Mikä on entalpia?

entalpia se on mitta kehon (järjestelmän) sisältämän energian määrästä, jolla on tilavuus, paine ja joka voidaan vaihtaa ympäristönsä kanssa. Sitä edustaa kirjain H. Tähän liittyvä fyysinen yksikkö on heinäkuu (J = kgm2 / s2).

Matemaattisesti se voidaan ilmaista seuraavasti:

H = U + PV

missä:

H = entalpia

U = järjestelmän sisäinen energia

P = Paine

V = Tilavuus

Jos sekä U että P ja V ovat tilatoimintoja, H on myös. Tämä johtuu siitä, että tietyllä hetkellä järjestelmässä tutkittavan muuttujan lopulliset ja alkutilat voidaan antaa.

indeksi

• 1 Mikä on koulutuksen entalpia?
  • 1.1 Esimerkki
  • 1.2 Eksotermiset ja endotermiset reaktiot
• 2 Harjoitukset entalpian laskemiseksi
  • 2.1 Harjoitus 1
  • 2.2 Harjoitus 2
  • 2.3 Harjoitus 3
• 3 Viitteet

Mikä on koulutuksen entalpia?

Systeemi absorboi tai vapauttaa lämpöä, kun 1 moolia aineen tuotetta tuotetaan sen elementeistä normaalissa aggregaatiotilassa; kiinteä, nestemäinen, kaasumainen, liukeneva tai stabiilimpi allotrooppinen tila.

Stabiilin hiilen allotrooppinen tila on grafiitti, sen lisäksi, että se on normaalipaineolosuhteissa 1 ilmakehä ja 25 ° C: n lämpötila.

Se on merkitty ΔH ° f. Näin:

AH ° f = lopullinen H - alku- peräinen H

Δ: Kreikan kirjain, joka symboloi lopullisen ja alkutilan energian muutosta tai vaihtelua. Aliindeksi f tarkoittaa yhdisteen muodostumista ja yläindeksiä tai vakio-olosuhteita.

esimerkki

Ottaen huomioon nestemäisen veden muodostumisreaktion

H2 (g) + 1,5 O2 (g) H20 (l) AH ° f = -285,84 kJ / mol

reagenssit: Vety ja happi, sen luonnollinen tila on kaasumainen.

tuote: 1 mooli nestemäistä vettä.

On huomattava, että määritelmän mukaiset muodostumisen entalpiat ovat 1 moolia tuotettua yhdistettä, joten reaktio on säädettävä mahdollisuuksien mukaan murto-kertoimilla, kuten edellisessä esimerkissä nähdään..

Eksotermiset ja endotermiset reaktiot

Kemiallisessa prosessissa muodostumisen entalpia voi olla positiivinen ΔHof> 0, jos reaktio on endoterminen, mikä tarkoittaa, että se absorboi lämpöä väliaineesta tai negatiivisesta ΔHof: sta<0 si la reacción es exotérmica con emisión de calor desde el sistema.

Eksoterminen reaktio

Reagensseilla on enemmän energiaa kuin tuotteet.

ΔH ° f <0

Endoterminen reaktio

Reagensseilla on vähemmän energiaa kuin tuotteet.

ΔH ° f> 0

Jos haluat kirjoittaa kemiallisen yhtälön oikein, sen on oltava tasapainossa. Jotta "aineen säilyttämistä koskevaa lakia" noudatettaisiin, sen on sisällettävä myös tiedot reagenssien ja tuotteiden fysikaalisesta tilasta, joka tunnetaan aggregaation tilana..

On myös pidettävä mielessä, että puhtaisilla aineilla on muodostumisen entalpia nollasta vakio-olosuhteisiin ja niiden vakaimpaan muotoon.

Kemiallisessa järjestelmässä, jossa on reagensseja ja tuotteita, reaktion entalpia on yhtä suuri kuin muodostumisen entalpia vakio-olosuhteissa.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Edellä esitetyn perusteella meidän on:

ΔH ° rxn = oducnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

Kun otetaan huomioon seuraava fiktiivinen reaktio

aA + bB cC

Kun a, b, c ovat tasapainotetun kemiallisen yhtälön kertoimet.

Reaktion entalpian ilmentyminen on:

ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (aH ° f A + b ΔH ° f B)

Olettaen, että: a = 2 mol, b = 1 mol ja c = 2 mol.

AH ° f (A) = 300 KJ / mol, AH ° f (B) = -100 KJ / mol, AH ° f (C) = -30 KJ. Laske ΔH ° rxn

AH ° rxn = 2 mol (-30KJ / mol) - (2 mol (300KJ / mol + 1 mol (-100 KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ

AH ° rxn = -560KJ.

Vastaa sitten eksotermiseen reaktioon.

Enalpaliarvot joidenkin epäorgaanisten ja orgaanisten kemiallisten yhdisteiden muodostamiseksi 25 ° C: ssa ja 1 atm paineessa

Harjoitukset entalpian laskemiseksi

Harjoitus 1

Etsi NO2: n (g) reaktion entalpia seuraavan reaktion mukaisesti:

2NO (g) + O2 (g) 2N02 (g)

Käyttämällä reaktion entalpian yhtälöä meillä on:

ΔH ° rxn = oducnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

ΔH ° rxn = 2 moolia (ΔH ° f NO2) - (2 mol ΔH ° f NO + 1 mol ΔH ° f O2)

Edellisen osan taulukossa voidaan nähdä, että hapen muodostumisen entalpia on 0 KJ / mol, koska happi on puhdas yhdiste.

