Kas ir reakcijas siltums?



The reakcijas siltums vai reakcijas entalpija (ΔH) ir ķīmiskās reakcijas entalpijas izmaiņas, kas rodas pastāvīgā spiedienā (Anne Marie Helmenstine, 2014).

Tā kā entalpija ir iegūta no spiediena, tilpuma un iekšējās enerģijas, kas ir visas valsts funkcijas, entalpija ir arī valsts funkcija (Rachel Martin, 2014).

ΔH vai entalpijas maiņa parādījās kā mērvienība sistēmas enerģijas izmaiņu aprēķināšanai, kad kļuva pārāk grūti atrast ΔU vai sistēmas iekšējās enerģijas izmaiņas, vienlaicīgi mērot siltuma un darba daudzumu. apmaiņa.

Ņemot vērā pastāvīgo spiedienu, entalpijas maiņa ir vienāda ar siltumu un to var izmērīt kā ΔH = q.

Apzīmējums ΔHº vai ΔHºr tad rodas skaidrība reakcijas siltuma precīzai temperatūrai un spiedienam ΔH.

Reakcijas standarta entalpiju simbolizē ΔHº vai ΔHºrxn, un tās var pieņemt gan pozitīvas, gan negatīvas vērtības. ΔHº vienības ir kilojoules uz molu vai kj / mol.

Iepriekšējā koncepcija, lai izprastu reakcijas siltumu: atšķirības starp ΔH un ΔHºr.

Δ = atspoguļo entalpijas izmaiņas (produktu entalpija, atskaitot reaģentu entalpiju).

Pozitīva vērtība norāda, ka produktiem ir augstāka entalpija vai ka tā ir endotermiska reakcija (nepieciešama siltums)..

Negatīva vērtība norāda, ka reaģentiem ir augstāka entalpija vai ka tā ir eksotermiska reakcija (siltums tiek ražots)..

º = nozīmē, ka reakcija ir standarta entalpijas maiņa, un tā notiek iepriekš iestatītā spiedienā / temperatūrā.

r = norāda, ka šī pārmaiņa ir reakcijas entalpija.

Standarta stāvoklis: cietā vai šķidruma standartstāvoklis ir tīra viela ar 1 bar spiedienu vai to pašu 1 atmosfēru (105 Pa) un temperatūru 25 ° C, vai to pašu, kas ir 298 K.

ΔHºr ir reakcijas standarta siltums vai reakcijas standarta entalpija, un tā kā AH mēra reakcijas entalpiju. Tomēr ΔHºrxn notiek "standarta" apstākļos, kas nozīmē, ka reakcija notiek 25 ° C un 1 atm..

ΔH mērīšanas priekšrocība standarta apstākļos ir spēja saistīt ΔHº vērtību ar citu, jo tie notiek tādos pašos apstākļos (Clark, 2013).

Apmācības siltums

Standarta veidošanās siltums ΔHfº, no ķīmiskajām vielām ir siltuma daudzums, kas absorbēts vai atbrīvots no 1 mola šīs ķīmiskās vielas veidošanās 25 grādos pēc Celsija un 1 bar tās elementos tās standarta stāvoklī..

Elements ir standarta stāvoklī, ja tas ir visstabilākajā formā un tā fizikālais stāvoklis (ciets, šķidrums vai gāze) 25 grādos pēc Celsija un 1 bārs (Jonathan Nguyen, 2017).

Piemēram, oglekļa dioksīda veidošanās standarta siltums rada skābekli un oglekli kā reaģenti.

Skābeklis ir stabilāks kā gāzes molekulas VAI2, bet ogleklis ir stabilāks kā ciets grafīts. (Standarta apstākļos grafīts ir stabilāks par dimantu.)

Lai izteiktu definīciju citā veidā, standarta veidošanās siltums ir īpašs standarta siltuma reakcijas veids.

Reakcija ir 1 mola tā elementu ķīmiskā sastāva veidošanās standarta apstākļos standarta apstākļos.

Formācijas standarta siltums tiek saukts arī par veidošanās standarta entalpiju (lai gan tas tiešām ir entalpijas izmaiņas).

Pēc definīcijas paša elementa veidošanās neradītu nekādas izmaiņas entalpijā, tāpēc standarta elementu reakcijas siltums visiem elementiem ir nulle (Cai, 2014).

Reakcijas entalpijas aprēķins

1 - Eksperimentālais aprēķins

Entalpiju var izmērīt eksperimentāli, izmantojot kalorimetru. Kalorimetrs ir instruments, kurā paraugs reaģē ar elektrības kabeļiem, kas nodrošina aktivācijas enerģiju. Paraugs atrodas traukā, ko ieskauj nepārtraukti kratošs ūdens.

Mērot ar temperatūras izmaiņām, kas notiek, reaģējot uz paraugu, un zinot ūdens un tās masas īpatnējo siltumu, siltumu, kas atbrīvo vai absorbē reakciju, aprēķina, izmantojot vienādojumu q = Cesp x m x ΔT.

Šajā vienādojumā q ir siltums, Cesp ir īpatnējais siltums šajā ūdenī, kas ir vienāds ar 1 kaloriju uz gramu, m ir ūdens masa un ΔT ir temperatūras izmaiņas.

Kalorimetrs ir izolēta sistēma, kurai ir nemainīgs spiediens, tāpēc ΔHr= q

2. Teorētiskie aprēķini

Entalpijas maiņa nav atkarīga no reakcijas konkrētā ceļa, bet tikai uz produktu un reaģentu kopējo enerģijas līmeni. Enalpija ir valsts funkcija, un tā ir piedeva.

Lai aprēķinātu reakcijas standarta entalpiju, mēs varam pievienot reaģentu veidošanās standarta entalpijas un atņemt to no produktu veidošanās standarta entalpiju (Boundless, S.F.) summas. Matemātiski tas mums dod:

ΔHr° = Σ ΔHfº (produkti) - Σ ΔHfº (reaģenti).

Reakciju entalpijas parasti aprēķina no reaģenta veidošanās entalpijām normālos apstākļos (spiediens 1 bārs un temperatūra 25 grādi pēc Celsija).

Lai izskaidrotu šo termodinamikas principu, mēs aprēķināsim metāna degšanas reakcijas entalpiju (CH4) pēc formulas:

CH4 (g) + 2O2 g) → CO2 (g) + 2H2O (g)

Lai aprēķinātu reakcijas standarta entalpiju, mums ir jāmeklē katras reaktanta un produkta reakcijas standarta entalpija..

Tās parasti atrodamas pielikumā vai vairākās tiešsaistes tabulās. Šai reakcijai vajadzīgie dati ir:

HfCH4 (g) = -75 kjoul / mol.

Hfº O2 (g) = 0 kjoul / mol.

HfCO2 (g) = -394 kjoul / mol.

Hfº H2O (g) = -284 kjoul / mol.

Ņemiet vērā, ka, tā kā tas ir standarta stāvoklī, skābekļa gāzes veidošanās standarta entalpija ir 0 kJ / mol.

Tālāk mēs apkopojam mūsu standarta entalpijas apmācībai. Ņemiet vērā, ka, tā kā vienības ir kJ / mol, līdzsvarotās reakcijas vienādojumā ir jāreizina ar stehiometriskajiem koeficientiem (Leaf Group Ltd, S.F.)..

Σ ΔHfº (produkti) = ΔHfCO2 +2 ΔHfº H2O

Σ ΔHfº (produkti) = -1 (394 kjoul / mol) -2 (284 kjoul / mol) = -962 kjoul / mol

Σ ΔHfº (reaģenti) = ΔHfCH4 + ΔHfº O2

Σ ΔHfº (reaģenti) = -75 kjoul / mol + 2 (0 kjoul / mol) = -75 kjoul / mol

Tagad mēs varam atrast reakcijas standarta entalpiju:

ΔHr° = Σ ΔHfº (produkti) - Σ ΔHfº (reaģenti) = (- 962) - (- 75) =

ΔHr° = - 887 kJ / mol.

Atsauces

  1. Anne Marie Helmenstine. (2014. gada 11. jūnijs). Reakcijas definīcijas entalpija. Saturs iegūts no thinkco: thinkco.com.
  2. (S.F.). Standarta reakcijas entalpija. Atgūts no bezgalīgas: boundless.com.
  3. Cai, E. (2014. gada 11. marts). standarta veidošanās siltums. Atgūstas no ķīmiskās statistikas: chemicalstatistician.wordpress.com.
  4. Clark, J. (2013, maijs). Dažādas entalpijas izmaiņu definīcijas. Izgūti no chemguide.co.uk: chemguide.co.uk.
  5. Jonathan Nguyen, G. L. (2017. gada 9. februāris). Formācijas standarta entalpija. Saturs iegūts no chem.libretexts.org: chem.libretexts.org.
  6. Leaf Group Ltd. (S.F.). Kā aprēķināt reakcijas entalpijas. Atgūts no sciention: sciencing.com.
  7. Rachel Martin, E. Y. (2014. gada 7. maijs). Reakcijas siltums. Saturs iegūts no chem.libretexts.org: chem.libretexts.org.