Ce este entalpia?

Entalpia este măsura cantității de energie conținută într-un corp (sistem) care are un volum, este sub presiune și poate fi schimbat cu mediul său. Este reprezentată de litera H. Unitatea fizică asociată cu ea este iulie (J = kgm2 / s2).

Din punct de vedere matematic, acesta poate fi exprimat după cum urmează:

H = U + PV

în cazul în care:

H = Entalpia

U = Energia internă a sistemului

P = Presiune

V = Volum

Dacă ambele U și P și V sunt funcții de stare, H va fi prea. Acest lucru se datorează faptului că la un moment dat pot fi date condițiile finale și inițiale ale variabilelor care vor fi studiate în sistem.

Care este entalpia formării?

Este căldura absorbită sau eliberată de un sistem atunci când 1 mol dintr-un produs dintr-o substanță este produs din elementele sale în stare normală de agregare; solide, lichide, gazoase, dizolvare sau în starea sa alotropică mai stabilă.

Cea mai stabilă stare alotropică de carbon este grafitul, în plus față de condițiile de presiune normală 1 atmosferă și temperatura de 25 ° C.

Este notat ca ΔH ° f. În acest fel:

ΔH ° f = final H - H inițial

Δ: litera greacă care simbolizează schimbarea sau variația energiei unei stări finale și inițiale. Indicele f, înseamnă formarea compusului și a condițiilor superioare sau standard.

exemplu

Luând în considerare reacția de formare a apei lichide

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285, 84 kJ / mol

Reactivi : Hidrogen și oxigen, starea sa naturală este gazoasă.

Produs : 1 mol de apă lichidă.

Trebuie notat faptul că entalpiile de formare conform definiției sunt pentru 1 mol de compus obținut, deci reacția trebuie ajustată, dacă este posibil, cu coeficienți fracționali, așa cum se vede în exemplul anterior.

Reacții exoterme și endoterme

Într-un proces chimic, entalpia de formare poate fi pozitivă ΔHof> 0 dacă reacția este endotermică, adică ea absoarbe căldura din mediu sau negativă ΔHof <0 dacă reacția este exotermă cu emisia de căldură din sistem.

Reacția exotermă

Reactivii au mai multă energie decât produsele.

ΔH ° f <0

Reacția endotermică

Reactivii au o energie mai mică decât produsele.

ΔH ° f> 0

Pentru a scrie corect o ecuație chimică, trebuie să fie echilibrată molar. Pentru a respecta "legea conservării materiei", trebuie să conțină și informații despre starea fizică a reactivilor și a produselor, cunoscută sub numele de stare de agregare.

Trebuie de asemenea să se țină seama de faptul că substanțele pure au o entalpie de formare de la zero la condițiile standard și în cea mai stabilă formă.

Într-un sistem chimic în care există reactanți și produse, avem că entalpia reacției este egală cu entalpia formării în condiții standard.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Luând în considerare cele de mai sus, trebuie:

ΔH ° rxn = Produsele Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

Având în vedere următoarea reacție fictivă

aA + bB cC

Unde a, b, c sunt coeficienții ecuației chimice echilibrate.

Expresia pentru entalpia reacției este:

Δ H ° rxn = c Δ H ° f C (a Δ H ° f A + b Δ H ° f B)

Presupunând că: a = 2 mol, b = 1 mol și c = 2 mol.

ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Calculați Δ H ° rxn

(3KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ

Δ H ° rxn = -560KJ.

Corespunde apoi unei reacții exotermice.

Valori entalpice pentru formarea unor compuși chimici anorganici și organici la 25 ° C și presiune de 1 atm

Exerciții pentru calcularea entalpiei

Exercițiul 1

Găsiți entalpia reacției de NO2 (g) conform următoarei reacții:

2NO (g) + 02 (g) 2NO2 (g)

Folosind ecuația pentru entalpia reacției, avem:

ΔH ° rxn = Produsele Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

ΔH ° rxn = 2mol (ΔH ° fN02) - (2moli ΔH ° F NO + 1moli ΔH ° fO2)

În tabelul din secțiunea anterioară putem observa că entalpia formării oxigenului este de 0 KJ / mol, deoarece oxigenul este un compus pur.

