CO TO JEST ENTALPIA? - CHEMIA - 2025

Entalpia jest miarą ilości energii zawartej w korpusie (układ) o objętości, poddaje się działaniu ciśnienia i jest wymienny z otoczeniem. Jest reprezentowany przez literę H. Jednostką fizyczną z nim związaną jest dżul (J = kgm2 / s2).

Matematycznie można to wyrazić następująco:

H = U + PV

Gdzie:

H = entalpia

U = energia wewnętrzna systemu

P = ciśnienie

V = objętość

Jeśli zarówno U, jak i P i V są funkcjami stanu, H również będzie. Dzieje się tak, ponieważ w danym momencie można podać pewne warunki początkowe i końcowe, aby zmienna była badana w systemie.

Jaka jest entalpia formacji?

Jest to ciepło pochłonięte lub uwolnione przez system, gdy 1 mol produktu substancji jest wytwarzany z jej pierwiastków w ich normalnym stanie skupienia; ciało stałe, ciecz, gaz, roztwór lub w najbardziej stabilnym stanie alotropowym.

Najbardziej stabilnym stanem alotropowym węgla jest grafit, oprócz tego, że znajduje się w normalnych warunkach ciśnienia 1 atmosfery i 25 ° C temperatury.

Jest oznaczony jako ΔH ° f. W ten sposób:

ΔH ° f = H końcowe - H początkowe

Δ: grecka litera, która symbolizuje zmianę lub wahania energii stanu końcowego i początkowego. Indeks dolny f oznacza tworzenie związku, a indeks górny lub warunki standardowe.

Przykład

Biorąc pod uwagę reakcję tworzenia się ciekłej wody

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285,84 kJ / mol

Odczynniki : Wodór i tlen w naturalnym stanie gazowym.

Produkt : 1 mol ciekłej wody.

Należy zauważyć, że entalpie tworzenia zgodnie z definicją dotyczą 1 mola wytworzonego związku, więc reakcję należy w miarę możliwości skorygować o współczynniki ułamkowe, jak widać w poprzednim przykładzie.

Reakcje egzotermiczne i endotermiczne

W procesie chemicznym entalpia tworzenia może być dodatnia ΔHof> 0, jeśli reakcja jest endotermiczna, to znaczy pochłania ciepło z ośrodka lub ujemną ΔHof <0, jeśli reakcja jest egzotermiczna z wydzieleniem ciepła z układu.

Reakcja egzotermiczna

Reagenty mają wyższą energię niż produkty.

ΔH ° f <0

Reakcja endotermiczna

Reagenty mają mniejszą energię niż produkty.

ΔH ° f> 0

Aby poprawnie napisać równanie chemiczne, musi być wyważone molowo. Aby zachować zgodność z „Prawem zachowania materii”, musi również zawierać informacje o stanie fizycznym reagentów i produktów, który jest znany jako stan skupienia.

Należy również wziąć pod uwagę, że czyste substancje mają zerową entalpię tworzenia w standardowych warunkach i w najbardziej stabilnej postaci.

W układzie chemicznym, w którym znajdują się reagenty i produkty, entalpia reakcji jest równa entalpii tworzenia się w warunkach standardowych.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Biorąc pod uwagę powyższe musimy:

ΔH ° rxn = ∑nprodukty H ∑nreaktywne produkty Hreaktywne

Biorąc pod uwagę następującą fikcyjną reakcję

aA + bB cC

Gdzie a, b, c są współczynnikami zbilansowanego równania chemicznego.

Wyrażenie entalpii reakcji to:

ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)

Zakładając, że: a = 2 mole, b = 1 mol, ic = 2 mole.

ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Oblicz ΔH ° rxn

ΔH ° rxn = 2mol (-30KJ / mol) - (2mol (300KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ)

ΔH ° rxn = -560KJ.

Następnie odpowiada reakcji egzotermicznej.

Wartość entalpii tworzenia niektórych nieorganicznych i organicznych związków chemicznych przy 25 ° C i ciśnieniu 1 atm

Ćwiczenia do obliczania entalpii

Ćwiczenie 1

Znajdź entalpię reakcji NO2 (g) zgodnie z następującą reakcją:

2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

Korzystając z równania entalpii reakcji otrzymujemy:

ΔH ° rxn = ∑nprodukty H ∑nreaktywne produkty Hreaktywne

ΔH ° rxn = 2mol (ΔH ° f NO2) - (2mol ΔH ° f NO + 1mol ΔH ° f O2)

W tabeli w poprzedniej sekcji widzimy, że entalpia tworzenia tlenu wynosi 0 KJ / mol, ponieważ tlen jest związkiem czystym.

ΔH ° rxn = 2 mole (33,18 KJ / mol) - (2 mole 90,25 KJ / mol + 1 mol 0)

ΔH ° rxn = -114,14 KJ

Innym sposobem obliczenia entalpii reakcji w układzie chemicznym jest PRAWO HESS, zaproponowane przez szwajcarskiego chemika Germaina Henri Hessa w 1840 roku.

Prawo mówi: „Energia pochłaniana lub emitowana w procesie chemicznym, w którym reagenty są przekształcane w produkty, jest taka sama, niezależnie od tego, czy odbywa się to w jednym etapie czy w kilku”.

Ćwiczenie 2

Dodanie wodoru do acetylenu w celu utworzenia etanu można przeprowadzić w jednym etapie:

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311,42 KJ / mol

Lub może się to również odbywać w dwóch etapach:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174,47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136,95 KJ / mol

Dodając oba równania algebraicznie otrzymujemy:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174,47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136,95 KJ / mol

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° rxn = 311,42 KJ / mol

Ćwiczenie 3

(Zaczerpnięte z quimitube.com. Ćwiczenie 26. Termodynamika prawa Hessa)

Jak widać w opisie problemu, pojawiają się tylko niektóre dane liczbowe, ale reakcje chemiczne się nie pojawiają, dlatego konieczne jest ich zapisanie.

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

Wartość ujemnej entalpii jest zapisywana, ponieważ problem mówi, że następuje uwolnienie energii. Musimy również wziąć pod uwagę, że są to 10 gramów etanolu, dlatego musimy obliczyć energię na każdy mol etanolu. W tym celu wykonuje się następujące czynności:

Poszukiwana jest masa molowa etanolu (suma mas atomowych) o wartości równej 46 g / mol.

ΔH1 = -300 KJ (46 g) etanol = - 1380 KJ / mol

10 g etanolu 1 mol etanolu

To samo dotyczy kwasu octowego:

CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH2 = -840 KJ / mol

ΔH2 = -140 KJ (60 g kwasu octowego) = - 840 KJ / mol

10 g kwasu octowego 1 mol kwasu octowego.

W poprzednich reakcjach opisano spalanie etanolu i kwasu octowego, dlatego konieczne jest napisanie wzoru problemu, jakim jest utlenianie etanolu do kwasu octowego z produkcją wody.

To jest reakcja, której domaga się problem. Jest już zrównoważony.

CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) ΔH3 =?

Zastosowanie prawa Hessa

W tym celu mnożymy równania termodynamiczne przez współczynniki liczbowe, aby uczynić je algebraicznymi i móc poprawnie zorganizować każde równanie. Dzieje się tak, gdy jeden lub więcej reagentów nie znajduje się po odpowiedniej stronie równania.

Pierwsze równanie pozostaje takie samo, ponieważ etanol znajduje się po stronie reagenta, jak wskazuje równanie problemu.

Drugie równanie należy pomnożyć przez współczynnik -1 w taki sposób, aby produktem stał się kwas octowy będący reagentem

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

- CH3COOH (l) - 2O2 (g) - 2CO2 (g) - 2H2O (l) ΔH2 = - (-840 KJ / mol)

CH3CH3OH + 3O2 -2O2 - CH3COOH 2CO2 + 3H2O -2CO2

-2H2O

Dodają algebraicznie i oto jest wynik: równanie wymagane w zadaniu.

CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l)

Określ entalpię reakcji.

W ten sam sposób, w jaki każda reakcja została pomnożona przez współczynnik liczbowy, wartość entalpii również należy pomnożyć

ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)

ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol

ΔH3 = - 540 KJ / mol.

W poprzednim ćwiczeniu etanol ma dwie reakcje: spalanie i utlenianie.

W każdej reakcji spalania dochodzi do powstania CO2 i H2O, podczas gdy podczas utleniania pierwszorzędowych alkoholi, takich jak etanol, powstaje kwas octowy

Bibliografia

1. Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Chemia ogólna. Materiały naukowe. Lima: Papieski Uniwersytet Katolicki w Peru.
2. Chemia. Libretexts. Termochemia. Zaczerpnięte z hem.libretexts.org.
3. Levine, I. Physicochemistry. tom 2.