- H = U + PV
- Jaká je entalpie formace?
- Příklad
- Exotermické a endotermické reakce
- Exotermická reakce
- Endotermická reakce
- Entalpie hodnot tvorby některých anorganických a organických chemických sloučenin při 25 ° C a tlaku 1 atm
- Cvičení pro výpočet entalpie
- Cvičení 1
- Cvičení 2
- Cvičení 3
- Reference
Entalpie je měřítkem množství energie obsažené v těle (systému), který má objem, je vystaven tlaku, je zaměnitelný s prostředím. Je reprezentován písmenem H. Fyzická jednotka s ním spojená je Joule (J = kgm2 / s2).
Matematicky to lze vyjádřit takto:
H = U + PV
Kde:
H = entalpie
U = vnitřní energie systému
P = tlak
V = objem
Pokud jsou U a P a V stavové funkce, bude také H. Je tomu tak proto, že v daném okamžiku mohou být stanoveny některé počáteční a konečné podmínky pro proměnnou, která má být studována v systému.
Jaká je entalpie formace?
Jedná se o teplo absorbované nebo uvolňované systémem, když 1 mol produktu látky je vyroben z jeho prvků v normálním stavu agregace; pevný, kapalný, plynný, roztok nebo v jeho nejstabilnějším aloktropickém stavu.
Nejstabilnější allotropický stav uhlíku je grafit, navíc k tomu, že je za normálních podmínek atmosféra tlaku 1 a teploty 25 ° C.
Označuje se jako ΔH ° f. Takto:
ΔH ° f = H finální - H počáteční
Δ: Řecký dopis, který symbolizuje změnu nebo změnu energie konečného stavu a původního stavu. Dolní index f znamená vytvoření sloučeniny a horní index nebo standardní podmínky.
Příklad
S ohledem na formovací reakci kapalné vody
H2 (g) + O2 02 (g) H2O (1) AH ° f = -285,84 kJ / mol
Činidla: Vodík a kyslík v přirozeném stavu je plynný.
Produkt: 1 mol tekuté vody.
Je třeba poznamenat, že entalpie tvorby podle definice jsou pro 1 mol vyrobené sloučeniny, takže reakce musí být upravena pokud možno frakčními koeficienty, jak je vidět v předchozím příkladu.
Exotermické a endotermické reakce
V chemickém procesu může být entalpie tvorby pozitivní ΔHof> 0, pokud je reakce endotermická, to znamená, že absorbuje teplo z média nebo negativní ΔHof <0, pokud je reakce exotermická s emisemi tepla ze systému.
Exotermická reakce
Reaktanty mají vyšší energii než produkty.
AH ° f <0
Endotermická reakce
Reaktanty mají nižší energii než produkty.
AH ° f> 0
Pro správné napsání chemické rovnice musí být molární rovnováha. Aby bylo možné dodržovat „Zákon o zachování hmoty“, musí také obsahovat informace o fyzickém stavu reakčních složek a produktů, které se nazývá stav agregace.
Rovněž je třeba vzít v úvahu, že čisté látky mají entalpii tvoření nula za standardních podmínek a v jejich nejstabilnější formě.
V chemickém systému, kde existují reaktanty a produkty, je entalpie reakce stejná jako entalpie tvorby za standardních podmínek.
AH ° rxn = AH ° f
S ohledem na výše uvedené musíme:
ΔH ° rxn = ∑produkuje H ∑reaktivní produkty Hreactive
Vzhledem k následující fiktivní reakci
aA + bB cC
Kde a, b, c jsou koeficienty vyvážené chemické rovnice.
Výraz pro entalpii reakce je:
ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b AH ° f B)
Předpokládejme, že: a = 2 mol, b = 1 mol a c = 2 mol.
AH ° f (A) = 300 KJ / mol, AH ° f (B) = -100 KJ / mol, AH ° f (C) = -30 KJ. Vypočítejte HH ° rxn
AH ° rxn = 2mol (-30KJ / mol) - (2mol (300KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ)
AH ° rxn = -560 KJ.
To pak odpovídá exotermické reakci.
Entalpie hodnot tvorby některých anorganických a organických chemických sloučenin při 25 ° C a tlaku 1 atm
Cvičení pro výpočet entalpie
Cvičení 1
Najděte entalpii reakce NO2 (g) podle následující reakce:
2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)
Pomocí rovnice pro entalpii reakce máme:
ΔH ° rxn = ∑produkuje H ∑reaktivní produkty Hreactive
AH ° rxn = 2mol (AH ° f NO2) - (2mol AH ° f NO + 1mol AH ° f O2)
V tabulce v předchozí části vidíme, že entalpie tvorby kyslíku je 0 KJ / mol, protože kyslík je čistá sloučenina.
