Tartalom
- TL; DR (túl hosszú; nem olvastam)
- Az entalpia meghatározása
- Egyszerű entalpia változás kiszámítása
- A fázisátmenetek entalpiája
- Hess törvénye
A reakció entalpiás változása a reakció során abszorbeált vagy felszabadult hőmennyiség, ha állandó nyomáson történik. A számítást különféle módon hajtja végre, az adott helyzettől és a rendelkezésre álló információktól függően. Számos számításhoz a Hess törvénye az a kulcsfontosságú információ, amelyet használni kell, de ha ismeri a termékek és a reagensek entalpiáját, a számítás sokkal egyszerűbb.
TL; DR (túl hosszú; nem olvastam)
Az entalpia változásait az egyszerű képlet segítségével számolhatja ki: ∆H = HTermékek - Hreagensek
Az entalpia meghatározása
Az entalpia (H) pontos meghatározása a belső energia (U) és a nyomás (P) és a térfogat (V) szorzata. A szimbólumokban ez:
H = U + PV
Az entalpia (∆H) változása tehát:
∆H = ∆U + ∆P∆V
Ahol a delta szimbólum (∆) „változást” jelent. A gyakorlatban a nyomást állandó értéken tartják, és a fenti egyenlet jobban látható:
∆H = ∆U + P∆V
Állandó nyomás esetén azonban az entalpia változása egyszerűen az átadott hő (q):
∆H = q
Ha (q) pozitív, akkor a reakció endoterm (azaz hőt abszorbeál a környezetéből), és ha negatív, akkor a reakció exoterm (azaz hőt bocsát ki a környezetébe). Az entalpiának kJ / mol vagy J / mol, vagy általában energia / tömegegysége van. A fenti egyenletek valójában a hőáramlás és az energia fizikájához kapcsolódnak: a termodinamika.
Egyszerű entalpia változás kiszámítása
Az entalpiaváltozás kiszámításának legalapvetőbb módja a termékek és a reagensek entalpiája. Ha ismeri ezeket a mennyiségeket, az alábbi képlettel dolgozza ki az átfogó változást:
∆H = HTermékek - Hreagensek
Nátrium-ion hozzáadása klorid-ionhoz nátrium-klorid képzése céljából egy példa a reakcióra, amelyet így kiszámíthat. Az ionos nátrium entalpiája −239,7 kJ / mol, a klorid-ion entalpia −167,4 kJ / mol. A nátrium-klorid (asztali só) entalpiája -411 kJ / mol. Ezeknek az értékeknek a beillesztése adja:
∆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
Tehát a só képződés majdnem 4 kJ energiát bocsát ki molonként.
A fázisátmenetek entalpiája
Amikor egy anyag szilárd anyagról folyékonyra, folyékony gázzá vagy szilárd gázra változik, ezekben a változásokban speciális entalpiák vesznek részt. Az olvadás entalpiája (vagy látens hője) a szilárd anyagból a folyadékhoz való átmenetet írja le (ennek fordítottját mínusz ez az érték és ezt nevezzük a fúziós entalpianak), a párolgási entalpia a folyadékról a gázra való áttérést írja le (és az ellenkezője a kondenzáció). a szublimációs entalpia leírja az átalakulást a szilárd anyagból a gázba (a fordítottot ismét a kondenzáció entalpiajának nevezik).
Víznél az olvadás entalpia ∆Holvasztás = 6,007 kJ / mol. Képzelje el, hogy melegíti a jégt 250 Kelvin-től, amíg meg nem olvad, és ezután melegíti a vizet 300 K-ra. A fűtőelemek entalpiaváltozása csak a szükséges hőmennyiséget jelenti, így a következő felhasználásával találhatja meg:
∆H = nC∆T
Ahol (n) a vakondszám, (∆T) a hőmérséklet változása és (C) a fajlagos hő. A jég fajlagos hőmennyisége 38,1 J / K mol, a víz fajsúlya pedig 75,4 J / K mol. A számítás tehát néhány részből áll. Először a jeget 250 K-tól 273 K-ig (azaz –23 ° C – 0 ° C) kell melegíteni. 5 mol jég esetében ez a következő:
∆H = nC∆T
= 5 mol × 38,1 J / K mol × 23 K
= 4,382 kJ
Szorozzuk meg az olvadás entalpiáját a vakondszámmal:
∆H = n ∆Holvasztás
= 5 mol × 6,007 kJ / mol
= 30,035 kJ
A párologtatás számításai megegyeznek, kivéve a párolgási entalpia az olvadáspont helyett. Végül kiszámolja az utolsó melegítési fázist (273-300 K) ugyanúgy, mint az első:
∆H = nC∆T
= 5 mol × 75,4 J / K mol × 27 K
= 10,179 kJ
Összegezze ezeket a részeket, hogy megtalálja a reakció entalpiájának teljes változását:
AHteljes = 10,179 kJ + 30,035 kJ + 4,382 kJ
= 44,596 kJ
Hess törvénye
Hess törvénye akkor hasznos, ha az általa megfontolt reakció két vagy több részből áll, és meg akarja találni az entalpia általános változását. Azt állítja, hogy egy reakció vagy folyamat entalpiaváltozása független attól, hogy melyik reakcióon megy keresztül. Ez azt jelenti, hogy ha a reakció egy anyagon egy másikvá alakul, akkor nem számít, ha a reakció egy lépésben következik be (a reagensek azonnal termékekké válnak), vagy több lépésben megy keresztül (a reagensek közvetítőkké válnak, majd termékekré válnak), az ebből eredő entalpiaváltozás mindkét esetben ugyanaz.
Ez általában segít rajzolni egy diagramot (lásd a forrásokat), amely segít e törvény alkalmazásában. Példa erre az, ha hat mól szénatommal és három hidrogénatommal kombinálva kezdik el, hogy közbenső lépésként oxigénnel kombinálódjanak, és végtermékként benzint képezzenek.
Hess törvénye szerint a reakció entalpiájának változása a két rész entalpiájának változásainak összege. Ebben az esetben egy szén mól égetése ∆H = −394 kJ / mol (ez a reakcióban hatszor történik meg), az egy mol hidrogéngáz égésével járó entalpia változása ∆H = −286 kJ / mol (ez háromszor megtörténik), és a szén-dioxid és a víz közvetítői benzinné válnak anH = +3,267 kJ / mol entalpiaváltozással.
Vegyük ezeknek a változásoknak az összegét a teljes entalpiaváltozás megállapításához, és ne felejtsük el szorozni őket a reakció első szakaszában szükséges molszámmal:
AHteljes = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267
= 3,267 − 2,364 - 858
= 45 kJ / mol