MI AZ ENTALPIA? - KÉMIA - 2026

Az entalpia a testben (rendszerben) lévő energiamennyiség mérése, amelynek térfogata van, nyomásnak van kitéve és felcserélhető a környezetével. Ezt a H betű képviseli. A hozzá kapcsolódó fizikai egység a Joule (J = kgm2 / s2).

Matematikailag az alábbiak szerint fejezhető ki:

H = U + PV

Ahol:

H = Entalpia

U = a rendszer belső energiája

P = nyomás

V = hangerő

Ha mind U, mind P, mind V állapotfunkciók, akkor H szintű. Ennek oka az, hogy egy adott pillanatban megadhatók bizonyos kezdeti és végső feltételek a rendszerben vizsgált változó számára.

Mi a formáció entalpia?

Ez a rendszer által elnyelt vagy felszabadított hő, amikor egy mól anyag termékét előállítják az elemekből normál aggregációs állapotban; szilárd, folyékony, gáznemű, oldat vagy legstabilabb allotrop állapotában.

A szén legstabilabb allotropikus állapota a grafit, amellett, hogy normál körülmények között van az 1 nyomás atmoszféra és a hőmérséklet 25 ° C.

Ezt ΔH ° f-ként jelöljük. Ilyen módon:

ΔH ° f = H végső - H kezdeti

Δ: görög betű, amely a végső állapot kezdeti állapotának energiaváltozását vagy változását szimbolizálja. Az f alindex a vegyület képződését és a felső vagy a normál feltételeket jelenti.

Példa

Figyelembe véve a folyékony víz képződési reakcióját

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

Reagensek: Hidrogén és oxigén természetes állapota gáznemű.

Termék: 1 mol folyékony víz.

Meg kell jegyezni, hogy a meghatározás szerinti entalpiák a meghatározás szerint 1 mol előállított vegyületre vonatkoznak, így a reakciót lehetőség szerint frakcionált együtthatókkal kell beállítani, mint az előző példában látható.

Exoterm és endoterm reakciók

Vegyi eljárásban a képződési entalpia pozitív ΔHof> 0 lehet, ha a reakció endoterm, azaz abszorbeálja a közegből származó hőt, vagy negatív ΔHof <0, ha a reakció exoterm, és hőt bocsát ki a rendszerből.

Exoterm reakció

A reaktorok energiája nagyobb, mint a termékeké.

ΔH ° f <0

Endoterm reakció

A reagensek kevesebb energiát használnak, mint a termékek.

ΔH ° f> 0

A kémiai egyenlet helyes megírásához molárisan kiegyensúlyozottnak kell lennie. Az "anyagmegőrzési törvény" betartása érdekében információt kell tartalmaznia a reagensek és termékek fizikai állapotáról, azaz az aggregáció állapotáról.

Azt is figyelembe kell venni, hogy a tiszta anyagok normál körülmények között és legstabilabb formájukban nulla képződési entalpia.

Egy olyan kémiai rendszerben, ahol reagensek és termékek vannak, a reakció entalpia megegyezik a képződés entalpiájával standard körülmények között.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

A fentiek figyelembevételével:

ΔH ° rxn = ∑termékeket képez H rereaktív termékek Hreaktív

Tekintettel a következő fiktív reakcióra

aA + bB cC

Ahol a, b, c a kiegyensúlyozott kémiai egyenlet együtthatói.

A reakció entalpia kifejezése:

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

Feltételezve, hogy: a = 2 mol, b = 1 mol és c = 2 mol.

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

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

ΔH ° rxn = -560 KJ.

Ezután exoterm reakciónak felel meg.

Néhány szervetlen és szerves vegyület képződési értékeinek entalpia 25 ° C-on és 1 atm nyomáson

Gyakorlatok az entalpia kiszámításához

1. Feladat

Keresse meg az NO2 (g) reakciójának entalpiáját a következő reakció szerint:

2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

A reakció entalpiájának egyenletét használva:

ΔH ° rxn = ∑termékeket képez H rereaktív termékek Hreaktív

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

Az előző szakasz táblázatában láthatjuk, hogy az oxigén képződésének entalpiaja 0 KJ / mol, mivel az oxigén tiszta vegyület.

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

ΔH ° rxn = -114,14 KJ

A kémiai rendszerek reakciójának entalpiájának kiszámításának másik módja a HESS törvény, amelyet Germain Henri Hess, a svájci vegyész 1840-ben javasolt.

A törvény kimondja: "Az a kémiai folyamat során abszorbeált vagy kibocsátott energia, amelyben a reagenseket termékekké alakítják, azonos, függetlenül attól, hogy egy szakaszban vagy többben végezzék el".

2. gyakorlat

Az acetilénhez hidrogén hozzáadása etán képzéséhez egy lépésben végrehajtható:

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

Vagy két szakaszban is megtörténhet:

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

A két egyenlet algebrai hozzáadásával:

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. gyakorlat

(A quimitube.com oldalról készült. 26. gyakorlat. Hess törvény termodinamika)

Amint a probléma megállapításából kitűnik, csak néhány numerikus adat jelenik meg, de a kémiai reakciók nem jelennek meg, ezért meg kell őket írni.

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H20 (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

A negatív entalpia értékét azért írják le, mert a probléma szerint az energia felszabadul. Azt is figyelembe kell vennünk, hogy ezek 10 gramm etanol, ezért kiszámolnunk kell az egyes mol etanolok energiáját. Ennek érdekében a következőket kell tenni:

Az etanol moláris tömegét (az atomtömeg összegét) megkívánják, amelynek értéke 46 g / mol.

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

10 g etanol, 1 mol etanol

Ugyanez történik az ecetsavval:

CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H20 (l) ΔH2 = -840 KJ / mol

ΔH2 = -140 KJ (60 g ecetsav) = - 840 KJ / mol

10 g ecetsav 1 mol ecetsav.

Az előző reakciókban ismertették az etanol és az ecetsav égését, ezért meg kell írni a problémás képletet, amely az etanol ecetsavvá történő oxidációja víz előállításakor.

Ez a reakció, amelyet a probléma igényel. Már kiegyensúlyozott.

CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H20 (l) ΔH3 =?

Hess törvény alkalmazása

Ehhez szorozzuk meg a termodinamikai egyenleteket numerikus együtthatókkal, hogy algebraivá váljunk, és hogy képesek legyenek az egyenletek helyes megszervezésére. Ez akkor történik, amikor egy vagy több reagens nincs az egyenlet megfelelő oldalán.

Az első egyenlet változatlan, mivel az etanol a reagens oldalán van, ahogyan azt a problémaegyenlet jelzi.

A második egyenletet meg kell szorozni az -1 együtthatóval oly módon, hogy az ecetsav, mint reagens, terméké váljon.

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H20 (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

Algebrai módon adják hozzá, és ez az eredmény: a feladatban kért egyenlet.

CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H20 (l)

Határozzuk meg a reakció entalpiáját.

Ugyanúgy, ahogy az egyes reakciókat megszorozták a numerikus együtthatóval, az entalpiák értékét is meg kell szorozni

ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)

ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol

ΔH3 = - 540 KJ / mol.

Az előző gyakorlatban az etanolnak két reakciója van: égés és oxidáció.

Minden égési reakcióban CO2 és H2O képződik, míg egy primer alkohol, például etanol oxidációjában ecetsav képződik.

Irodalom

1. Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Általános kémia. Tananyag. Lima: Perui Pápai Katolikus Egyetem.
2. Kémia. Libretexts. Termokémia. A hem.libretexts.org oldalról származik.
3. Levine, I. Fizikokémia. Vol.2.