- A reakció hőjének megértésére szolgáló korábbi koncepció: különbségek ΔH és ΔHº között
- A képződés hője
- A reakció entalpiájának kiszámítása
- 1- Kísérleti számítás
- 2- Elméleti számítás
- Irodalom
A reakció hője vagy a reakció entalpiája (ΔH) egy kémiai reakció entalpiájának állandó nyomáson bekövetkező változása. Ez egy termodinamikai mértékegység, amely felhasználható a reakcióban felszabaduló vagy előállított mólenkénti energiamennyiség kiszámításához.
Mivel az entalpia a nyomásból, a térfogatból és a belső energiából származik, amelyek mindegyike állami funkció, az entalpia szintén állapotfüggvény.
Az ΔH, vagy az entalpiaváltozás olyan mértékegységként jelentkezett, amelynek célja a rendszer energiaváltozásának kiszámítása, amikor az ΔU megtalálása vagy a rendszer belső energiájának megváltozása túl nehéz lett, és ezzel egyidejűleg megmérjük a hő és a munka mennyiségét. cserélve.
Állandó nyomás mellett az entalpiaváltozás megegyezik a hővel és ΔH = q értékkel mérhető.
Ezután az ΔHº vagy ΔHº r jelölés merül fel, hogy megmagyarázza a reakcióhő pontos hőmérsékletét és nyomását.
A reakció standard entalpiáját ΔHº vagy ΔHºrxn szimbolizálja, és pozitív és negatív értékeket is feltehet. Az ΔHº mértékegységei kiloJoule / mol, vagy kj / mol.
A reakció hőjének megértésére szolgáló korábbi koncepció: különbségek ΔH és ΔHº között
Δ = az entalpia változása (a termékek entalpiája mínusz a reagensek entalpiája).
A pozitív érték azt jelzi, hogy a termékek magasabb entalpiával rendelkeznek, vagy hogy ez endoterm reakció (hő szükséges).
A negatív érték azt jelzi, hogy a reagensek magasabb entalpiával rendelkeznek, vagy hogy ez exoterm reakció (hő keletkezik).
º = azt jelenti, hogy a reakció standard entalpiaváltozás, és egy előre beállított nyomáson / hőmérsékleten zajlik.
r = azt jelzi, hogy ez a változás a reakció entalpiája.
Szabványállapot: a szilárd vagy folyékony anyag normál állapota a tiszta anyag 1 bar nyomáson, vagy ugyanazon atmoszférában (105 Pa) és 25 ° C hőmérsékleten, vagy ami ugyanaz a 298 K.
Az ΔHº r a reakció standard hője vagy a reakció standard entalpiája, és ΔH-hoz hasonlóan ez is a reakció entalpiáját méri. Az ΔHºrxn azonban "normál" körülmények között zajlik, ami azt jelenti, hogy a reakció 25 ° C-on és 1 atm-en megy végbe.
Az ΔH-mérés előnye a szokásos körülmények között az, hogy az egyik ΔHº-értéket a másikhoz lehet kapcsolni, mivel ezek ugyanazon körülmények között fordulnak elő.
A képződés hője
A vegyi anyag képződésének standard hősebessége, ΔH f º, az a hőmennyiség, amelyet abszorbeáltak vagy felszabadítottak a vegyi anyag 1 moljának 25 Celsius-foknál és annak elemei 1 bar képződésénél alapállapotában.
Az elem akkor normál állapotában van, ha a legstabilabb formájában és fizikai állapotában (szilárd, folyékony vagy gáz) 25 Celsius fokon és 1 bar hőmérsékleten van.
Például a szén-dioxid szokásos képződési hője oxigént és szénet tartalmaz reagensekként.
Az oxigén stabilabb, mint az O 2 gázmolekulák, míg a szén stabilabb, mint szilárd grafit. (A grafit normál körülmények között stabilabb, mint a gyémánt).
A meghatározás más módon történő kifejezése érdekében a standard képződési hő a szokásos reakcióhő speciális típusa.
A reakció egy mól vegyi anyag előállítása az elemeiből normál állapotukban, standard körülmények között.
A standard képződési hőt a formáció standard entalpiájának is nevezik (bár ez valójában az entalpia megváltozása).
Definíció szerint önmagában egy elem kialakulása nem változtatna meg az entalpiaban, tehát az összes elem reakcióhője nulla (Cai, 2014).
