REAKCIJAS ENTALPIJA: DEFINĪCIJA, TERMOĶĪMIJA, VINGRINĀJUMI - FIZISKĀ - 2025

Reakcijas entalpija ir termodinamisks funkcija, kas ļauj aprēķinot siltumu, kas iegūta vai piegādāti ķīmiskajā reakcijā, ar nosacījumu, ka šī reakcija ir noticis pie konstanta spiediena. To definē kā iekšējo enerģiju U plus spiediena P reizinājumu ar vielu V tilpumu, kas piedalās ķīmiskajā reakcijā, šādi: H = U + P ∙ V

Tāpēc entalpijai ir enerģijas dimensijas, un Starptautiskajā mērījumu sistēmā tā tiek mērīta džoulos. Lai saprastu entalpijas saistību ar siltumu, kas apmainās ķīmiskajā reakcijā, ir jāatceras pirmais termodinamikas likums, kas nosaka sekojošo: Q = ΔU + W

1. attēls. Gāzes sadedzināšanas laikā entalpija samazinās. Avots: pixabay

Pirmais likums nosaka, ka termodinamiskajā procesā apmainītais siltums ir vienāds ar procesā iesaistīto vielu iekšējās enerģijas izmaiņām, kā arī ar darbu, ko šīs vielas veic šajā procesā.

Jebkurā procesā darbu W aprēķina pēc šādām attiecībām:

Iepriekš minētajā izteiksmē Vi ir sākotnējais tilpums, Vf galīgais tilpums un P spiediens. Ja procesu veic ar pastāvīgu spiedienu P, tad iegūtais darbs būs:

Kur ΔV ir apjoma izmaiņas.

Definīcija

Ķīmiskās reakcijas ir termodinamiski procesi, kas parasti notiek pie pastāvīga spiediena un ļoti bieži pie atmosfēras spiediena. Šis termodinamiskā procesa veids tiek saukts par "izobārisko", jo tas notiek pastāvīgā spiedienā.

Šajā gadījumā pirmo termodinamikas likumu var uzrakstīt šādi:

Qp = ΔU + P ∙ ΔV

Kur Qp norāda, ka siltums ir apmainīts ar pastāvīgu spiedienu. Ja iepriekšējā izteiksmē tiek ieviesta entalpijas H = U + P ∙ V definīcija, tad iegūstam:

Qp = ΔH

Tādējādi pozitīvas entalpijas izmaiņas norāda uz reakciju, kas no apkārtējās vides ir pārņēmusi siltumu. Šī ir endotermiska reakcija.

Tieši pretēji, ja entalpijas izmaiņas ir negatīvas, tad tā ir eksotermiska reakcija.

Faktiski vārds entalpija nāk no grieķu vārda enthalpien, kas nozīmē "sildīt".

Entalpiju bieži sauc arī par karstumu. Bet vajadzētu būt skaidram, ka tas nav tas pats, kas siltums, bet tieši siltuma apmaiņa termodinamiskā procesa laikā maina entalpiju.

Saistība ar karstumu

Atšķirībā no karstuma entalpija ir stāvokļa funkcija. Aprēķinot entalpijas izmaiņas, tiek aprēķināta divu funkciju starpība, kuras ir atkarīgas tikai no sistēmas stāvokļa, piemēram, iekšējā enerģija un tilpums.

ΔH = ΔU + P ∙ ΔV

Tā kā spiediens reakcijā paliek nemainīgs, tad reakcijas entalpija ir stāvokļa funkcija, kas ir atkarīga tikai no iekšējās enerģijas un tilpuma.

Ķīmiskajā reakcijā reaģentu entalpiju var definēt kā katra no tām summu; un produktu summa kā visu produktu entalpijas summa.

Entalpijas izmaiņas reakcijā ir starpība starp produktiem, no kuriem atskaitītas reaģentu vērtības:

Entalpijas diagramma. Avots: pašu gatavots.

Endotermiskā reakcijā produktu entalpija ir lielāka nekā reaģentu; tas ir, reakcija ņem siltumu no apkārtējās vides. Gluži pretēji, eksotermiskā reakcijā reaģentu entalpija ir lielāka nekā izstrādājumu entalpija, jo reakcija rada siltumu videi.

Standarta entalpija

Tā kā entalpijas izmaiņas ķīmiskajā reakcijā var būt atkarīgas no spiediena un temperatūras, ir ierasts definēt standarta reakcijas apstākļus:

Standarta reakcijas temperatūra: 25 ° C.

Standarta reakcijas spiediens: 1 atm = 1 bar.

Standarta entalpija tiek apzīmēta šādi: H °

Termoķīmija

Termoķīmiskajā vienādojumā svarīgi ir ne tikai reaģenti un produkti, bet arī entalpijas izmaiņas. Entalpija tiek saprasta kā reakcija uz izmaiņām, kas notika tās laikā.

