Što je entalpija?

entalpia to je mjera količine energije sadržane u tijelu (sustavu) koje ima volumen, je pod pritiskom i može se zamijeniti s okolinom. Prikazana je slovom H. Fizička jedinica povezana s njom je srpanj (J = kgm2 / s2).

Matematički se može izraziti na sljedeći način:

H = U + PV

gdje je:

H = entalpija

U = Unutarnja energija sustava

P = Tlak

V = Volumen

Ako su oba U i P i V funkcija stanja, H će također biti. To je zato što se u danom trenutku mogu dati konačni i početni uvjeti varijable koja će se proučavati u sustavu.

indeks

• 1 Što je entalpija treninga?
  • 1.1 Primjer
  • 1.2. Egzotermne i endotermne reakcije
• 2 Vježbe za izračunavanje entalpije
  • 2.1 Vježba 1
  • 2.2 Vježba 2
  • 2.3 Vježba 3
• 3 Reference

Što je entalpija treninga?

To je toplina koju apsorbira ili oslobađa sustav kada se 1 mol produkta tvari proizvodi iz njegovih elemenata u njihovom normalnom agregacijskom stanju; kruti, tekući, plinoviti, otapanje ili u stabilnijem alotropnom stanju.

Najstabilnije alotropno stanje ugljika je grafit, uz uvjete normalnog tlaka od 1 atmosfere i 25 ° C.

Označava se kao ΔH ° f. Na ovaj način:

ΔH ° f = konačni H - početni H

Δ: Grčko slovo koje simbolizira promjenu ili varijaciju energije konačnog i početnog stanja. Indeks f, označava formiranje spoja i superskript ili standardne uvjete.

primjer

S obzirom na reakciju stvaranja tekuće vode

H2 (g) + 1/2 O2 (g) H20 (l) ΔH ° f = -285,84 kJ / mol

reagensi: Vodik i kisik, njegovo prirodno stanje je plinovito.

proizvod: 1 mol tekuće vode.

Valja napomenuti da su entalpije formiranja prema definiciji za 1 mol proizvedenog spoja, tako da se reakcija mora po mogućnosti prilagoditi frakcijskim koeficijentima, kao što se vidi u prethodnom primjeru..

Egzotermne i endotermne reakcije

U kemijskom procesu entalpija formacije može biti pozitivna ΔHof> 0 ako je reakcija endotermna, što znači da apsorbira toplinu iz medija ili negativnog ΔHof<0 si la reacción es exotérmica con emisión de calor desde el sistema.

Egzotermna reakcija

Reagensi imaju više energije nego proizvodi.

ΔH ° f <0

Endotermička reakcija

Reagensi imaju nižu energiju od proizvoda.

ΔH ° f> 0

Da bi ispravno napisali kemijsku jednadžbu, ona mora biti molarno uravnotežena. Kako bi se uskladio s "Zakonom o zaštiti tvari", on također mora sadržavati podatke o fizičkom stanju reagensa i proizvoda, koji je poznat kao agregatno stanje.

Također treba imati na umu da čiste tvari imaju entalpiju formacije od nule do standardnih uvjeta iu njihovom najstabilnijem obliku.

U kemijskom sustavu gdje postoje reaktanti i proizvodi, imamo da je entalpija reakcije jednaka entalpiji formacije u standardnim uvjetima.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Uzimajući u obzir gore navedeno, moramo:

ΔH ° rxn = Σnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

S obzirom na sljedeću izmišljenu reakciju

aA + bB cC

Gdje su a, b, c koeficijenti uravnotežene kemijske jednadžbe.

Izraz za entalpiju reakcije je:

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

Pretpostavimo da: a = 2 mol, b = 1 mol i c = 2 mol.

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

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

ΔH ° rxn = -560KJ.

Tada odgovara egzotermnoj reakciji.

Entalpijske vrijednosti za formiranje nekih anorganskih i organskih kemijskih spojeva pri tlaku od 25 ° C i 1 atm

Vježbe za izračun entalpije

Vježba 1

Pronađite entalpiju reakcije NO2 (g) prema sljedećoj reakciji:

2NO (g) + 02 (g) 2NO2 (g)

Pomoću jednadžbe za entalpiju reakcije imamo:

ΔH ° rxn = Σnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

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

U tablici u prethodnom odjeljku možemo vidjeti da je entalpija stvaranja kisika 0 KJ / mol, jer je kisik čisti spoj.

ΔH ° rxn = 2mol (33.18KJ / mol) - (2 mol 90.25 KJ / mol + 1 mol 0)

ΔH ° rxn = -114,14 KJ

Drugi način izračunavanja entalpije reakcije u kemijskom sustavu je HESS ZAKON, koji je predložio švicarski kemičar Germain Henri Hess u godini 1840..

Zakon kaže: „Energija koju apsorbira ili emitira u kemijski proces u kojem se reaktanti pretvaraju u proizvode, je isto da li je to obavlja u jednom koraku ili više”.

Vježba 2

Dodavanje vodika acetilenu u etan može se provesti u jednom koraku:

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

Ili se može održati u dvije faze:

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

Dodavanjem obje jednadžbe algebarski imamo:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) AH ° f = - 174,47 kJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136.95 KJ / mol

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) AH ° rxn = 311,42 KJ / mol

Vježba 3

(Preuzeto iz quimitube.com Vježba 26. Termodinamika Hessov zakon)

Izračunajte entalpiju oksidacije etanola, dajući kao octenu kiselinu i proizvode vode, znajući da se pri sagorijevanju 10 grama etanola oslobađa 300 KJ energije i pri sagorijevanju 10 grama octene kiseline oslobađa se 140 KJ energije..

Kao što možete vidjeti u izjavi problema, pojavljuju se samo numerički podaci, ali se kemijske reakcije ne pojavljuju, pa ih je potrebno napisati.

CH3CH2OH (1) + 302 (g) 2CO2 (g) +3 H20 (l) AH1 = -1380 KJ / mol.

Vrijednost negativne entalpije je napisana jer problem kaže da postoji oslobađanje energije. Također morate uzeti u obzir da su to 10 grama etanola, tako da morate izračunati energiju za svaki mol etanola. Za to se radi sljedeće:

Tražena je molarna masa etanola (suma atomskih težina), vrijednost jednaka 46 g / mol.

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

10 g etanola 1 mol etanola

Isto se radi za octenu kiselinu:

CH3COOH (1) + 202 (g) 2CO2 (g) + 2 H20 (l) AH2 = -840 KJ / mol

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

10 g octene kiseline 1 mol octene kiseline.

U navedenim reakcijama opisuju se izgaranja etanola i octene kiseline, pa je potrebno napisati problemsku formulu koja je oksidacija etanola u octenu kiselinu s proizvodnjom vode..

To je reakcija koju problem traži. Već je uravnotežen.

CH3CH2OH (1) + 02 (g) CH3COOH (1) + H20 (l) AH3 = ?

Primjena Hessovog zakona

Da bismo to postigli, pomnožimo termodinamičke jednadžbe numeričkim koeficijentom kako bismo ih učinili algebarskim i ispravno organizirali svaku jednadžbu. To se radi kada jedan ili više reagensa nisu na odgovarajućoj strani u jednadžbi.

Prva jednadžba ostaje ista jer se etanol nalazi na strani reaktanata kako je naznačeno problemskom jednadžbom.

Druga jednadžba je potrebna da se pomnoži s koeficijentom -1 na takav način da octena kiselina koja je kao reaktivna može postati proizvod

CH3CH2OH (1) + 302 (g) 2CO2 (g) + 3H20 (l) AH1 = -1380 KJ / mol.

- CH3COOH (l) - 202 (g) - 2CO2 (g) - 2H20 (l) ΔH2 = - (-840 KJ / mol)

CH3CH3OH + 3O2-202-CH3COOH2C02 + 3H20-2CO2

-2H2O

Dodaju se algebarski i to je rezultat: jednadžba zatražena u problemu.

CH3CH3OH (1) + 02 (g) CH3COOH (1) + H20 (1)

Odredite entalpiju reakcije.

Na isti način na koji se svaka reakcija pomnožena s numeričkim koeficijentom, vrijednost entalpije također mora umnožiti

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

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

AH3 = - 540 KJ / mol.

U prethodnoj vježbi etanol predstavlja dvije reakcije, izgaranje i oksidaciju.

U svakoj reakciji izgaranja dolazi do stvaranja CO2 i H2O, dok u oksidaciji primarnog alkohola kao što je etanol nastaje octena kiselina

reference

1. Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Opća kemija Nastavni materijal Lima: Pontificia Universidad Católica del Perú.
2. Kemija. Libretexts. Termokemija. Preuzeto s hem.libretexts.org.
3. Levine, I. Fizikokemija. Vol.2.