KĀDA IR VEIDOŠANĀS ENTALPIJA? (AR VINGRINĀJUMIEM) - FIZISKĀ - 2025

Veidošanās entalpija ir entalpija maiņa cieta, veidojot vienu molu savienojuma vai vielas standarta apstākļos. Ar standarta spiediena stāvokli saprot, ja veidošanās reakcija tiek veikta pie vienas atmosfēras spiediena un istabas temperatūrā 25 grādi pēc Celsija vai 298,15 Kelvina.

Reaktīvo elementu normāls stāvoklis veidošanās reakcijā attiecas uz šo vielu visbiežāko agregācijas (cietu, šķidru vai gāzu) stāvokli standarta spiediena un temperatūras apstākļos.

Savienojuma veidošanās reakcijā siltums tiek apmainīts ar apkārtējo vidi. Avots: pixabay

Normāls stāvoklis attiecas arī uz šo reaktīvo elementu stabilāko allotropisko formu standarta reakcijas apstākļos.

H entalpija ir termodinamiskā funkcija, ko definē kā iekšējo enerģiju U, kam pieskaitīts spiediena P un V tilpuma produkts, kas piedalās vielas molu veidošanās ķīmiskajā reakcijā:

H = U + P ∙ V

Entalpijai ir enerģijas dimensijas, un Starptautiskajā mērījumu sistēmā tā tiek mērīta džoulos.

Standarta entalpija

Entalpijas simbols ir H, bet īpašā veidošanās entalpijas gadījumā to apzīmē ar ΔH0f, lai norādītu, ka tas attiecas uz izmaiņām, kuras šī termodinamiskā funkcija piedzīvo reakcijā, veidojot noteikta savienojuma molu standarta apstākļos.

Apzīmējumā virsraksts 0 norāda standarta apstākļus, un indekss f norāda vienas vielas molu veidošanos, sākot no reaģentiem agregācijas stāvoklī un reaktīvo vielu visstabilākā allotropiskā formā standarta apstākļos.

Veidošanās siltums

Pirmais likums nosaka, ka siltums, kas apmainās termodinamiskā procesā, ir vienāds ar procesā iesaistīto vielu iekšējās enerģijas izmaiņām, kā arī ar darbu, ko šīs vielas veic procesā:

Q = ΔU + W

Šajā gadījumā reakcija tiek veikta ar pastāvīgu spiedienu, īpaši pie vienas atmosfēras spiediena, tāpēc darbs būs spiediena un tilpuma izmaiņu rezultāts.

Tad noteikta savienojuma veidošanās siltums, ko mēs apzīmēsim ar Q0f, ir saistīts ar iekšējās enerģijas un tilpuma izmaiņām šādā veidā:

Q0f = ΔU + P ΔV

Bet atceroties standarta entalpijas definīciju, mums ir šāds:

Q0f = ΔH0f

Atšķirība starp entalpiju un veidošanās siltumu

Šis izteiciens nenozīmē, ka veidošanās siltums un veidošanās entalpija ir vienādi. Pareizā interpretācija ir tāda, ka veidošanās reakcijas laikā apmainītais siltums standarta apstākļos mainīja izveidotās vielas entropiju attiecībā pret reaģentiem.

No otras puses, tā kā entalpija ir plaša termodinamiskā funkcija, veidošanās siltums vienmēr attiecas uz vienu izveidotā savienojuma molu.

Ja veidošanās reakcija ir eksotermiska, tad veidošanās entalpija ir negatīva.

Tieši pretēji, ja veidošanās reakcija ir endotermiska, tad veidošanās entalpija ir pozitīva.

Termoķīmiskie vienādojumi

Termoķīmiskās formācijas vienādojumā jānorāda ne tikai reaģenti un produkti. Pirmkārt, ir nepieciešams, lai ķīmiskais vienādojums būtu līdzsvarots tā, lai veidotā savienojuma daudzums vienmēr būtu 1 mols.

No otras puses, ķīmiskajā vienādojumā jānorāda reaģentu un produktu agregācijas stāvoklis. Ja nepieciešams, jānorāda arī tā pati allotropā forma, jo veidošanās siltums ir atkarīgs no visiem šiem faktoriem.

Termoķīmiskās formācijas vienādojumā jānorāda arī veidošanās entalpija.

Apskatīsim dažus labi izteiktu termoķīmisko vienādojumu piemērus:

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g); ΔH0f = -241,9 kJ / mol

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l); ΔH0f = -285,8 kJ / mol

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (s); ΔH0f = -292,6 kJ / mol

Svarīgi apsvērumi

- Visi ir līdzsvaroti, pamatojoties uz 1 mol produkta veidošanos.

