LØSNINGSVARME: HVORDAN DET BEREGNES, APPLIKATIONER OG ØVELSER - FYSISK - 2024

Den varme opløsning eller enthalpi løsning er den varme, der absorberes eller frigives under opløsningsprocessen af en vis mængde af det opløste stof i opløsningsmidlet, på betingelse af konstant tryk.

Når en kemisk reaktion finder sted, kræves energi både til at danne og for at bryde bindinger, der tillader dannelse af nye stoffer. Energien, der strømmer for, at disse processer finder sted, er varme, og termokemi er den gren af ​​videnskaben, der er ansvarlig for at studere dem.

Kilde: Pixnio.

Hvad angår udtrykket enthalpi, bruges det til at henvise til varmestrømmen, når kemiske processer forekommer under konstante trykforhold. Oprettelsen af ​​dette udtryk tilskrives den hollandske fysiker Heike Kamerlingh Onnes (1853 - 1926), den samme, der opdagede superledelse.

Hvordan beregnes det?

For at finde entalpien, må vi starte fra den første lov om termodynamik, der mener, at variationen i et systems interne energi ΔU skyldes den absorberede varme Q og det arbejde, der er udført på det af et eksternt middel:

Hvor arbejde er det negative integral over hele volumen af ​​trykproduktet og forskellig volumenændring. Denne definition svarer til det negative integral af det skalære produkt af kraften og forskydningsvektoren i mekanisk arbejde:

Når den ovenfor nævnte konstante trykbetingelse anvendes, kan P gå ud af integralen; derfor er jobbet:

-Express for entalpi

Hvis dette resultat erstattes i Δ U, opnår vi:

Mængden U + PV kaldes entalpien H, så at:

Enthalpy måles i joules, da det er energi.

Løsnings entalpi

De oprindelige komponenter i en opløsning er opløst og opløsningsmiddel, og de har en original entalpi. Når denne opløsning finder sted, vil den have sin egen entalpi.

I dette tilfælde kan entalpiændringen i joules udtrykkes som:

Enten i standard entalpi form ΔH ^o, hvor resultatet er i joule / mol

Hvis reaktionen afgiver varme, er tegnet på ΔH negativ (eksotermisk proces), hvis den absorberer varme (endotermisk proces) vil tegnet være positivt. Og naturligvis vil værdien af ​​opløsningsentalpien afhænge af koncentrationen af ​​den endelige opløsning.

Applikationer

Mange ioniske forbindelser er opløselige i polære opløsningsmidler, såsom vand. Opløsninger af salt (natriumchlorid) i vand eller saltvand er almindeligt anvendt. Nu kan løsningens entalpi betragtes som bidraget fra to energier:

- Én til at bryde opløsningsmidler og opløsningsmiddel-opløsningsmiddelbindinger

- Det andet er det, der kræves ved dannelsen af ​​nye opløsningsmiddel-opløsningsmiddelbindinger.

I tilfælde af opløsning af et ionisk salt i vand er det påkrævet at kende den såkaldte gitter-enthalpi af det faste stof og entalpien af ​​hydratisering for at danne opløsningen, i tilfælde af vand. Hvis det ikke er vand, kaldes det solopationens entalpi.

Gitterentalpien er den energi, der kræves for at nedbryde det ioniske gitter og danne gasformige ioner, en proces, der altid er endotermisk, da der skal tilføres energi til det faste stof for at adskille det i dets bestanddeleioner og bringe dem til gasformig tilstand.

På den anden side er hydratiseringsprocesser altid eksoterme, da hydratiserede ioner er mere stabile end ioner i gasformig tilstand.

På denne måde kan oprettelsen af ​​opløsningen være eksoterm eller endoterm, afhængigt af om nedbrydningen af ​​det ioniske gitter i opløsningen kræver mere eller mindre energi, end hydrering tilvejebringer.

Målinger med kalorimeteret

I praksis er det muligt at måle ΔH i et kalorimeter, der dybest set består af en isoleret beholder udstyret med et termometer og en omrørerstang.

Med hensyn til beholderen hældes der næsten altid vand i den, hvilket er den kalorimetriske væske ved excellence, da dens egenskaber er den universelle reference for alle væsker.

Gamle kalorimeter brugt af Lavoisier. Kilde: Gustavocarra.

Naturligvis er kalorimeterets materialer også involveret i varmeudveksling ud over vand. Men hele kapacitetens varmekapacitet, kaldet kalorimeterkonstanten, kan bestemmes separat fra reaktionen og derefter tages i betragtning, når reaktionen finder sted.

Energibalancen er som følger, idet du husker betingelsen af, at der ikke er nogen energi lækager i systemet:

- Flydende vand dannes:

½ O ₂ + ½ H ₂ → H ₂ O _væske; Δ H ^o = -285,9 kJ / mol

- Nu skal du danne løsningen:

_Solid K + H ₂ O → ½ H ₂ + _vandig KOH; Δ H ^o = -2011 kJ / mol

Bemærk, at tegnet på entalpien til opløsning af KOH er omvendt, hvilket skyldes Hess's Law: når reaktanterne omdannes til produkter, afhænger ikke enthalpiændringen af ​​de fulgte trin, og når ligningen skal inverteres som i dette tilfælde ændrer entalpien tegn.

Energibalancen er den algebraiske sum af entalpiene:

- Øvelse 2

Entalpien af ​​opløsning til den næste reaktion bestemmes i et kalorimeter med konstant tryk, og kalorimeterkonstanten vides at være 342,5 J / K. Når 1,423 g natriumsulfat Na ₂ SO _{4 er} opløst i 100,34 g vand, temperaturændringen er 0,037 K. Beregn standard enthalpi opløsning for Na ₂ SO ₄ fra disse data.

Løsning

Standard entalpien af ​​opløsningen løses fra ligningen ovenfor:

For natriumsulfat: M _s = 142,04 g / mol; m _s = 1,423 g

Og for vand: m _vand = 100,34 g; M _vand = 18,02 g / mol; C _{vand; m} = 75,291 J / K mol

Δ T = 0,037 K

C- _kalorimeter = 342,5 J / K

Referencer

1. Cengel, Y. 2012. Termodynamik. 7. uddannelse m. Gr. Bakke. 782 - 790
2. Engel, T. 2007. Introduktion til fysisk kemi: termodynamik. Pearson Uddannelse. 63-78.
3. Giancoli, D. 2006. Fysik: Principper med applikationer. 6… Ed Prentice Hall. 384-391.
4. Maron, S. 2002. Fundamentals of Physicochemistry. Limusa. 152-155.
5. Serway, R., Jewett, J. (2008). Fysik til videnskab og teknik. Bind 1. 7. Ed. Cengage Learning. 553-567.