- H = U + PV
- Kokia formavimosi entalpija?
- Pavyzdys
- Egzoterminės ir endoterminės reakcijos
- Egzoterminė reakcija
- Endoterminė reakcija
- Kai kurių neorganinių ir organinių cheminių junginių formavimo verčių entalpija esant 25 ° C ir 1 atm slėgiui
- Pratimai entalpijai apskaičiuoti
- 1 pratimas
- 2 pratimas
- 3 pratimas
- Nuorodos
Entalpija yra energijos kiekį, esantį kūno (sistemos), kurio tūris priemonė, yra veikiamas slėgio ir yra sukeičiami su aplinka. Jį žymi raidė H. Su ja susijęs fizinis vienetas yra džaulis (J = kgm2 / s2).
Matematiškai tai galima išreikšti taip:
H = U + PV
Kur:
H = entalpija
U = sistemos vidinė energija
P = slėgis
V = tūris
Jei ir U, ir P, ir V yra būsenos funkcijos, H taip pat bus. Taip yra todėl, kad tam tikru momentu sistemoje tiriamajam kintamajam gali būti suteiktos pradinės ir galutinės sąlygos.
Kokia formavimosi entalpija?
Tai yra sistemos sugeriama arba išskiriama šiluma, kai iš jos elementų normalios agregacijos būsenoje susidaro 1 molis medžiagos produkto; kietas, skystas, dujinis tirpalas arba stabiliausios alotropinės būsenos.
Stabiliausia alotropinė anglies būsena yra grafitas, be to, esant normalioms 1 atmosferos slėgio ir 25 ° C temperatūros sąlygoms.
Jis žymimas kaip ΔH ° f. Šiuo būdu:
ΔH ° f = H galutinis - H pradžia
Δ: graikiška raidė, simbolizuojanti galutinės ir pradinės būsenos energijos pakitimą ar kitimą. Indeksas f reiškia junginio susidarymą ir viršesnį ar standartines sąlygas.
Pavyzdys
Atsižvelgiant į skysto vandens susidarymo reakciją
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285,84 kJ / mol
Reagentai : Vandenilis ir deguonis natūralioje būsenoje yra dujiniai.
Produktas : 1 molis skysto vandens.
Reikėtų pažymėti, kad pagal apibrėžimą formavimo entalpijos yra 1 mol pagaminto junginio, todėl reakciją reikia pakoreguoti, jei įmanoma, naudojant trupmeninius koeficientus, kaip matyti iš ankstesnio pavyzdžio.
Egzoterminės ir endoterminės reakcijos
Cheminio proceso metu formavimo entalpija gali būti teigiama ΔHof> 0, jei reakcija yra endoterminė, tai yra, ji sugeria iš terpės šilumą, arba neigiama ΔHof <0, jei reakcija yra egzoterminė, o šiluma sklinda iš sistemos.
Egzoterminė reakcija
Reagentai turi daugiau energijos nei produktai.
ΔH ° f <0
Endoterminė reakcija
Reagentai turi mažiau energijos nei produktai.
ΔH ° f> 0
Norint teisingai užrašyti cheminę lygtį, ji turi būti subalansuota pagal molį. Tam, kad būtų laikomasi „Medžiagų apsaugos įstatymo“, jame taip pat turi būti informacija apie reagentų ir produktų fizinę būklę, vadinamą agregacijos būsena.
Taip pat reikia atsižvelgti į tai, kad grynųjų medžiagų formavimo entalpija standartinėmis sąlygomis ir stabiliausioje formoje yra lygi nuliui.
Chemijos sistemoje, kurioje yra reagentų ir produktų, reakcijos entalpija yra lygi susidarymo entalpijai standartinėmis sąlygomis.
ΔH ° rxn = ΔH ° f
Atsižvelgdami į tai, kas išdėstyta pirmiau, turime:
ΔH ° rxn = ∑produktai H ∑nereaktyvūs produktai Nereaktyvūs
Atsižvelgiant į tokią fiktyvią reakciją
aA + bB cC
Kur a, b, c yra subalansuotos cheminės lygties koeficientai.
Reakcijos entalpijos išraiška:
ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)
Darant prielaidą, kad: a = 2 mol, b = 1 mol ir c = 2 mol.
ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Apskaičiuokite ΔH ° rxn
ΔH ° rxn = 2 mol (-30 KJ / mol) - (2 mol (300 KJ / mol + 1 mol (-100 KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ
ΔH ° rxn = -560KJ.
Tada tai atitinka egzoterminę reakciją.