ΔH ° rxn = 2moli (33, 18 KJ / mol) - (2moli 90, 25 KJ / mol + 1moli O)

ΔH ° rxn = -114, 14 KJ

O altă modalitate de a calcula entalpia reacției într-un sistem chimic este prin Legea lui Hess, propusă de chimistul elvețian Germain Henri Hess în anul 1840.

Legea spune: "Energia absorbită sau emisă într-un proces chimic în care reactanții devin produse este aceeași dacă se desfășoară într-o singură etapă sau în mai multe".

Exercițiul 2

Adăugarea de hidrogen la acetilen pentru a forma etan poate fi efectuată într-o singură etapă:

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

Sau poate avea loc și în două etape:

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

Adăugând ambele ecuații algebric avem:

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

Exercitarea 3

(Luată de la quimitube.com Exercitarea 26. Legea lui Hess privind termodinamica)

Calculați entalpia oxidării etanolului pentru a obține acid acetic și apă ca produse, știind că în arderea a 10 grame de etanol se eliberează 300 KJ de energie și în combustia a 10 grame de acid acetic se eliberează 140 KJ de energie.

Așa cum se poate observa în afirmația problemei, apar numai date numerice, dar reacțiile chimice nu apar, deci este necesar să le scriem.

CH3CH2OH (1) + 302 (g) 2C02 (g) + 3H20 (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

Valoarea entalpiei negative este scrisă deoarece problema spune că există eliberare de energie. De asemenea, trebuie să vă gândiți că sunt 10 grame de etanol, deci trebuie să calculați energia pentru fiecare mol de etanol. Pentru aceasta, se fac următoarele:

Se caută greutatea molară a etanolului (suma greutăților atomice), valoare egală cu 46 g / mol.

ΔH1 = -300 KJ (46 g) etanol = 1380 KJ / mol

10 g etanol 1 mol etanol

Același lucru se întâmplă și pentru acidul acetic:

CH3 COOH (1) + 202 (g) 2CO2 (g) + 2H20 (l) ΔH2 = -840 KJ / mol

Δ H2 = -140 KJ (60 g acid acetic) = - 840 KJ / mol

10 g acid acetic 1 mol acid acetic.

În reacțiile de mai sus sunt descrise combustia de etanol și acid acetic, deci este necesar să se scrie formula de problemă care este oxidarea etanolului în acid acetic cu producția de apă.

Aceasta este reacția pe care o cere problema. Este deja echilibrat.

CH3CH2OH (1) + 02 (g) CH3COOH (1) + H20 (l) ΔH3 =

Aplicarea Legii lui Hess

Pentru a face acest lucru, se multiplică ecuațiile termodinamice prin coeficientul numeric pentru a le face algebrice și pentru a organiza corect fiecare ecuație. Acest lucru se face atunci când unul sau mai mulți reactivi nu sunt pe partea corespunzătoare din ecuație.

Prima ecuație rămâne aceeași deoarece etanolul se află pe partea reactanților, așa cum este indicat de ecuația problemelor.

A doua ecuație este necesară pentru a se multiplica cu coeficientul -1 astfel încât acidul acetic care este la fel de reactiv poate deveni produsul

CH3CH2OH (1) + 302 (g) 2C02 (g) + 3H20 (1) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

- CH3COOH (1) - 202 (g) - 2CO2 (g) - 2H20 (l) ΔH2 = - (-840 KJ / mol)

CH3CH3OH + 302-2O2-CH3COOH2CO2 + 3H20-2CO2

-2H2O

Ele sunt adăugate algebric și acesta este rezultatul: ecuația solicitată în problemă.

CH3CH3OH (1) + 02 (g) CH3COOH (1) + H20 (1)

Determinați entalpia reacției.

În același mod în care fiecare reacție înmulțită cu coeficientul numeric, valoarea entalpiilor trebuie de asemenea multiplicată

ΔH3 = 1x ΔH1-lxAH2 = 1x (-1380) -1x (-840)

ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol