema ne može izravno izmjeriti. Samo je promjena entalpije poželjno mjerenje količine, a ne apsolutna vrijednost entalpije. U endotermnim reakcijama uočava se pozitivna promjena entalpije, a u egzotermnim reakcijama dolazi do negativne promjene entalpije. Jednostavno rečeno, entalpija sistema ekvivalentna je zbroju nemehaničkog rada i isporučene toplote. Pod stalnim pritiskom, entalpija je ekvivalentna promjeni unutrašnje energije sistema i radu koji je sistem pokazao svojoj okolini. Drugim riječima, toplota se pod takvim uvjetima može apsorbirati ili osloboditi specifičnom kemijskom reakcijom.

"Entropija" je drugi zakon termodinamike. Ovo je jedan od najtemeljnijih zakona u fizici. Ovo je važno za razumijevanje života i učenja. Ovo se smatra Zakonom zabune. Sredinom prošlog veka, "entropija" je već formulisana uz opsežne napore Klausija i Tomsona. Clausius i Thomson nadahnuti su Carnotovim promatranjem potoka koji okreće točak. Carnot je izjavio da je termodinamika protok toplote od viših do nižih temperatura zbog kojeg parna mašina radi. Klausije je bio taj koji je skovao termin "entropija". Simbol za entropiju je "S", koji kaže da se svijet smatra samim sobom aktivnim kada spontano djeluje kako bi rasipao ili minimizirao prisustvo termodinamičke sile.

"Enthalpija" je prijenos energije, a "entropija" je zakon poremećaja.

Enthalpija uzima znak "H", a entropija znak "S".

Heike Kamerlingh Onnes skovao je termin "entalpija", a Clausius izraz "entropija".

Entalpija, također toplotna funkcija i sadržaj toplote, termodinamički je potencijal koji karakterizira stanje sistema u termodinamičkoj ravnoteži kada su tlak, entropija i broj čestica odabrani kao neovisne varijable.

Jednostavno rečeno, entalpija je ona energija koja je dostupna za pretvaranje u toplotu pri određenoj temperaturi i pritisku.

Definicija ove veličine je identitet: H \u003d U + PV

Dimenzija entalpije je J / mol.

U hemiji se najčešće smatra izobarni procesi (Str \u003d const), a toplotni efekt se u ovom slučaju naziva promjenom entalpije sistema ili entalpija procesa :

U termodinamičkom sistemu, oslobođena toplota hemijskog procesa dogovorena je da se smatra negativnom (egzotermni proces, Δ H < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH > 0.

Entropija

ali za spontano

Ovisnost promjene entropije o temperaturi izražava se Kirchhoffovim zakonom:

Za izolirani sistem, promjena entropije je kriterij za mogućnost spontanog procesa. Ako je, tada je postupak moguć; ako je tada proces napred nemoguć; ako je onda sistem u ravnoteži.

Termodinamički potencijali. Slobodna energija Gibbsa i Helmholtza.

Kako bismo okarakterizirali procese koji se događaju u zatvorenim sustavima, uvodimo nove termodinamičke funkcije stanja: izobarno-izotermni potencijal (Gibbsova slobodna energija G) i izohorno-izotermički potencijal (Helmholtzova slobodna energija F).

Za zatvoreni sistem u kojem se postupak ravnoteže izvodi pri konstantnoj temperaturi i zapremini, izrazimo rad ovog procesa. Koji označavamo A max (budući da je rad procesa koji se izvodi u ravnoteži maksimalan):

A max \u003d T∆S-∆U

Uvedimo funkciju F \u003d U-TS-izohorno-izotermni potencijal, koja određuje pravac i granicu spontanog toka procesa u zatvorenom sistemu u izohorno-izotermnim uvjetima i dobijemo:

Promjena Helmholtzove energije određena je samo početnim i konačnim stanjem sustava i ne ovisi o prirodi procesa, budući da je određena dvjema funkcijama stanja: U i S. Podsjetimo da je količina primljenog rada ili potrošeno može ovisiti o načinu na koji se postupak izvodi kada sistem pređe iz početnog u konačno stanje, ali ne i promjeni funkcije.

Zatvoreni sistem u izobarno-izotermnim uvjetima karakterizira izobarno-izotermni potencijal G:

Gibbsov diferencijal energije za sistem sa konstantnim brojem čestica, izražen kroz vlastite varijable - u smislu pritiska p i temperature T:

Za sistem s promjenjivim brojem čestica, ovaj se diferencijal zapisuje na sljedeći način:

Ovdje je kemijski potencijal, koji se može definirati kao energija koja se mora potrošiti za dodavanje druge čestice u sustav.

Analizom jednačine ∆G \u003d ∆H-T∆S omogućava se utvrditi koji je od faktora koji čine Gibbsovu energiju odgovoran za pravac toka hemijska reakcija, entalpija (ΔH) ili entropijska (ΔS · T).

Ako je ΔH< 0 и ΔS > 0, tada je uvijek ΔG< 0 и реакция возможна при любой температуре.

Ako su ΔH\u003e 0 i ΔS< 0, то всегда ΔG > 0, a reakcija sa apsorpcijom toplote i smanjenjem entropije nije moguća ni pod kojim uslovima.

U ostalim slučajevima (ΔH< 0, ΔS < 0 и ΔH > 0, ΔS\u003e 0) znak ΔG ovisi o omjeru između ΔH i TΔS. Reakcija je moguća ako je popraćena smanjenjem izobarnog potencijala; na sobnoj temperaturi, kada je vrijednost T mala, vrijednost TΔS je također mala i obično je promjena entalpije veća od TΔS. Stoga je većina reakcija na sobnoj temperaturi egzotermna. Što je temperatura viša, TΔS je veći, pa čak i endotermne reakcije postaju ostvarive.

Standardna Gibbsova energija formiranja, ΔG °, podrazumijeva se kao promjena Gibbsove energije tijekom reakcije formiranja 1 mola supstance u standardnom stanju. Ova definicija implicira da je standardna Gibbsova energija stvaranja jednostavne supstance stabilne u standardnim uvjetima jednaka nuli.

Promjena Gibbsove energije ne ovisi o putu procesa, stoga je moguće dobiti jednake nepoznate vrijednosti Gibbsove energije formiranja iz jednačina u kojima, s jedne strane, zbrojevi energija proizvoda reakcije su napisani, a s druge strane sume energija početnih supstanci.

Kada se koriste vrijednosti standardne Gibbsove energije, kriterij temeljne mogućnosti procesa u nestandardnim uvjetima je uvjet ΔG °< 0, а критерием принципиальной невозможности - условие ΔG° > 0. Istodobno, ako je standardna Gibbsova energija jednaka nuli, to ne znači da će sistem u stvarnim uvjetima (različitima od standardnih) biti u ravnoteži.

Uslovi za spontani tok procesa u zatvorenim sistemima:

Entalpija je svojstvo supstance koja ukazuje na količinu energije koja se može pretvoriti u toplinu.

Entalpija je termodinamičko svojstvo supstance koje ukazuje nivo energijepohranjena u svojoj molekularnoj strukturi. To znači da iako materija može imati energiju na zemlji, ne može se sva pretvoriti u toplotu. Dio interne energije uvijek ostaje u supstanci i održava svoju molekularnu strukturu. Nekoj od supstanci je nedostupno kada se temperatura približi temperaturi okoline. Shodno tome, entalpija je količina energije koja je dostupna za pretvaranje u toplotu pri određenoj temperaturi i pritisku. Jedinice entalpije - Britanska termalna jedinica ili džul za energiju i Btu / lbm ili J / kg za specifičnu energiju.

Iznos entalpije

iznos entalpije materije na osnovu zadate temperature. Ova temperatura je vrijednost koju su naučnici i inženjeri izabrali kao osnovu za proračun. To je temperatura na kojoj je entalpija supstance nula J. Drugim riječima, supstanca nema dostupnu energiju koja se može pretvoriti u toplinu. Ova se temperatura razlikuje za različite supstance. Na primjer, ova temperatura vode je trostruka točka (O ° C), azot -150 ° C, a rashladna sredstva na bazi metana i etana -40 ° C.