AH ° rxn = 2 mol (33,18 KJ / mol) - (2 mol 90,25 KJ / mol + 1 mol 0)
AH ° rxn = -114,14 KJ
Další způsob, jak spočítat entalpii reakce v chemickém systému, je prostřednictvím HESS LAW, které navrhl švýcarský chemik Germain Henri Hess v roce 1840.
Zákon říká: „Energie absorbovaná nebo emitovaná v chemickém procesu, ve kterém se reaktanty přeměňují na produkty, je stejná, ať už se provádí v jedné fázi nebo v několika fázích“.
Cvičení 2
Přidání vodíku k acetylenu za vzniku ethanu lze provést v jednom kroku:
C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) AH ° f = - 311,42 KJ / mol
Nebo se to může také stát ve dvou fázích:
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
Algebraicky přidáme obě rovnice:
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
Cvičení 3
(Převzato z webu quimitube.com. Cvičení 26. Termodynamika Hessova zákona)
Jak je patrné z výroku problému, objevují se pouze některé číselné údaje, ale chemické reakce se neobjevují, proto je nutné je napsat.
CH3CH20H (1) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H20 (1) AH1 = -1380 KJ / mol.
Hodnota negativní entalpie je zapsána, protože problém říká, že došlo k uvolnění energie. Musíme také vzít v úvahu, že jde o 10 gramů ethanolu, a proto musíme vypočítat energii na každý mol ethanolu. Za tímto účelem se provádí:
Hledá se molární hmotnost ethanolu (součet atomových hmotností), hodnota rovnající se 46 g / mol.
AH1 = -300 KJ (46 g) ethanol = - 1380 KJ / mol
10 g ethanolu 1 mol ethanolu
Totéž platí pro kyselinu octovou:
CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H20 (l) AH2 = -840 KJ / mol
AH2 = -140 KJ (60 g kyseliny octové) = - 840 KJ / mol
10 g kyseliny octové 1 mol kyseliny octové.
V předchozích reakcích je popsáno spalování ethanolu a kyseliny octové, takže je nutné napsat problémový vzorec, kterým je oxidace ethanolu na kyselinu octovou při výrobě vody.
To je reakce, kterou problém vyžaduje. Je to již vyvážené.
CH3CH2OH (1) + 02 (g) CH3COOH (1) + H20 (1) AH3 =?
Hessova aplikace práva
Za tímto účelem vynásobíme termodynamické rovnice číselnými koeficienty, abychom z nich učinili algebraické a mohli jsme správně uspořádat každou rovnici. To se provádí, když jeden nebo více reaktantů není na odpovídající straně rovnice.
První rovnice zůstává stejná, protože ethanol je na straně reaktantu, jak je naznačeno problémovou rovnicí.
Druhá rovnice musí být vynásobena koeficientem -1 takovým způsobem, aby se kyselina octová, která je jako reaktant, mohla stát produktem
CH3CH20H (1) + 3O2 (g) 2CO 2 (g) + 3H20 (1) AH1 = -1380 KJ / mol.
- CH3COOH (1) - 202 (g) - 2CO2 (g) - 2H20 (1) AH2 = - (-840 KJ / mol)
CH3CH3OH + 3O2 -2O2 - CH3COOH 2CO2 + 3H2O -2CO2
-2H20
Přidávají se algebraicky a to je výsledek: rovnice požadovaná v problému.
CH3CH3OH (1) + 02 (g) CH3COOH (1) + H20 (1)
Určete entalpii reakce.
Stejně jako každá reakce byla vynásobena číselným koeficientem, musí být také vynásobena hodnota entalpií.
ΔH3 = 1x ΔH1 -1 x AH2 = 1x (-1380) -1x (-840)
AH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol
AH3 = - 540 KJ / mol.
V předchozím cvičení má ethanol dvě reakce, spalování a oxidace.
V každé spalovací reakci dochází k tvorbě CO2 a H2O, zatímco při oxidaci primárního alkoholu, jako je ethanol, dochází k tvorbě kyseliny octové
Reference
- Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Obecná chemie. Učební materiál. Lima: Pápežská katolická univerzita v Peru.
- Chemie. Libretexty. Termochemie. Převzato z hem.libretexts.org.
- Levine, I. Physicochemistry. vol.2.