Kas ir entalpija?

The entalpija tas ir enerģijas daudzums, kas atrodas ķermenī (sistēmā), kura tilpums ir zem spiediena un ko var aizstāt ar savu vidi. To attēlo burts H. Ar to saistītā fiziskā vienība ir jūlija (J = kgm2 / s2).

Matemātiski to var izteikt šādi:

H = U + PV

Kur:

H = entalpija

U = sistēmas iekšējā enerģija

P = spiediens

V = tilpums

Ja gan U, gan P un V ir valsts funkcijas, H būs pārāk liels. Tas ir tāpēc, ka konkrētā brīdī var dot mainīgā lieluma galīgos un sākotnējos apstākļus, kas tiks pētīti sistēmā.

Indekss

• 1 Kāda ir apmācības entalpija?
  • 1.1 Piemērs
  • 1.2 Eksotermiskās un endotermiskās reakcijas
• 2 Vingrinājumi entalpijas aprēķināšanai
  • 2.1. 1. uzdevums
  • 2.2. 2. uzdevums
  • 2.3 3. uzdevums
• 3 Atsauces

Kāda ir apmācības entalpija?

Tas ir siltums, ko absorbē vai atbrīvo sistēma, kad no tā elementiem tiek saražots 1 mola vielas produkts normālā agregācijas stāvoklī; cieta, šķidra, gāzveida, šķīstoša vai stabilākā allotropā stāvoklī.

Visstabilākais oglekļa allotropiskais stāvoklis ir grafīts, turklāt tas ir normālā spiediena apstākļos 1 atmosfēra un 25 ° C temperatūra.

To apzīmē ar ΔH ° f. Šādā veidā:

ΔH ° f = galīgais H - sākotnējais H

Δ: grieķu burts, kas simbolizē gala un sākotnējā stāvokļa enerģijas izmaiņas vai izmaiņas. Apakšindekss f nozīmē savienojuma veidošanos un virsrakstu vai standarta nosacījumus.

Piemērs

Ņemot vērā šķidrā ūdens veidošanās reakciju

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

Reaģenti: Ūdeņradis un skābeklis, tā dabiskais stāvoklis ir gāzveida.

Produkts: 1 mols šķidrā ūdens.

Jāatzīmē, ka formulējuma entalpijas saskaņā ar definīciju ir 1 molam saražotā savienojuma, tāpēc reakcija, ja iespējams, jāpielāgo ar daļējiem koeficientiem, kā redzams iepriekšējā piemērā..

Eksotermiskās un endotermiskās reakcijas

Ķīmiskajā procesā veidošanās entalpija var būt pozitīva ΔHof> 0, ja reakcija ir endotermiska, kas nozīmē, ka tā absorbē siltumu no vidēja vai negatīva ΔHof<0 si la reacción es exotérmica con emisión de calor desde el sistema.

Eksotermiska reakcija

Reaģentiem ir vairāk enerģijas nekā produkti.

ΔH ° f <0

Endotermiska reakcija

Reaģentiem ir zemāka enerģija nekā produktiem.

ΔH ° f> 0

Lai pareizi uzrakstītu ķīmisko vienādojumu, tam jābūt līdzsvarotam. Lai ievērotu "Materiālu saglabāšanas likumu", tai jāietver arī informācija par reaģentu un produktu fizikālo stāvokli, kas pazīstams kā agregācijas stāvoklis..

Jāņem vērā arī tas, ka tīrajām vielām ir nulles līdz standarta apstākļiem veidošanās entalpija un visstabilākā forma.

Ķīmiskā sistēmā, kurā ir reaģenti un produkti, mums ir, ka reakcijas entalpija ir vienāda ar veidošanās entalpiju standarta apstākļos..

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Ņemot vērā iepriekš minēto, mums ir:

ΔH ° rxn = oducprodukti Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

Ņemot vērā šādu fiktīvu reakciju

aA + bB cC

Kur a, b, c ir sabalansētā ķīmiskā vienādojuma koeficienti.

Reakcijas entalpijas izteiksme ir:

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

Pieņemot, ka: a = 2 mol, b = 1 mol un c = 2 mol.

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

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

ΔH ° rxn = -560KJ.

Pēc tam atbilst eksotermiskai reakcijai.

Enalpijas vērtības dažu neorganisko un organisko ķīmisko savienojumu veidošanai 25 ° C un 1 atm spiedienā

Vingrinājumi entalpijas aprēķināšanai

1. uzdevums

Atrodiet NO2 (g) reakcijas entalpiju atbilstoši šādai reakcijai:

2NO (g) + O2 (g) 2N02 (g)

Izmantojot vienādojumu reakcijas entalpijai, mums ir:

ΔH ° rxn = oducprodukti Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

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

Iepriekšējās tabulas tabulā redzams, ka skābekļa veidošanās entalpija ir 0 KJ / mol, jo skābeklis ir tīrs savienojums..

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

ΔH ° rxn = -114,14 KJ

Vēl viens veids, kā aprēķināt ķīmiskās sistēmas reakcijas entalpiju, ir HESS LAW, ko ierosināja Šveices ķīmiķis Germain Henri Hess 1840. gadā.

Likums nosaka: "Enerģija, kas absorbēta vai emitēta ķīmiskajā procesā, kurā reaģenti kļūst par produktiem, ir vienāds, ja tas tiek veikts vienā vai vairākos posmos".

2. uzdevums

Ūdeņraža pievienošanu acetilēnam, lai veidotu etānu, var veikt vienā posmā:

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

Vai arī tā var notikt divos posmos:

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

Pievienojot abus vienādojumus algebriski, mums ir:

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. uzdevums

(Ņemts no quimitube.com 26. uzdevums. Termodinamikas hess likums)

Aprēķiniet etanola oksidācijas entalpiju, lai iegūtu kā etiķskābi un ūdens produktus, zinot, ka, sadedzinot 10 gramus etanola 300 KJ, tiek atbrīvota enerģija un sadedzinot 10 gramus etiķskābes 140 KJ..

Kā redzat problēmas aprakstā, parādās tikai skaitliski dati, bet ķīmiskās reakcijas neparādās, tāpēc ir nepieciešams tos rakstīt.

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H2O (l) AH1 = -1380 KJ / mol.

Negatīvās entalpijas vērtība ir rakstīta, jo problēma saka, ka ir enerģijas atbrīvošana. Jums ir arī jāapsver, ka tie ir 10 grami etanola, tāpēc jums ir jāaprēķina enerģija katram etilspirta molam. Šim nolūkam tiek darīts:

Tiek meklēts etanola moliskais svars (atomu svaru summa), kas ir vienāds ar 46 g / mol.

AH1 = -300 KJ (46 g) etanols = - 1380 KJ / mol

10 g etilspirta etanola

Tas pats attiecas uz etiķskābi:

CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H2O (l) AH2 = -840 KJ / mol

AH2 = -140 KJ (60 g etiķskābes) = - 840 KJ / mol

10 g etiķskābes 1 mol etiķskābes.

Iepriekšminētajās reakcijās aprakstīts etanola un etiķskābes sadegšana, tāpēc ir nepieciešams uzrakstīt problēmu formulu, kas ir etanola oksidēšana etiķskābē ar ūdens ražošanu..

Šī ir reakcija, ko problēma prasa. Tas jau ir līdzsvarots.

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

Hesas likuma piemērošana

Lai to izdarītu, mēs vairojam termodinamisko vienādojumu ar skaitlisko koeficientu, lai padarītu tos algebriskos un pareizi sakārtotu katru vienādojumu. Tas tiek darīts, ja viens vai vairāki reaģenti nav vienādojumā.

Pirmais vienādojums paliek nemainīgs, jo etanols atrodas reaģentu pusē, kā norāda problēmas vienādojums.

Otrs vienādojums ir nepieciešams, lai to reizinātu ar koeficientu -1 tā, ka etiķskābe, kas ir reaktīva, var kļūt par produktu

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) AH1 = -1380 KJ / mol.

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

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

-2H2O

Tos pievieno algebriski, un tas ir rezultāts: problēma pieprasītais vienādojums.

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

Nosaka reakcijas entalpiju.

Tāpat kā katrai reakcijai, kas reizināta ar skaitlisko koeficientu, arī entalpiju vērtība ir jāreizina

AH3 = 1xH1 -1xH2 = 1x (-1380) -1x (-840)

AH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol

AH3 = - 540 KJ / mol.

Iepriekšējā darbā etanols uzrāda divas reakcijas, sadegšanu un oksidāciju.

Katrā degšanas reakcijā veidojas CO2 un H2O, bet primārā spirta, piemēram, etanola, oksidēšanā ir etiķskābes veidošanās.

Atsauces

1. Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Vispārīgā ķīmija Mācību materiāls Lima: Pontificia Universidad Católica del Perú.
2. Ķīmija Libretexts. Termokemija Uzņemts no hem.libretexts.org.
3. Levine, I. Fizikāli ķīmija. vol.2.