Ako je temperatura supstance viša od zadate temperature ili se pri određenoj temperaturi promijeni u plinovito stanje, entalpija se izražava kao pozitivan broj. Suprotno tome, na temperaturama ispod ove, entalpija supstance izražava se kao negativan broj. Entalpija se koristi u proračunima kako bi se utvrdila razlika u nivoima energije između dva stanja. To je neophodno za postavljanje opreme i utvrđivanje korisnosti postupka.

Entalpija se često definiše kao ukupna energija materije, budući da je jednak zbroju njegove unutarnje energije u datom stanju, zajedno s njegovom sposobnošću za rad (pv). Ali u stvarnosti, entalpija ne ukazuje na ukupnu energiju supstance na datoj temperaturi iznad apsolutne nule (-273 ° C). Stoga, umjesto definiranja entalpija kao ukupnu toplinu supstance, preciznije je definirajte kao ukupnu količinu raspoložive energije supstance koja se može pretvoriti u toplinu.
H \u003d U + pV

Kada rade s bilo kojim proračunima, proračunima i izvođenjem prognoza različitih pojava povezanih s toplinskim inženjerstvom, svi se suočavaju s konceptom entalpije. Ali za ljude čija se specijalnost ne tiče termoenergetike ili koji se samo površno susreću s takvim terminima, riječ "entalpija" potaknut će strah i užas. Pa, shvatimo, je li sve zaista tako zastrašujuće i nerazumljivo?

Pojednostavljeno rečeno, izraz entalpija znači energiju koja je dostupna za pretvaranje u toplotu pod određenim konstantnim pritiskom. Koncept entalpije u prijevodu s grčkog znači "vrućina". Odnosno, formula koja sadrži elementarni zbroj interne energije i obavljenog posla naziva se entalpija. Ova vrijednost je označena slovom i.

Ako gore zapišemo fizičkim veličinama, transformiramo i izvedemo formulu, dobit ćemo i \u003d u + pv (gdje je u unutarnja energija; p, u su tlak i specifični volumen radne tečnosti u istom stanju za koje je uzima se vrijednost interne energije). Entalpija je aditivna funkcija, to jest entalpija cijelog sustava jednaka je zbroju svih njegovih sastavnih dijelova.

Pojam "entalpija" složen je i višeznačan.

Ali ako pokušate shvatiti, tada će sve ići vrlo jednostavno i razumljivo.

• Prvo, da bismo razumjeli šta je entalpija, vrijedi znati opću definiciju, koju smo i učinili.
• Drugo, vrijedi pronaći mehanizam za pojavu ove fizičke jedinice da bismo razumjeli odakle je potekla.
• Treće, morate pronaći vezu s drugim fizičkim jedinicama koje su s njima neraskidivo povezane.
• I na kraju, četvrto, trebate pogledati primjere i formulu.

Pa, pa, mehanizam je jasan. Samo treba pažljivo čitati i razumjeti. Već smo obrađivali pojam "entalpije", a dali smo i njegovu formulu. Ali odmah se postavlja još jedno pitanje: odakle ova formula i zašto je entropija povezana, na primjer, sa unutrašnjom energijom i pritiskom?

Suština i značenje

Da biste pokušali otkriti fizičko značenje pojma "entalpija" morate znati prvi zakon termodinamike:

energija ne nestaje nigdje i ne nastaje ni iz čega, već samo prelazi s jedne vrste na drugu u jednakim količinama. Takav je primjer pretvorba topline (toplotne energije) u mehaničku i obratno.

Moramo transformirati jednadžbu prvog zakona termodinamike u oblik dq \u003d du + pdv \u003d du + pdv + vdp - vdp \u003d d (u + pv) - vdp. Odavde vidimo izraz (u + pv). Taj se izraz naziva entalpija (puna formula je data gore).

Entalpija je također državna veličina, jer komponente u (napon) i p (pritisak), v (specifična zapremina) imaju određene vrijednosti za svaku veličinu. Znajući to, prvi zakon termodinamike može se prepisati kao: dq \u003d di - vdp.

U tehničkoj termodinamici koriste se vrijednosti entalpije koje se izračunavaju iz konvencionalno prihvaćene nule. Sve apsolutne vrijednosti ovih veličina vrlo je teško odrediti, jer je za to potrebno uzeti u obzir sve komponente unutrašnje energije supstance kada se njeno stanje promijeni iz O u K.

Formulu i vrijednosti entalpije dao je 1909. naučnik G. Kamerling-Onnes.

U izrazu i je specifična entalpija, za cijelu tjelesnu masu ukupna entalpija označena je slovom I, prema univerzalnom sustavu jedinica, entalpija se mjeri u džulima po kilogramu i izračunava se kao:

Funkcije

Entalpija ("E") jedna je od pomoćnih funkcija, zahvaljujući kojoj je moguće znatno pojednostaviti termodinamički proračun. Na primjer, ogroman broj procesa opskrbe toplotom u termoenergetskom inženjerstvu (u parni kotlovi ili komora za sagorijevanje plinskih turbina i mlaznih motora, kao i u izmjenjivačima toplote) izvodi se pod stalnim pritiskom. Iz tog razloga vrijednosti entalpije obično se daju u termodinamičkim tablicama.

Uvjet očuvanja entalpije temelji se, posebno, na Joule - Thomson teoriji. Ili efekt koji je smatrao važnim praktična upotreba prilikom ukapljivanja gasova. Dakle, entalpija je ukupna energija proširenog sistema, koja predstavlja zbroj interne energije i energije spoljašnjeg - potencijalnog pritiska. Kao i bilo koji parametar stanja, entalpija se može odrediti bilo kojim parom nezavisnih parametara stanja.

Takođe, na osnovu gornjih formula, možemo reći: "E" hemijske reakcije jednak je zbroju entalpija izgaranja početnih supstanci umanjenom za zbroj entalpija izgaranja produkata reakcije.
U općenitom slučaju, promjena energije termodinamičkog sustava nije neophodan uslov za promjenu entropije ovog sistema.

Dakle, ovdje smo analizirali koncept "entalpije". Vrijedno je napomenuti da je "E" neraskidivo povezano s entropijom, o čemu možete pročitati i kasnije.

Toplinski učinak hemijske reakcije ili promjena entalpije sustava zbog pojave kemijske reakcije - količina toplote, odnosi se na promjenu kemijske varijable, koju je primio sustav u kojem se odvijala kemijska reakcija, a proizvodi reakcije izmjerili temperaturu reagensa.

Entalpija, termička funkcija i sadržaj toplote - termodinamički potencijal koji karakteriše stanje sistema u termodinamičkoj ravnoteži pri odabiru kao nezavisne varijable pritisak, entropija i broj čestica.

Promjena entalpije ne ovisi o putu procesa, već se određuje samo početnim i konačnim stanjem sustava. Ako se sistem na neki način vrati u prvobitno stanje (kružni proces), tada je promjena bilo kojeg od njegovih parametara, što je funkcija stanja, jednaka nuli, dakle D H = 0

Da bi toplotni učinak bio vrijednost koja ovisi samo o prirodi tekuće kemijske reakcije, moraju biti ispunjeni sljedeći uvjeti:

Reakcija se mora odvijati bilo konstantnom zapreminom Q v (izohorni proces) ili pod konstantnim pritiskom Q p ( izobarni proces).

Molarni toplotni kapacitet pri konstantnom pritisku označava se kao C str ... U idealnom plinu to je povezano s toplinskim kapacitetom pri konstantnoj zapremini majerova veza C str = C v + R.

Molekularna kinetička teorija vam omogućava izračunavanje približnih vrijednosti molarnog toplotnog kapaciteta za različite plinove kroz vrijednost univerzalna plinska konstanta:

· Za monoatomske plinove, odnosno oko 20,8 J / (mol · K);

· Za dvoatomske plinove, odnosno oko 29,1 J / (mol · K);

Za višeatomske plinove C str = 4R, odnosno oko 33,3 J / (mol · K).

pri čemu se toplotni kapacitet pri konstantnom pritisku označava kao C str

U sistemu se ne radi nijedan posao, osim mogućeg rada proširenja na P \u003d const.

Ako se reakcija izvodi u standardnim uvjetima pri T \u003d 298 K \u003d 25 ° C i P \u003d 1 atm \u003d 101325 Pa, toplotni efekt naziva se standardni toplotni efekt reakcije ili standardna entalpija reakcije D H r O. U termohemiji se izračunava standardna toplina reakcije pomoću standardnih entalpija formacije.

Da bi se izračunala temperaturna zavisnost entalpije reakcije, potrebno je znati molar toplotni kapacitet tvari koje sudjeluju u reakciji. Promjena entalpije reakcije s porastom temperature od T 1 do T 2 izračunava se prema Kirchhoffovom zakonu (pretpostavlja se da u ovom temperaturnom opsegu molarni toplotni kapaciteti ne ovise o temperaturi i ne fazne transformacije):

Ako se fazne transformacije događaju u određenom temperaturnom opsegu, tada je u proračunu potrebno uzeti u obzir vrućine odgovarajućih transformacija, kao i promjenu temperaturne ovisnosti toplinskog kapaciteta supstanci koje su prošle takve transformacije:

gdje je DC p (T 1, T f) promjena toplotnog kapaciteta u temperaturnom rasponu od T 1 do temperature faznog prijelaza; DC p (T f, T 2) je promjena toplotnog kapaciteta u temperaturnom području od temperature faznog prijelaza do konačne temperature, a T f je temperatura faznog prijelaza. Standardna entalpija sagorijevanja

Standardna entalpija sagorijevanja - D H planine, toplotni efekat reakcije sagorevanja jednog mola supstance u kiseoniku da bi se stvorili oksidi u najvišem oksidacionom stanju. Toplina sagorijevanja negorivih tvari uzima se kao nula.

Standardna entalpija otapanja - D H rastvor, toplotni efekat procesa rastvaranja 1 mola supstance u beskonačno velikoj količini rastvarača. Sastoji se od vrućine razaranja kristalna rešetka i toplina hidratacija (ili toplina solvatacija za nevodene otopine), oslobađa se kao rezultat interakcije molekula rastvarača sa molekulima ili ionima rastvorene supstance da bi se stvorili spojevi promenljivog sastava - hidrati (solvati). Uništavanje kristalne rešetke, u pravilu, endotermni proces - D H res\u003e 0, a hidracija jona je egzotermna, D H hydras< 0. В зависимости от соотношения значений ДH resh i D H hidratantna otapanja mogu imati i pozitivne i negativne vrijednosti. Dakle, rastvara se kristalno kalijum hidroksid popraćeno oslobađanjem toplote:

D H solKOH o \u003d D H res o + D H hydrK + o + D H hidroOH -o \u003d? 59 kJ / mol

Pod entalpijom hidratacije - D H hydr, mislimo na toplotu koja se oslobađa tokom prelaska 1 mola jona iz vakuuma u rastvor.

Kapacitet toploteod Str , c V [J. mol -1. K -1, kal. mol -1. K -1]

Pravi molarni toplotni kapacitet:

pri V \u003d const c V \u003d; P \u003d const c Str =.

Prosječni molarni toplotni kapacitet numerički je jednak toplini koja se mora prijaviti jednom molu supstance da bi se zagrijala za 1 K :.

Kapaciteti toplote pri konstantnom pritisku ili zapremini povezani su jednakošću

foridealan plin ;

forisuse. supstance (, T - toplotni koeficijenti).

Temperaturna zavisnost toplotnog kapaciteta mnogih monoatomskih kristala pri T< q D /12 описывается законом кубов Дебая (q D - характеристическая температура Дебая) c V = aT 3 , при T c V 3R. В области средних температур применяют различные степенные полиномы (см., напр., закон Кирхгофа).

Pravilo Dulong i Petit: atomski toplotni kapacitet pri V \u003d const za bilo koju jednostavnu kristalnu supstancu približno je jednak V 3R (tj. 25 J. mol -1. K -1).

Pravilo aditivnosti: (sa P, i je toplotni kapacitet strukturnih fragmenata koji čine spoj, na primjer, atomi ili skupine atoma).

Vrućina[J. mol -1, kal. mol -1] Q - oblik prijenosa energije iz zagrijanijeg tijela u manje zagrijano, a nije povezan s prijenosom materije i obavljanjem posla.

Toplina hemijske reakcije pri konstantnom volumenu ili pritisku (tj. Toplotni efekat hemijske reakcije) ne zavisi od putanje procesa, već se određuje samo početnim i konačnim stanjem sistema (Hessov zakon) :

\u003d U, \u003d H.

Razlika između toplotnih efekata pri P \u003d const (Q P) i V \u003d const (Q V) jednaka je radu koji sistem izvodi (V\u003e 0) ili na sistemu (V<0) за счет изменения ее объема при завершении изобарно-изотермической реакции:

- \u003d n RT.

Standardna toplina reakcije može se izračunati pomoću standardnih toplina nastajanja () ili sagorijevanja () supstanci:

gdje su n i, j stehiometrijski koeficijenti u jednadžbi hemijske reakcije.

Za idealne plinove na T, P \u003d const: r H \u003d r U + n RT.

Utvrđena je temperaturna zavisnost toplotnog efekta hemijske reakcije s akon Kirchhoff .

= = , = = ,

one. Utjecaj temperature na toplotni učinak reakcije posljedica je razlike u toplinskim kapacitetima reakcijskih proizvoda i početnih supstanci, uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente:

Sa P \u003d const:

termodinamički pritisak entropije entalpije

Ako se jednadžbom aproksimira temperaturna zavisnost c P

\u003d a + b . T + c . onda

H (T. 2 ) \u003d H (T 1 ) + a . .

Toplina adsorpcije - toplota po molu supstance koja se oslobađa tokom njene adsorpcije. Adsorpcija je uvijek egzotermni proces (Q\u003e 0). Uz konstantnu adsorpciju (G, q \u003d const):

Vrijednost Q neizravni je kriterij za određivanje vrste adsorpcije: ako je Q< 30 40 кДж/моль) - физическая адсорбция, Q > 40 kJ / mol - hemisorpcija.

Vrućina obrazovanja - izobarski termički efekat hemijske reakcije nastanka datog hemijski spoj jednostavnih supstanci, odnosi se na jedan mol ovog jedinjenja. Istodobno se vjeruje da jednostavne supstance reagiraju u toj modifikaciji i onom agregacijskom stanju koje su stabilne na određenoj temperaturi i pritisku od 1 atm.

Toplina sagorevanja (ts) -toplotni efekt sagorevanja 1 mola supstance i hlađenja reakcionih proizvoda na početnu temperaturu smeše. TS, ukoliko nije drugačije naznačeno, odgovara sagorijevanju C do CO 2, H 2 do H 2 O (f), jer ostale supstance u svakom slučaju ukazuju na proizvode njihove oksidacije.

Faza prijelaza toplote - apsorbovana (oslobođena) toplota kao rezultat ravnotežnog prelaska supstance iz jedne u drugu fazu (vidi fazni prelaz).

Termodinamičke varijable (T. str.)- količine koje kvantitativno izražavaju termodinamička svojstva. T.P. podijeljena na neovisne varijable (mjerene iskustvom) i funkcije. Bilješka: pritisak, temperatura, elementarni hemijski sastav - nezavisne, itd., entropija, energije - funkcije. Skup vrijednosti neovisnih varijabli postavlja termodinamičko stanje sustava (vidi također jednadžbu stanja). Promjenjive koje su fiksirane uvjetima postojanja sustava i, prema tome, ne mogu se mijenjati unutar problema koji se razmatra, nazivaju se termodinamički parametri.

Opširno - itd., proporcionalno količini materije ili masi sistema. Bilješka.: zapremina, entropija, unutrašnja energija, entalpija, Gibbsove i Helmholtzove energije, naboj, površina.

Intenzivno - tako dalje, neovisno o količini materije ili masi sistema. Pribl.: pritisak, termodinamička temperatura, koncentracije, molarne i specifične termodinamičke veličine, električni potencijal, površinski napon. Opsežni se zbrajaju, intenzivni se izravnavaju.