Kai kurių neorganinių ir organinių cheminių junginių formavimo verčių entalpija esant 25 ° C ir 1 atm slėgiui
Pratimai entalpijai apskaičiuoti
1 pratimas
Raskite NO2 (g) reakcijos entalpiją pagal šią reakciją:
2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)
Naudodami reakcijos entalpijos lygtį turime:
ΔH ° rxn = ∑produktai H ∑nereaktyvūs produktai Nereaktyvūs
ΔH ° rxn = 2 mol (ΔH ° f NO2) - (2 mol ΔH ° f NO + 1 mol ΔH ° f O2)
Ankstesnio skyriaus lentelėje matome, kad deguonies susidarymo entalpija yra 0 KJ / mol, nes deguonis yra grynas junginys.
ΔH ° rxn = 2 moliai (33,18 KJ / mol) - (2 mol 90,25 KJ / mol + 1 mol 0)
ΔH ° rxn = -114,14 KJ
Kitas būdas apskaičiuoti reakcijos entalpiją cheminėje sistemoje yra HESS ĮSTATYMAS, kurį 1840 m. Pasiūlė šveicarų chemikas Germain Henri Hess.
Įstatymas sako: „Energija, sugeriama ar išmetama cheminiame procese, kai reagentai paverčiami produktais, yra ta pati, nesvarbu, ar ji būtų vykdoma viename, ar keliuose etapuose“.
2 pratimas
Vandenilis gali būti pridedamas prie acetileno, kad būtų gautas etanas:
C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311,42 KJ / mol
Arba tai gali įvykti dviem etapais:
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
Pridėję abi lygtis, abėcėlės tvarka, turime:
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
3 pratimas
(Paimta iš quimitube.com. 26 pratimas. Heso dėsnio termodinamika)
Kaip matyti iš teiginio apie problemą, pasirodo tik kai kurie skaitiniai duomenys, tačiau cheminės reakcijos neatsiranda, todėl būtina juos rašyti.
CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.
Neigiamos entalpijos vertė parašyta, nes problema sako, kad išsiskiria energija. Taip pat turime atsižvelgti į tai, kad jie yra 10 gramų etanolio, todėl turime apskaičiuoti kiekvieno molio etanolio energiją. Tam daroma:
Siekiama etanolio molinės masės (atominių masių suma), kurios vertė lygi 46 g / mol.
AH1 = –300 KJ (46 g) etanolio = –1380 KJ / mol
10 g etanolio 1 mol etanolio
Tas pats daroma su acto rūgštimi:
CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH2 = -840 KJ / mol
ΔH2 = –140 KJ (60 g acto rūgšties) = –840 KJ / mol
10 g acto rūgšties 1 mol acto rūgšties.
Ankstesnėse reakcijose aprašytas etanolio ir acto rūgšties degimas, todėl būtina parašyti probleminę formulę, kuri yra etanolio oksidacija į acto rūgštį gaminant vandenį.
Tai yra reakcija, kurios reikalauja problema. Tai jau subalansuota.
CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) ΔH3 =?
Heso įstatymo taikymas
Tam mes padauginame termodinamines lygtis iš skaitinių koeficientų, kad jos būtų algebrinės ir galėtų tinkamai sudėlioti kiekvieną lygtį. Tai atliekama, kai vienas ar daugiau reagentų nėra atitinkamoje lygties pusėje.
Pirmoji lygtis išlieka ta pati, nes etanolis yra reagento pusėje, kaip nurodyta problemos lygtyje.
Antroji lygtis turi būti padauginta iš koeficiento -1 taip, kad acto rūgštis, kuri yra reaktyvi medžiaga, galėtų tapti produktu
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
Jie pridedami abėcėlės tvarka ir yra rezultatas: problemos lygtis, kurios prašoma.
CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l)
Nustatykite reakcijos entalpiją.
Kaip kiekviena reakcija buvo padauginta iš skaitinio koeficiento, entalpijų vertė taip pat turi būti padauginta.
ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)
ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol
ΔH3 = - 540 KJ / mol.
Ankstesniame pratime etanolis turi dvi reakcijas: degimą ir oksidaciją.
Kiekvienoje degimo reakcijoje susidaro CO2 ir H2O, o oksiduojant pirminį alkoholį, pavyzdžiui, etanolį, susidaro acto rūgštis.
Nuorodos
- Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Bendroji chemija. Mokymo medžiaga. Lima: Popiežiškasis Peru katalikų universitetas.
- Chemija. Libretekstai. Termochemija. Paimta iš hem.libretexts.org.
- Levine, I. Fizikochemija. 2 tomas.