- Norādīts reaģentu un produkta apvienošanās stāvoklis.

- Norādīta veidošanās entalpija.

Ņemiet vērā, ka veidošanās entalpija ir atkarīga no produkta agregāta stāvokļa. No trim reakcijām visstabilākā standarta apstākļos ir otrā.

Tā kā ķīmiskajā reakcijā un it īpaši veidošanās reakcijā svarīgas ir entropijas izmaiņas, nevis pati entropija, tiek nolemts, ka tīrajiem elementiem to molekulārajā formā un dabiskās agregācijas stāvoklī standarta apstākļos ir veidošanās entropija. nulle.

Šeit ir daži piemēri:

O2 (g); ΔH0f = 0 kJ / mol

Cl2 (g); ΔH0f = 0 kJ / mol

Na (s); ΔH0f = 0 kJ / mol

C (grafīts); ΔH0f = 0 kJ / mol

Atrisināti vingrinājumi

-Uzdevums 1

Zinot, ka, lai veidotu etilēnu (C2H4), katram molam ir jāiegūst 52 kJ siltuma un ka tā reaģenti ir ūdeņradis un grafīts, uzrakstiet termoķīmisko vienādojumu etilēna veidošanai.

Risinājums

Vispirms paceļam ķīmisko vienādojumu un līdzsvarojam to, pamatojoties uz vienu mola etilēnu.

Tad mēs ņemam vērā, ka veidošanās reakcijas norisei ir jāsniedz siltums, kas norāda, ka tā ir endotermiska reakcija un tāpēc veidošanās entropija ir pozitīva.

2 C (cietais grafīts) + 2 H2 (gāze) → C2H4 (gāze); ΔH0f = +52 kJ / mol

- 2. vingrinājums

Standarta apstākļos ūdeņradi un skābekli sajauc 5 litru traukā. Skābeklis un ūdeņradis pilnīgi reaģē bez neviena reaģenta, veidojot ūdeņraža peroksīdu. Reakcijas laikā vidē izdalījās 38,35 kJ siltuma.

Norādiet ķīmisko un termoķīmisko vienādojumu. Aprēķiniet ūdeņraža peroksīda veidošanās entropiju.

Risinājums

Ūdeņraža peroksīda veidošanās reakcija ir:

H2 (gāze) + O2 (gāze) → H2O2 (šķidrums)

Ņemiet vērā, ka vienādojums jau ir līdzsvarots, pamatojoties uz vienu produkta molu. Tas ir, lai iegūtu vienu molu ūdeņraža peroksīda, nepieciešams viens mols ūdeņraža un viens mols skābekļa.

Bet problēmas paziņojumā teikts, ka ūdeņradis un skābeklis tiek sajaukti 5 litru traukā standarta apstākļos, tāpēc mēs zinām, ka katra no gāzēm aizņem 5 litrus.

Izmantojot standarta apstākļus, iegūst termoķīmisko vienādojumu

No otras puses, standarta apstākļos spiediens 1 atm = 1,013 x 10⁵ Pa un temperatūra 25 ° C = 298,15 K.

Standarta apstākļos 1 mol ideālas gāzes aizņems 24,47 L, kā var pārliecināties pēc šāda aprēķina:

V = (1 mol * 8,3145 J / (mol * K) * 298,15 K) / 1,03 x 10⁵ Pa = 0,02447 m³ = 24,47 L.

Tā kā ir pieejami 5 litri, katras gāzes molu skaitu izsaka:

5 litri / 24,47 litri / mol = 0,204 mol no katras gāzes.

Saskaņā ar sabalansēto ķīmisko vienādojumu veidosies 0,204 mol ūdeņraža peroksīda, kas vidē izdalīs 38,35 kJ siltuma. Tas ir, lai izveidotu vienu mol peroksīdu, ir nepieciešami 38,35 kJ / 0,204 mol = 188 kJ / mol.

Tā kā reakcijas laikā vidē izdalās siltums, veidošanās entalpija ir negatīva. Visbeidzot iegūst šādu termoķīmisko vienādojumu:

H2 (gāze) + O2 (gāze) → H2O2 (šķidrums); ΔH0f = -188 kJ / mol

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. Termoķīmija. Veidošanās entalpijas definīcija un piemēri. Atgūts no: quimitube.com
5. Wikipedia. Reakcijas standarta entalpija. Atgūts no: wikipedia.com
6. Wikipedia. Veidošanās entalpija. Atgūts no: wikipedia.com