- H = U + PV
- Hvad er dannelsen entalpi?
- Eksempel
- Eksotermiske og endotermiske reaktioner
- Eksoterm reaktion
- Endotermisk reaktion
- Enthalpy af dannelsesværdier af nogle uorganiske og organiske kemiske forbindelser ved 25 ° C og 1 atm af tryk
- Øvelser til beregning af entalpi
- Øvelse 1
- Øvelse 2
- Øvelse 3
- Referencer
Den enthalpien er et mål for den mængde energi, der er indeholdt i et legeme (system) med et volumen, udsættes for tryk og kan udskiftes med sine omgivelser. Det er repræsenteret med bogstavet H. Den fysiske enhed, der er knyttet til den, er Joule (J = kgm2 / s2).
Matematisk kan det udtrykkes som følger:
H = U + PV
Hvor:
H = Enthalpy
U = Systemets interne energi
P = Tryk
V = Volumen
Hvis både U og P og V er tilstandsfunktioner, vil H også være det. Dette skyldes, at der på et givet tidspunkt kan gives nogle indledende og sidste betingelser for den variabel, der skal studeres i systemet.
Hvad er dannelsen entalpi?
Det er den varme, der absorberes eller frigøres af et system, når 1 mol af et produkt af et stof produceres fra dets elementer i deres normale aggregeringstilstand; fast, flydende, gasformig, opløsning eller i sin mest stabile allotropiske tilstand.
Den mest stabile allotropiske tilstand af kulstof er grafit ud over at være under normale betingelser for tryk 1-atmosfære og 25 ° C temperatur.
Det betegnes ΔH ° f. På denne måde:
ΔH ° f = H endelig - H initial
Δ: Græsk bogstav, der symboliserer ændringen eller variationen i energien i en sluttilstand og den første. Abonnementet f betegner sammensat dannelse og superskriptet eller standardbetingelserne.
Eksempel
I betragtning af dannelsesreaktionen af flydende vand
H2 (g) + ½ 02 (g) H20 (l) ΔH ° f = -285,84 kJ / mol
Reagenser: Hydrogen og ilt, dets naturlige tilstand er gasformigt.
Produkt: 1 mol flydende vand.
Det skal bemærkes, at enthalpierne til dannelse ifølge definitionen er for 1 mol produceret forbindelse, så reaktionen skal justeres om muligt med fraktionelle koefficienter, som det ses i det foregående eksempel.
Eksotermiske og endotermiske reaktioner
I en kemisk proces kan dannelseens enthalpi være positiv ΔHof> 0, hvis reaktionen er endoterm, det vil sige, den absorberer varme fra mediet eller negativ ΔHof <0, hvis reaktionen er eksoterm med varmeemission fra systemet.
Eksoterm reaktion
Reaktanter har højere energi end produkter.
ΔH ° f <0
Endotermisk reaktion
Reaktanterne har lavere energi end produkterne.
ΔH ° f> 0
For at skrive en kemisk ligning korrekt, skal den være molært afbalanceret. For at overholde "loven om konservering af materie" skal den også indeholde oplysninger om reaktanters og produkters fysiske tilstand, som er kendt som tilstanden af aggregering.
Det skal også tages i betragtning, at rene stoffer har en dannelses entalpi på nul ved standardbetingelser og i deres mest stabile form.
I et kemisk system, hvor der er reaktanter og produkter, er reaktionens entalpi lig med dannelseens entalpi under standardbetingelser.
ΔH ° rxn = ΔH ° f
Under hensyntagen til ovenstående skal vi:
ΔH ° rxn = ∑nprodukter H ∑reaktive produkter Reaktive
I betragtning af den følgende fiktive reaktion
aA + bB cC
Hvor a, b, c er koefficienterne for den afbalancerede kemiske ligning.
Udtrykket for entalpien af reaktionen er:
ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)
Forudsat at: a = 2 mol, b = 1 mol, og c = 2 mol.
ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Beregn ΔH ° rxn
ΔH ° rxn = 2 mol (-30KJ / mol) - (2 mol (300KJ / mol + 1 mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ
ΔH ° rxn = -560KJ.
Det svarer derefter til en eksoterm reaktion.
