Kalorimetrija

Sa Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigacija, traži
Prvi kalorimetar na svijetu na bazi leda kojeg je koristio Antoine Lavoisier i Pierre-Simon Laplace, na zimu 1782-83, pri istraživanju toplote kod raznih hemijskih promjena

Kalorimetrija je nauka koja se bavi mjerenjem toplote hemijskih reakcija ili fizičkih promjena. Ona obično uključuje upotrebu kalorimetra. Riječ kalorimetrija potječe od latinske riječi calor što znači toplota. Začetnikom kalorimetrije se smatra škotski fizičar i naučnik Joseph Black, koji je prvi napravio distinkciju između toplote i temperature.[1]

Indirektna kalorimetrija[uredi | uredi izvor]

Indirektna kalorimetrija računa toplotu koju proizvode živi organizmi putem disanja, pretvaranja hrane u energiju i slično. Lavoisier je primjetio 1780 da se proizvodnja toplote može predvidjeti, koristeći multiregresiju, na osnovu trošenja kisika koji je potreban za sagorijevanje pri ovim procesima. Naravno, toplota koju generišu živa bića se također može mjeriti putem direktne kalorimetrije, tako što se cijeli živi organizam postavi unutar kalorimetra. (npr. žabe, insekti i slično)

Kalorimetrija pri konstantnoj zapremini[uredi | uredi izvor]

Kalorimetrija pri konstantnoj zapremini je kalorimetrija koja se vrši uz zadržavanje jednake zapremine. Ovo uključuje i korištenje kalorimetra koji omogućuje takvo zadržavanje. Pošto se u kalorimetriji sa konstantnom zapreminom ne vrši rad, toplota je jednaka promjeni unutrašnje energije u sistemu, tako da jednačina glasi (uz pretpostavku da je zapremina konstantna):

q = C_V \Delta T = \Delta U \,

gdje su:

  • ΔU - promjena unutrašnje energije
  • ΔT - promjena temperature
  • CV - toplotni kapacitet pri konstantnoj zapremini

Pošto se kod ove vrste kalorimetrije ne drži konstantan pritisak, toplota koja se izmjeri ne predstavlja promjenu entalpije.

Kalorimetrija pri konstantnom pritisku[uredi | uredi izvor]

Kalorimetrija pri konstantnom pritisku se izvodi pomoću kalorimetra koji omogućava održavanje konstantnog pritiska. Prema prvom zakonu termodinamike toplota je:

 q = \Delta U - w  \,
 q = \Delta U - p \Delta V \,
q = C_p \Delta T = \Delta H \,

gdje su:

  • ΔH - promjena entalpije
  • ΔT - promjena temperature
  • Cp - toplotni kapacitet pri konstantnom pritisku

Toplota koja se izmjeri pri konstantnom pritisku predstavlja promjenu entalpije:

q = \Delta H = H_\mathrm{konacno} - H_\mathrm{pocetno} \,

Ova formula je pojednostavljeni izraz za Hessov zakon.

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Keith J. Laider: The World of Physical Chemistry, Oxford University Press, 1993, ISBN 0-19-855919-4