KAS IR ENTALPIJA? - ĶĪMIJA - 2026

Entalpija ir pasākums, par enerģijas daudzumu, kas ietverti ķermeņa (sistēmu), ar tilpumu, tiek pakļauta spiedienam, un ir aizstājamas ar savu vidi. To apzīmē ar burtu H. Fiziskā vienība, kas ar to saistīta, ir džouls (J = kgm2 / s2).

Matemātiski to var izteikt šādi:

H = U + PV

Kur:

H = entalpija

U = sistēmas iekšējā enerģija

P = spiediens

V = apjoms

Ja gan U, gan P, gan V ir stāvokļa funkcijas, būs arī H. Tas ir tāpēc, ka noteiktā brīdī var tikt doti daži sākotnējie un galīgie nosacījumi mainīgajam, kas tiks pētīts sistēmā.

Kāda ir veidošanās entalpija?

Tas ir sistēmas absorbētais vai izdalītais siltums, kad no vielas elementiem normālā agregācijas stāvoklī rodas 1 mols vielas produkta; ciets, šķidrs, gāzveida, šķīdums vai visstabilākajā allotropā stāvoklī.

Visstabilākais oglekļa allotropais stāvoklis ir grafīts, turklāt normālos apstākļos ar spiedienu 1 atmosfēra un 25 ° C.

To apzīmē kā ΔH ° f. Pa šo ceļu:

ΔH ° f = H galīgais - H sākums

Δ: grieķu burts, kas simbolizē gala stāvokļa un sākotnējā stāvokļa enerģijas izmaiņas vai izmaiņas. Apakšindekss f apzīmē 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 dabiskajā stāvoklī ir gāzveida.

Produkts : 1 mols šķidra ūdens.

Jāatzīmē, ka veidošanās entalpijas saskaņā ar definīciju attiecas uz 1 molu saražotā savienojuma, tāpēc reakcija pēc iespējas jāpielāgo ar frakcionētiem koeficientiem, kā redzams iepriekšējā piemērā.

Eksotermiskas un endotermiskas reakcijas

Ķīmiskajā procesā veidošanās entalpija var būt pozitīva ΔHof> 0, ja reakcija ir endotermiska, tas ir, tā absorbē siltumu no barotnes, vai negatīva ΔHof <0, ja reakcija ir eksotermiska ar siltuma izdalīšanos no sistēmas.

Eksotermiska reakcija

Reaģentiem ir augstāka enerģija nekā produktiem.

ΔH ° f <0

Endotermiska reakcija

Reaktīvajām vielām ir zemāka enerģija nekā produktiem.

ΔH ° f> 0

Lai pareizi uzrakstītu ķīmisko vienādojumu, tam jābūt molāri līdzsvarotam. Lai varētu ievērot "Materiālu saglabāšanas likumu", tajā jābūt arī informācijai par reaģentu un produktu fizisko stāvokli, ko sauc par apvienošanās stāvokli.

Jāņem arī vērā, ka tīrām vielām standarta apstākļos un visstabilākajā formā veidošanās entalpija ir nulle.

Ķīmiskajā sistēmā, kur ir reaģenti un produkti, reakcijas entalpija ir vienāda ar veidošanās entalpiju standarta apstākļos.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Ņemot vērā iepriekš minēto, mums:

ΔH ° rxn = ∑produkti H ∑nereaktīvie produkti Hreaktīvi

Ņemot vērā šādu fiktīvu reakciju

aA + bB cC

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

Reakcijas entalpijas izteiksme ir šāda:

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.

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

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

ΔH ° rxn = -560KJ.

Tad tas atbilst eksotermiskai reakcijai.

Dažu neorganisku un organisku ķīmisku savienojumu veidošanās vērtību entalpija 25 ° C temperatūrā un 1 atm spiedienā

Vingrinājumi entalpijas aprēķināšanai

1. vingrinājums

Atrodiet NO2 (g) reakcijas entalpiju pēc šādas reakcijas:

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

Izmantojot reakcijas entalpijas vienādojumu, mums ir:

ΔH ° rxn = ∑produkti H ∑nereaktīvie produkti Hreaktīvi

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

Iepriekšējās sadaļas tabulā mēs redzam, 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 reakcijas entalpiju ķīmiskajā sistēmā, ir HESS LIKUMS, ko 1840. gadā ierosināja Šveices ķīmiķis Germains Henri Hess.

Likums saka: "Enerģija, kas tiek absorbēta vai izdalīta ķīmiskā procesā, kurā reaģenti tiek pārveidoti produktos, ir vienāda neatkarīgi no tā, vai tā tiek veikta vienā posmā vai vairākās".

2. vingrinājums

Ūdeņraža pievienošanu acetilēnam etāna veidošanai var veikt vienā solī:

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

Vai arī tas 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. vingrinājums

(Paņemts no quimitube.com. 26. vingrinājums. Hesa ​​likuma termodinamika)

Kā redzams paziņojumā par problēmu, parādās tikai daži skaitliski dati, bet ķīmiskās reakcijas neparādās, tāpēc ir nepieciešams tos uzrakstīt.

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

Negatīvās entalpijas vērtība tiek uzrakstīta, jo problēma saka, ka notiek enerģijas izdalīšanās. Mums arī jāņem vērā, ka tie ir 10 grami etanola, tāpēc mums jāaprēķina enerģija katram etanola molam. Šim nolūkam tiek veikts sekojošais:

Tiek meklēta etanola molārā masa (atomu svaru summa), kuras vērtība ir 46 g / mol.

ΔH1 = -300 KJ (46 g) etanols = - 1380 KJ / mol

10 g etanola 1 mol etanola

Tas pats tiek darīts ar etiķskābi:

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

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

10 g etiķskābes 1 mol etiķskābes.

Iepriekšējās reakcijās tika aprakstīta etanola un etiķskābes sadedzināšana, tāpēc ir jāraksta problēmas formula, kas ir etanola oksidēšana etiķskābē, iegūstot ūdeni.

Tā ir reakcija, kurai nepieciešama problēma. Tas jau ir līdzsvarots.

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

Hesa likuma piemērošana

Tam mēs reizinām termodinamiskos vienādojumus ar skaitliskajiem koeficientiem, lai tie būtu algebriski un spētu pareizi sakārtot katru vienādojumu. To veic, ja viens vai vairāki reaģenti neatrodas vienādojuma attiecīgajā pusē.

Pirmais vienādojums paliek tāds pats, jo etanols atrodas reaģenta pusē, kā norādīts problēmas vienādojumā.

Otrais vienādojums jāreizina ar koeficientu -1 tā, lai etiķskābe, kas ir reaģējoša viela, varētu kļūt par produktu

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (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

Viņi pievieno algebriski, un tas ir rezultāts: problēmā pieprasītais vienādojums.

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

Nosakiet reakcijas entalpiju.

Tādā pašā veidā, kā katra reakcija tika reizināta ar skaitlisko koeficientu, entalpiju vērtība jāreizina arī

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

ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol

ΔH3 = - 540 KJ / mol.

Iepriekšējā vingrinājumā etanolā ir divas reakcijas: sadegšana un oksidēšana.

Katrā degšanas reakcijā veidojas CO2 un H2O, savukārt primārā spirta, piemēram, etanola, oksidēšanā notiek etiķskābes veidošanās

Atsauces

1. Cedrón, Juan Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Vispārīgā ķīmija. Mācību materiāls. Lima: Peru Pontifikālā katoļu universitāte.
2. Ķīmija. Libretexts. Termoķīmija. Paņemts no hem.libretexts.org.
3. Levine, I. Fizikāli ķīmija. vol.2.