Περιεχόμενο
- TL · DR (Πολύ μακρύ;
- Ορισμός της ενθαλπίας
- Απλός υπολογισμός αλλαγής ενθαλπίας
- Ενθαλπία μεταβάσεων φάσης
- Νόμος του Χεσ
Η αλλαγή ενθαλπίας μιας αντίδρασης είναι η ποσότητα θερμότητας που απορροφάται ή απελευθερώνεται καθώς λαμβάνει χώρα η αντίδραση, αν συμβαίνει σε σταθερή πίεση. Συμπληρώστε τον υπολογισμό με διάφορους τρόπους ανάλογα με την ειδική κατάσταση και τις πληροφορίες που έχετε στη διάθεσή σας. Για πολλούς υπολογισμούς, ο νόμος του Hess είναι το βασικό κομμάτι των πληροφοριών που πρέπει να χρησιμοποιήσετε, αλλά αν γνωρίζετε την ενθαλπία των προϊόντων και των αντιδραστηρίων, ο υπολογισμός είναι πολύ πιο απλός.
TL · DR (Πολύ μακρύ;
Μπορείτε να υπολογίσετε τις αλλαγές στην ενθαλπία χρησιμοποιώντας τον απλό τύπο: ΔΗ = Ηπροϊόντα - Ηαντιδραστήρια
Ορισμός της ενθαλπίας
Ο ακριβής ορισμός της ενθαλπίας (H) είναι το άθροισμα της εσωτερικής ενέργειας (U) συν το προϊόν της πίεσης (P) και του όγκου (V). Στα σύμβολα, αυτό είναι:
H = U + PV
Μια αλλαγή στην ενθαλπία (ΔΗ) είναι ως εκ τούτου:
ΔH = ΔU + ΔΡΔV
Όπου το σύμβολο δέλτα (Δ) σημαίνει "αλλαγή σε". Στην πράξη, η πίεση διατηρείται σταθερή και η παραπάνω εξίσωση δείχνεται καλύτερα ως:
ΔH = ΔU + ΡΔV
Ωστόσο, για μια σταθερή πίεση, η αλλαγή στην ενθαλπία είναι απλά η θερμότητα (q) που μεταφέρεται:
ΔH = q
Εάν το q είναι θετικό, η αντίδραση είναι ενδόθερμη (δηλ. Απορροφά θερμότητα από το περιβάλλον της) και εάν είναι αρνητική, η αντίδραση είναι εξωθερμική (δηλαδή απελευθερώνει θερμότητα στο περιβάλλον της). Η ενθαλπία έχει μονάδες kJ / mol ή J / mol ή γενικά ενέργεια / μάζα. Οι παραπάνω εξισώσεις σχετίζονται πραγματικά με τη φυσική της ροής θερμότητας και της ενέργειας: θερμοδυναμική.
Απλός υπολογισμός αλλαγής ενθαλπίας
Ο πιο βασικός τρόπος για τον υπολογισμό της αλλαγής της ενθαλπίας χρησιμοποιεί την ενθαλπία των προϊόντων και των αντιδραστηρίων. Εάν γνωρίζετε αυτές τις ποσότητες, χρησιμοποιήστε τον ακόλουθο τύπο για να επεξεργαστείτε τη συνολική αλλαγή:
ΔΗ = Ηπροϊόντα - Ηαντιδραστήρια
Η προσθήκη ενός ιόντος νατρίου σε ένα ιόν χλωριδίου για το σχηματισμό χλωριούχου νατρίου είναι ένα παράδειγμα αντίδρασης που μπορείτε να υπολογίσετε με αυτόν τον τρόπο. Ιονικό νάτριο έχει μια ενθαλπία -239.7 kJ / mol, και το ιόν χλωρίου έχει ενθαλπία -167.4 kJ / mol. Το χλωριούχο νάτριο (επιτραπέζιο άλας) έχει ενθαλπία -411 kJ / mol. Η εισαγωγή αυτών των τιμών δίνει:
∆H = -411 kJ / mol - (-239.7 kJ / mol -167.4 kJ / mol)
= -411 kJ / mol - (-407,1 kJ / mol)
= -411 kJ / mol + 407,1 kJ / mol = -3,9 kJ / mol
Ο σχηματισμός άλατος απελευθερώνει σχεδόν 4 kJ ενέργειας ανά mole.
Ενθαλπία μεταβάσεων φάσης
Όταν μια ουσία αλλάζει από στερεό σε υγρό, υγρό σε αέριο ή στερεό στο αέριο, υπάρχουν συγκεκριμένες ενθαλπίες που εμπλέκονται σε αυτές τις αλλαγές. Η ενθαλπία (ή η λανθάνουσα θερμότητα) της τήξης περιγράφει τη μετάβαση από στερεό σε υγρό (το αντίστροφο είναι μείον αυτή την τιμή και ονομάζεται ενθαλπία σύντηξης), η ενθαλπία εξάτμισης περιγράφει τη μετάβαση από το υγρό στο αέριο (και το αντίθετο είναι η συμπύκνωση) η ενθαλπία της εξάχνωσης περιγράφει τη μετάβαση από στερεό σε αέριο (το αντίστροφο αποκαλείται και πάλι η ενθαλπία της συμπύκνωσης).
Για το νερό, η ενθαλπία τήξης είναι ΔΗτήξη = 6,007 kJ / mol. Φανταστείτε ότι θερμαίνετε τον πάγο από τους 250 Kelvin μέχρι να λιώσει και στη συνέχεια θερμαίνετε το νερό στα 300 K. Η αλλαγή ενθαλπίας για τα μέρη θέρμανσης είναι ακριβώς η θερμότητα που απαιτείται, ώστε να μπορείτε να τη βρείτε χρησιμοποιώντας:
ΔH = nCΔT
Όπου (n) είναι ο αριθμός των γραμμομορίων, (ΔT) είναι η μεταβολή της θερμοκρασίας και (C) είναι η συγκεκριμένη θερμότητα. Η ειδική θερμότητα πάγου είναι 38,1 J / K mol και η ειδική θερμότητα του νερού είναι 75,4 J / K mol. Ο υπολογισμός πραγματοποιείται σε μερικά μέρη. Πρώτον, ο πάγος πρέπει να θερμανθεί από 250 Κ έως 273 Κ (δηλ., Από -23 ° C έως 0 ° C). Για 5 γραμμομόρια πάγου, αυτό είναι:
ΔH = nCΔT
= 5 mol × 38,1 J / K mol × 23 K
= 4.382 kJ
Τώρα πολλαπλασιάζετε την ενθαλπία τήξης με τον αριθμό των γραμμομορίων:
ΔH = n ΔHτήξη
= 5 mol × 6,007 kJ / mol
= 30.035 kJ
Οι υπολογισμοί για την εξάτμιση είναι οι ίδιοι, εκτός από την ενθαλπία εξάτμισης στη θέση του τήγματος. Τέλος, υπολογίστε την τελική φάση θέρμανσης (από 273 έως 300 K) με τον ίδιο τρόπο όπως ο πρώτος:
ΔH = nCΔT
= 5 mol × 75,4 J / K mol × 27 K
= 10.179 kJ
Αθροίστε αυτά τα μέρη για να βρείτε την ολική αλλαγή στην ενθαλπία για την αντίδραση:
ΔHσύνολο = 10.179 kJ + 30.035 kJ + 4.382 kJ
= 44.596 kJ
Νόμος του Χεσ
Ο νόμος του Hess είναι χρήσιμος όταν η αντίδραση που σκέφτεστε έχει δύο ή περισσότερα μέρη και θέλετε να βρείτε τη συνολική αλλαγή στην ενθαλπία. Δηλώνει ότι η αλλαγή ενθαλπίας για μια αντίδραση ή μια διαδικασία είναι ανεξάρτητη από τη διαδρομή μέσω της οποίας εμφανίζεται. Αυτό σημαίνει ότι εάν η αντίδραση μετασχηματίζεται στην ουσία σε άλλη, δεν έχει σημασία αν η αντίδραση συμβαίνει σε ένα στάδιο (τα αντιδραστήρια γίνονται προϊόντα αμέσως) ή αν περνάει από πολλά στάδια (τα αντιδραστήρια γίνονται ενδιάμεσοι και στη συνέχεια γίνονται προϊόντα), η προκύπτουσα αλλαγή ενθαλπίας είναι το ίδιο στις δύο περιπτώσεις.
Βοηθά συνήθως να σχεδιάσει ένα διάγραμμα (βλ. Πόρων) για να σας βοηθήσει να χρησιμοποιήσετε αυτόν τον νόμο. Ένα παράδειγμα είναι αν ξεκινήσετε με έξι γραμμομόρια άνθρακα σε συνδυασμό με τρία υδρογόνο, καίγονται για να συνδυαστούν με οξυγόνο ως ενδιάμεσο στάδιο και στη συνέχεια να σχηματίσουν βενζόλιο ως τελικό προϊόν.
Ο νόμος του Hess αναφέρει ότι η αλλαγή στην ενθαλπία της αντίδρασης είναι το άθροισμα των αλλαγών στην ενθαλπία των δύο μερών. Στην περίπτωση αυτή, η καύση ενός mole του άνθρακα έχει ΔH = -394 kJ / mol (αυτό συμβαίνει έξι φορές στην αντίδραση), η αλλαγή στην ενθαλπία για την καύση ενός mole του αερίου υδρογόνου είναι ΔΗ = -286 kJ / mol (αυτό συμβαίνει τρεις φορές) και οι ενδιάμεσοι διοξείδιο του άνθρακα και νερού γίνονται βενζόλιο με αλλαγή ενθαλπίας ΔΗ = +3,267 kJ / mol.
Πάρτε το άθροισμα αυτών των αλλαγών για να βρείτε τη συνολική αλλαγή ενθαλπίας, θυμίζοντας να πολλαπλασιάσετε το καθένα με τον αριθμό μορίων που απαιτείται στο πρώτο στάδιο της αντίδρασης:
ΔHσύνολο = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267
= 3,267 − 2,364 - 858
= 45 kJ / mol