AH ° rxn = 2 mol (33,18 KJ / mol) - (2 mol 90,25 KJ / mol + 1 mol 0)

AH ° rxn = -114,14 KJ

Toinen tapa laskea reaktion entalpia kemiallisessa järjestelmässä on Sveitsin kemian Germain Henri Hessin ehdottaman HESS LAW: n kautta vuonna 1840.

Laki sanoo: "Kemiallisessa prosessissa, jossa reagenssit tulevat tuotteiksi, absorboitunut tai emittoitu energia on sama, jos se suoritetaan yhdessä tai useammassa vaiheessa".

Harjoitus 2

Vedyn lisääminen asetyleeniin etaanin muodostamiseksi voidaan suorittaa yhdessä vaiheessa:

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) AH ° f = - 311,42 KJ / mol

Tai se voi tapahtua myös kahdessa vaiheessa:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) AH ° f = - 174,47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) AH ° f = - 136,95 KJ / mol

Lisäämällä molemmat yhtälöt algebrallisesti meillä on:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) AH ° f = - 174,47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) AH ° f = - 136,95 KJ / mol

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) AH ° rxn = 311,42 KJ / mol

Harjoitus 3

(Otettu osoitteesta quimitube.com Harjoitus 26. Thermodynamics Hessin laki)

Laske etanolin hapettumisantalpia, jolloin saadaan etikkahappo- ja vesituotteita, tietäen, että 10 gramman etanolin palamisessa 300 KJ energiaa vapautuu ja 10 gramman etikkahappoa poltettaessa vapautuu 140 KJ energiaa.

Kuten ongelman selvityksessä näkyy, vain numeeriset tiedot näkyvät, mutta kemialliset reaktiot eivät näy, joten on tarpeen kirjoittaa ne.

CH3CH20H (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H20 (1) AH1 = -1380 KJ / mol.

Negatiivisen entalpian arvo on kirjoitettu, koska ongelma kertoo, että energiaa on vapautettu. Sinun on myös otettava huomioon, että ne ovat 10 grammaa etanolia, joten sinun on laskettava energia jokaiselle moolimäärälle etanolia. Tätä varten tehdään seuraava:

Etanolin moolimassa (atomipainojen summa), arvo on 46 g / mol.

AH1 = -300 KJ (46 g) etanoli = - 1380 KJ / mol

10 g etanolia, 1 mol

Sama koskee etikkahappoa:

CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H20 (l) AH2 = -840 KJ / mol

AH2 = -140 KJ (60 g etikkahappoa) = - 840 KJ / mol

10 g etikkahapon 1 mol etikkahappoa.

Edellä mainituissa reaktioissa kuvataan etanolin ja etikkahapon palamista, joten on välttämätöntä kirjoittaa ongelmakaava, joka on etanolin hapettaminen etikkahapoksi vedenkasvatuksella.

Tämä on reaktio, jota ongelma vaatii. Se on jo tasapainossa.

CH3CH20H (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) AH3 = ?

Hessin lain soveltaminen

Tätä varten kerromme termodynaamiset yhtälöt numeerisella kertoimella, jotta ne olisivat algebrallisia ja kukin yhtälö oikein järjestetty. Tämä tehdään, kun yksi tai useampi reagenssi ei ole yhtälön vastaavalla puolella.

Ensimmäinen yhtälö pysyy samana, koska etanoli on reagoivien aineiden puolella ongelmayhtälön osoittamalla tavalla.

Toinen yhtälö on tarpeen kertomalla se kertoimella -1 siten, että reaktiivinen etikkahappo voi tulla tuotteeksi

CH3CH20H (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H 2O (l) AH1 = -1380 KJ / mol.

- CH3COOH (l) - 2O2 (g) - 2CO2 (g) - 2H20 (l) AH2 = - (-840 KJ / mol)

CH3CH30H + 3O2-2O2-CH3COOH2CO2 + 3H20-2CO2

-2H2O

Ne lisätään algebraalisesti ja tämä on tulos: ongelmassa pyydetty yhtälö.

CH3CH30H (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l)

Määritä reaktion entalpia.

Samoin kuin jokainen reaktio kerrottuna numeerisella kertoimella, entalpioiden arvo on myös kerrottava

AH3 = 1 x AH1 -1xH2 = 1x (-1380) -1x (-840)

AH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol

AH3 = - 540 KJ / mol.

Edellisessä harjoituksessa etanoli esittää kaksi reaktiota, palamista ja hapettumista.

Jokaisessa palamisreaktiossa muodostuu CO2 ja H2O, kun taas primäärisen alkoholin, kuten etanolin, hapetuksessa muodostuu etikkahappoa

viittaukset

1. Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Yleinen kemia Opetusmateriaali Lima: Pontificia Universidad Católica del Perú.
2. Kemia. Libretexts. Lämpökemia. Takaisin hem.libretexts.org.
3. Levine, I. Fysikokemia. vol.2.