Enthalpy af dannelsesværdier af nogle uorganiske og organiske kemiske forbindelser ved 25 ° C og 1 atm af tryk
Øvelser til beregning af entalpi
Øvelse 1
Find reaktionens entalpi af NO2 (g) i henhold til følgende reaktion:
2NO (g) + 02 (g) 2N02 (g)
Ved hjælp af ligningen til reaktionens entalpi har vi:
ΔH ° rxn = ∑nprodukter H ∑reaktive produkter Reaktive
ΔH ° rxn = 2 mol (ΔH ° f NO2) - (2 mol ΔH ° f NO + 1 mol ΔH ° f O2)
I tabellen i det foregående afsnit kan vi se, at entalpien til dannelse af ilt er 0 KJ / mol, fordi ilt er en ren forbindelse.
ΔH ° rxn = 2 mol (33,18 KJ / mol) - (2 mol 90,25 KJ / mol + 1 mol 0)
ΔH ° rxn = -114,14 KJ
En anden måde at beregne entalpien af reaktion i et kemisk system er gennem HESS LAW, foreslået af den schweiziske kemiker Germain Henri Hess i 1840.
Loven siger: "Den energi, der absorberes eller udsendes i en kemisk proces, hvor reaktanterne omdannes til produkter, er den samme, uanset om den udføres i et trin eller i flere."
Øvelse 2
Tilsætningen af hydrogen til acetylen til dannelse af ethan kan udføres i et trin:
C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311,42 KJ / mol
Eller det kan også ske i to faser:
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
Tilføjelse af begge ligninger algebraisk har vi:
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
Øvelse 3
(Taget fra quimitube.com. Opgave 26. Hess's lovtermodynamik)
Som det kan ses i opgørelsen af problemet, vises der kun nogle numeriske data, men de kemiske reaktioner vises ikke, derfor er det nødvendigt at skrive dem.
CH3CH20H (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H20 (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.
Værdien af den negative entalpi er skrevet, fordi problemet siger, at der er frigivelse af energi. Vi må også overveje, at de er 10 gram ethanol, derfor må vi beregne energien for hver mol ethanol. Til dette gøres følgende:
Den molære vægt af ethanol søges (summen af atomvægterne), en værdi lig med 46 g / mol.
ΔH1 = -300 KJ (46 g) ethanol = - 1380 KJ / mol
10 g ethanol 1 mol ethanol
Det samme gøres for eddikesyre:
CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H20 (l) ΔH2 = -840 KJ / mol
ΔH2 = -140 KJ (60 g eddikesyre) = - 840 KJ / mol
10 g eddikesyre 1 mol eddikesyre.
I de foregående reaktioner er forbrændingen af ethanol og eddikesyre beskrevet, så det er nødvendigt at skrive problemformlen, som er oxidation af ethanol til eddikesyre ved produktion af vand.
Dette er den reaktion problemet beder om. Det er allerede afbalanceret.
CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H20 (l) ΔH3 =?
Hess 'lovanvendelse
Til dette multiplicerer vi de termodynamiske ligninger med numeriske koefficienter for at gøre dem algebraiske og for at være i stand til at organisere hver ligning korrekt. Dette gøres, når en eller flere reaktanter ikke er på den tilsvarende side af ligningen.
Den første ligning forbliver den samme, fordi ethanol er på reaktantsiden som angivet af problemligningen.
Den anden ligning skal ganges med koefficienten -1 på en sådan måde, at eddikesyren, der er som reaktant, kan blive produktet
CH3CH20H (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H20 (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.
- CH3COOH (l) - 2O2 (g) - 2CO2 (g) - 2H20 (l) ΔH2 = - (-840 KJ / mol)
CH3CH3OH + 3O2 -2O2 - CH3COOH 2CO2 + 3H2O -2CO2
-2H2O
De tilføjer algebraisk, og dette er resultatet: den ønskede ligning i problemet.
CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H20 (l)
Bestem entalpien af reaktionen.
På samme måde som hver reaktion blev multipliceret med den numeriske koefficient, skal entalpiens værdi også multipliceres
ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)
ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol
ΔH3 = - 540 KJ / mol.
I den foregående øvelse har ethanol to reaktioner, forbrænding og oxidation.
I hver forbrændingsreaktion er der dannelse af CO2 og H2O, mens der ved oxidation af en primær alkohol, såsom ethanol, er dannelse af eddikesyre
Referencer
- Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Generel kemi. Undervisningsmateriale. Lima: Pontifical Catholic University of Peru.
- Kemi. Libretexts. Termokemi. Taget fra hem.libretexts.org.
- Levine, I. Fysisk-kemi. vol.2.