Piemēram, apskatīsim šādas reakcijas:

2 H2 (gāze) + O2 (gāze) → 2 H2O (šķidrums); ΔH ° = -571,6 kJ (eksotermisks).

H2 (gāze) + (½) O2 (gāze) → H2O (šķidrums); ΔH ° = -285,8 kJ (eksotermisks).

2 H2O (šķidrums) → 2 H2 (gāze) + O2 (gāze); ΔH ° = +571,6 kJ (endotermiska).

Entalpija ir plašs termodinamiskais daudzums

Ja ķīmiskā vienādojuma nosacījumus reizina vai dala ar noteiktu koeficientu, tad entalpija tiek reizināta vai dalīta ar to pašu.

Ja reakcija ir pretēja, tad tiek mainīta arī reakcijas entalpijas pazīme.

Atrisināti vingrinājumi

-Uzdevums 1

Acetilēna gāzi C2H2 iegūst, reaģējot ar kalcija karbīdu CaC2, kas nonāk granulētā veidā, ar ūdeni apkārtējās vides temperatūrā un spiedienā.

Kā dati mums ir reaģentu veidošanās entalpijas:

ΔH ° (CaC2) = -59,0 kJ / mol

ΔH ° (H20) = -285,8 kJ / mol

Un produktu veidošanās entalpija:

ΔH ° (C2H2) = +227,0 kJ / mol

ΔH ° (Ca (OH) 2) = -986,0 kJ / mol

Atrodiet reakcijas standarta entropiju.

Risinājums

Pirmais ir paaugstināt līdzsvaroto ķīmisko vienādojumu:

CaC2 (s) + 2H20 (l) → Ca (OH) 2 (s) + C2H2 (g)

Un tagad reaģentu, produktu un reakcijas entalpijas:

- reaģenti: -59,0 kJ / mol -2 ∙ 285,8 kJ / mol = -630,6 kJ / mol

- Izstrādājumi: -986,0 kJ / mol + 227,0 kJ / mol = -759 kJ / mol

- Reakcija: ΔH ° = -759 kJ / mol - (-630 kJ / mol) = -129 kJ / mol

Tā ir eksotermiska reakcija.

- 2. vingrinājums

Cik daudz siltuma izdalās, ja standarta apstākļos tiek sadedzināts 1 litrs acetilēna?

Risinājums

Kad acetilēns ir sabalansēts, degšanas reakcija izskatās šādi:

C2H2 (g) + (5/2) O2 (g) → 2 CO2 (g) + H20 (l)

Mums nepieciešami produktu veidošanās entalpijas:

ΔH ° (CO2) = -393,5 kJ / mol

ΔH ° (H2O (l)) = -285,8 kJ / mol

Entalpiju aprēķins

Izmantojot šos datus, mēs varam aprēķināt produktu entalpiju:

ΔH ° (produkti) = 2 * (- 393,5 kJ / mol) + (-285,8 kJ / mol) = -1072,8 kJ / mol

Un reaģentu veidošanās entalpija:

ΔH ° (C2H2) = 227,0 kJ / mol

ΔH ° (O2) = 0,0 kJ / mol

Reaģentu entalpija būs:

227,0 kJ / mol + (5/2) * 0,0 = 227,0 kJ / mol

Pēc tam molārā reakcijas entalpija būs: ΔH ° (produkti) - ΔH ° (reaģenti) = -1072,8 kJ / mol - 227,0 kJ / mol = -1299,8 kJ / mol

Degšanas entalpija

Tagad mums jāzina, cik daudz acetilēna molu ir litrā acetilēna standarta apstākļos. Šim nolūkam mēs izmantosim ideālas gāzes stāvokļa vienādojumu, no kura mēs atrisināsim molu skaitu.

Dzimumzīmju skaits n = P * V / (R * T)

P = 1 atm = 1,013 x 10⁵ Pa

V = 1 l = 1,0 x 10 ^ -3 m³

R = 8,31 J / (mol * K)

T = 25 ° C = 298,15 K

n = 0,041 mol

1 litra acetilēna sadedzināšanas entalpija ir 0,041 mol * (-1299,8 kJ / mol) = -53,13 kJ

Negatīvā zīme norāda, ka tā ir eksotermiska reakcija, kas izdala 53,13 kJ = 12,69 kcal.

Atsauces

1. Kastaņi E. Entalpija ķīmiskās reakcijās. Atgūts no: lidiaconlaquimica.wordpress.com
2. Termoķīmija. Reakcijas entalpija. Atgūts no: recursostic.educacion.es
3. Termoķīmija. Standarta reakcijas entalpijas definīcija. Atgūts no: quimitube.com
4. Wikipedia. Reakcijas standarta entalpija. Atgūts no: wikipedia.com
5. Wikipedia. Veidošanās entalpija. Atgūts no: wikipedia.com