Czym jest entalpia?

Entalpia jest miarą ilości energii zawartej w ciele (systemie), która ma objętość, jest pod ciśnieniem i może być zamieniana ze swoim otoczeniem. Jest ona reprezentowana przez literę H. Jednostką fizyczną z nią związaną jest lipiec (J = kgm2 / s2).

Matematycznie można to wyrazić w następujący sposób:

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 też będzie. Dzieje się tak, ponieważ w danym momencie można podać ostateczne i początkowe warunki zmiennej, która będzie badana w systemie.

Jaka jest entalpia formacji?

Jest to ciepło absorbowane lub uwalniane przez układ, gdy 1 mol produktu substancji jest wytwarzany z jego elementów w ich normalnym stanie agregacji; stały, ciekły, gazowy, rozpuszczający się lub w bardziej stabilnym stanie alotropowym.

Najbardziej stabilnym stanem alotropowym węgla jest grafit, oprócz tego, że jest w normalnym ciśnieniu w warunkach 1 atmosfery i temperatury 25 ° C.

Jest oznaczony jako ΔH ° f. W ten sposób:

ΔH ° f = końcowy H - początkowy H

Δ: Grecka litera symbolizująca zmianę lub zmianę energii stanu końcowego i początkowego. Indeks dolny f oznacza tworzenie związku i indeks górny lub warunki standardowe.

Przykład

Biorąc pod uwagę reakcję tworzenia ciekłej wody

H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (1) ΔH ° f = -285, 84 kJ / mol

Odczynniki : wodór i tlen, jego naturalny stan jest gazowy.

Produkt : 1 mol ciekłej wody.

Należy zauważyć, że entalpie formacji zgodnie z definicją dotyczą 1 mola wytworzonego związku, więc reakcja powinna być dostosowana, jeśli to możliwe, za pomocą współczynników ułamkowych, jak widać w poprzednim przykładzie.

Reakcje egzotermiczne i endotermiczne

W procesie chemicznym entalpia tworzenia może być dodatnia ΔHof> 0, jeśli reakcja jest endotermiczna, co oznacza, że pochłania ciepło ze środowiska lub ujemne ΔHof <0, jeśli reakcja jest egzotermiczna z emisją ciepła z układu.

Reakcja egzotermiczna

Odczynniki mają więcej energii niż produkty.

ΔH ° f <0

Reakcja endotermiczna

Odczynniki mają niższą energię niż produkty.

ΔH ° f> 0

Aby poprawnie napisać równanie chemiczne, musi ono być zrównoważone molowo. Aby zachować zgodność z „Prawem zachowania materii”, musi ona również zawierać informacje o stanie fizycznym odczynników i produktów, które są znane jako status agregacji.

Należy również pamiętać, że czyste substancje mają entalpię tworzenia od zera do standardowych warunków i w ich najbardziej stabilnej postaci.

W systemie chemicznym, w którym występują reagenty i produkty, mamy entalpię reakcji równą entalpii tworzenia w standardowych warunkach.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Biorąc pod uwagę powyższe, musimy:

ΔH ° rxn = Σnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

Biorąc pod uwagę następującą fikcyjną reakcję

aA + bB cC

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

Wyrażenie entalpii reakcji to:

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

Zakładając, że: a = 2 mol, b = 1 mol i c = 2 mol.

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

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

ΔH ° rxn = -560KJ.

Odpowiada wtedy reakcji egzotermicznej.

Wartości entalpii do tworzenia niektórych nieorganicznych i organicznych związków chemicznych w temperaturze 25 ° C i pod ciśnieniem 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 dla entalpii reakcji, mamy:

ΔH ° rxn = Σnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

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

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

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

ΔH ° rxn = -114, 14 KJ

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

Prawo mówi: „Energia pochłonięta lub wyemitowana w procesie chemicznym, w którym reagenty stają się produktami, jest taka sama, jeśli jest przeprowadzana w jednym etapie lub w kilku etapach”.

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

Może też odbywać się 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, mamy:

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

(Z quimitube.com Ćwiczenie 26. Termodynamika Prawo Hessa)

Oblicz entalpię utleniania etanolu, aby otrzymać kwas octowy i wodę jako produkty, wiedząc, że przy spalaniu 10 gramów etanolu uwalniana jest energia 300 KJ i przy spalaniu 10 gramów kwasu octowego uwalniana jest 140 KJ energii.

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

CH3CH2OH (l) + 302 (g) 2CO2 (g) + 3 H2O (1) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

Wartość entalpii ujemnej jest zapisywana, ponieważ problem mówi, że jest uwalnianie energii. Musisz także wziąć pod uwagę, że są to 10 gramów etanolu, więc musisz obliczyć energię dla każdego mola 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) etanolu = - 1380 KJ / mol

10 g etanolu 1 mol etanolu

To samo dotyczy kwasu octowego:

CH3COOH (l) +20 2 (g) 2CO2 (g) + 2 H 2 O (1) AH 2 = -840 KJ / mol

A H2 = -140 KJ (60 g kwasu octowego) = - 840 KJ / mol

10 g kwasu octowego 1 mol kwasu octowego.

W powyższych reakcjach opisano spalanie etanolu i kwasu octowego, więc konieczne jest napisanie wzoru problemu, który polega na utlenianiu etanolu do kwasu octowego przy wytwarzaniu wody.

Jest to reakcja, o którą prosi ten problem. Jest już zrównoważony.

CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (1) + H2O (1) ΔH3 =?

Zastosowanie prawa Hessa

W tym celu mnożymy równania termodynamiczne za pomocą współczynnika liczbowego, aby uczynić je algebraicznymi i prawidłowo zorganizować każde równanie. Odbywa się to, gdy jeden lub więcej odczynników nie znajduje się na odpowiedniej stronie równania.

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

Drugie równanie jest niezbędne do pomnożenia go przez współczynnik -1 w taki sposób, że kwas octowy, który jest tak reaktywny, może stać się produktem

CH3CH2OH (l) + 302 (g) 2CO2 (g) + 3H 2O (1) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

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

CH3CH3OH + 302-2O2 - CH3COOH2CO2 + 3H2O -2CO2

-2H2O

Są one dodawane algebraicznie i jest to wynik: równanie wymagane w problemie.

CH3CH3OH (1) + O2 (g) CH3COOH (1) + H2O (1)

Określ entalpię reakcji.

W ten sam sposób, w jaki każda reakcja pomnożona przez współczynnik liczbowy, wartość entalpii również musi zostać pomnożona

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.