A reakció entalpiájának kiszámítása
1- Kísérleti számítás
Az entalpiát kísérletileg mérhetjük kalorimeter segítségével. A kaloriméter olyan eszköz, amelyben a mintát olyan elektromos kábeleken keresztül reagálják, amelyek biztosítják az aktiválási energiát. A mintát vízben körülvett tartályban tartjuk, amelyet folyamatosan keverünk.
A mintának reagálásakor bekövetkező hőmérséklet-változással, valamint a víz fajsúlyának és tömegének ismeretével kiszámíthatjuk a reakció által felszabadult vagy elnyelt hőt q = Cesp xmx ΔT egyenlettel.
Ebben az egyenletben a q hő, a víz esetében a Cesp a fajlagos hő, amely egyenlő 1 kalóriával / gramm, m a víz tömege és ΔT a hőmérséklet változása.
A kaloriméter egy izolált rendszer, amelynek állandó nyomása van, tehát ΔH r = q
2- Elméleti számítás
Az entalpiaváltozás nem a reakció adott útjától függ, hanem csak a termékek és a reagensek globális energiaszintjétől. Az entalpia az állam függvénye, és mint ilyen, additív.
A reakció standard entalpiájának kiszámításához összeadhatjuk a reagensek képződésének standard entalpiáit, és kivonhatjuk a termékek képződésének standard entalpiáinak összegéből (Boundless, SF). Matematikailag megfogalmazva:
UH R ° = Σ UH F ° (termékek) - Σ UH F ° (reagensek).
A reakciók entalpiáit általában a reagensképződés entalpiáiból számolják normál körülmények között (1 bar nyomás és hőmérséklet 25 Celsius fok).
A termodinamika ezen elvének magyarázatához a következő képlet alapján számoljuk ki a metán (CH 4) égési reakciójának entalpiáját:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
A reakció standard entalpiájának kiszámításához meg kell találnunk a reakcióban részt vevő reagensek és termékek standard formájú entalpiáit.
Ezeket általában egy függelékben vagy különféle online táblázatokban találják meg. Ehhez a reakcióhoz a következőkre van szükségünk:
H f ° CH 4 (g) = -75 kjoul / mol.
H f º O 2 (g) = 0 kjoul / mol.
H f ° CO 2 (g) = -394 kjoul / mol.
H f º H 2 O (g) = -284 kjoul / mol.
Vegye figyelembe, hogy mivel normál állapotában van, az oxigéngáz képződésének szokásos entalpia 0 kJ / mol.
Az alábbiakban összefoglaljuk a kialakulás szokásos entalpiáit. Figyelem: mivel az egységek kJ / mol-ban vannak, meg kell szoroznunk a sztöchiometrikus együtthatókat a kiegyensúlyozott reakció egyenletben (Leaf Group Ltd, SF).
.DELTA.H Σ f ° (termékek). DELTA.H = f º CO 2 +2. DELTA.H f º H 2 O
Σ ΔH f (termékek) = -1 (394 kjoul / mol) -2 (284 kjoul / mol) = -962 kjoul / mol
.DELTA.H Σ f ° (reaktánsok).DELTA.H = f º CH 4 + AH f º O 2
Σ ΔH f º (reagensek) = -75 kjoul / mol + 2 (0 kjoul / mol) = -75 kjoul / mol
Most megtalálhatjuk a reakció standard entalpiáját:
ΔH r ° = Σ ΔH f º (termékek) - Σ ΔH f º (reagensek) = (- 962) - (- 75) =
ΔH r ° = - 887 kJ / mol.
Irodalom
- Anne Marie Helmenstine. (2014, június 11.). A reakció meghatározásának entalpia. Helyreállítva a gondolatból: thinkco.com.
- (SF). A reakció standard entalpia. Visszatérve a határtalan oldalról: borderless.com.
- Cai, E. (2014, március 11.). szokásos képződési hő. Kémiai statisztikától visszaállítva: chemicalstatistician.wordpress.com.
- Clark, J. (2013, május). Különböző entalpiaváltozás-meghatározások. Helyreállítva a chemguide.co.uk-tól: chemguide.co.uk.
- Jonathan Nguyen, GL (2017, február 9.). A formáció szokásos entalpiaja. Helyreállítva a chem.libretexts.org webhelyről: chem.libretexts.org.
- Leaf Group Ltd. (SF). Hogyan lehet kiszámítani a reakció entalpiáját? Helyreállt a tudománytól: sciencing.com.
- Rachel Martin, EY (2014, május 7.). A reakció melege. Helyreállítva a chem.libretexts.org webhelyről: chem.libretexts.org.