Τρόπος υπολογισμού της αλλαγής Ενθαλπίας

Η αλλαγή ενθαλπίας μιας αντίδρασης είναι η ποσότητα της θερμότητας που απορροφάται ή απελευθερώνεται καθώς η αντίδραση λαμβάνει χώρα, εάν συμβαίνει σε σταθερή πίεση. Ολοκληρώνετε τον υπολογισμό με διαφορετικούς τρόπους, ανάλογα με τη συγκεκριμένη κατάσταση και τις πληροφορίες που έχετε στη διάθεσή σας. Για πολλούς υπολογισμούς, ο νόμος του Έσση είναι το βασικό κομμάτι των πληροφοριών που πρέπει να χρησιμοποιήσετε, αλλά αν γνωρίζετε την ενθουσία των προϊόντων και των αντιδρώντων, ο υπολογισμός είναι πολύ πιο απλός.

TL; DR (Πάρα πολύ καιρό; Δεν διαβάστηκε)

Μπορείτε να υπολογίσετε τις αλλαγές στην ενθαλπία χρησιμοποιώντας τον απλό τύπο: ΔΗ = Η_{προϊόντα} - Χ_{αντιδραστήρια}

Ο ακριβής ορισμός της ενθαλπίας (H) είναι το άθροισμα της εσωτερικής ενέργειας (U) συν το προϊόν της πίεσης (P) και του όγκου (V). Σε σύμβολα, αυτό είναι:

H = U + PV

Επομένως, μια αλλαγή στην ενθαλπία (ΔH):

ΔH = ΔU + ΔPΔV

Όπου το σύμβολο δέλτα (Δ) σημαίνει "αλλαγή". Στην πράξη, η πίεση διατηρείται σταθερή και η παραπάνω εξίσωση εμφανίζεται καλύτερα ως:

ΔH = ΔU + PΔV

Ωστόσο, για μια σταθερή πίεση, η αλλαγή της ενθαλπίας είναι απλώς η θερμότητα (q) που μεταφέρεται:

ΔΗ = q

Εάν το (q) είναι θετικό, η αντίδραση είναι ενδοθερμική (δηλαδή, απορροφά θερμότητα από το περιβάλλον της) και εάν είναι αρνητική, η αντίδραση είναι εξώθερμη (δηλαδή, απελευθερώνει θερμότητα στο περιβάλλον της). Η Enthalpy έχει μονάδες kJ / mol ή J / mol, ή γενικά, ενέργεια / μάζα. Οι παραπάνω εξισώσεις σχετίζονται πραγματικά με τη φυσική της ροής θερμότητας και της ενέργειας: θερμοδυναμική.

Ο πιο βασικός τρόπος υπολογισμού της αλλαγής ενθαλπίας χρησιμοποιεί την ενθαλπία των προϊόντων και των αντιδρώντων. Εάν γνωρίζετε αυτές τις ποσότητες, χρησιμοποιήστε τον ακόλουθο τύπο για να επεξεργαστείτε τη συνολική αλλαγή:

ΔΗ = Η_{προϊόντα} - Χ_{αντιδραστήρια}

Η προσθήκη ιόντος νατρίου σε ιόν χλωριδίου για σχηματισμό χλωριούχου νατρίου είναι ένα παράδειγμα αντίδρασης που μπορείτε να υπολογίσετε με αυτόν τον τρόπο. Το ιόνιο νάτριο έχει ενθαλπία 9239,7 kJ / mol και το ιόν χλωρίου έχει ενθαλπία 7167,4 kJ / mol. Το χλωριούχο νάτριο (επιτραπέζιο αλάτι) έχει ενθαλπία −411 kJ / mol. Η εισαγωγή αυτών των τιμών δίνει:

∆Η = −411 kJ / mol - (−239,7 kJ / mol −167,4 kJ / mol)

= −411 kJ / mol - (−407,1 kJ / mol)

= −411 kJ / mol + 407,1 kJ / mol = −3,9 kJ / mol

Έτσι, ο σχηματισμός αλατιού απελευθερώνει σχεδόν 4 kJ ενέργειας ανά γραμμομόριο.

Όταν μια ουσία αλλάζει από στερεό σε υγρό, υγρό σε αέριο ή στερεό σε αέριο, υπάρχουν συγκεκριμένες ενθαλπίες που εμπλέκονται σε αυτές τις αλλαγές. Η ενθαλπία (ή λανθάνουσα θερμότητα) της τήξης περιγράφει τη μετάβαση από στερεό σε υγρό (το αντίστροφο είναι μείον αυτήν την τιμή και ονομάζεται ενθαλπία σύντηξης), η ενθαλπία εξάτμισης περιγράφει το μετάβαση από υγρό σε αέριο (και το αντίθετο είναι συμπύκνωση) και η ενθαλπία εξάχνωσης περιγράφει τη μετάβαση από στερεό σε αέριο (το αντίστροφο ονομάζεται και πάλι η ενθαλπία συμπύκνωσης).

Για το νερό, η ενθαλπία τήξης είναι ΔH_τήξη = 6,007 kJ / mol. Φανταστείτε ότι θερμαίνετε πάγο από 250 Kelvin μέχρι να λιώσει και στη συνέχεια θερμαίνετε το νερό στους 300 K. Η αλλαγή ενθαλπίας για τα μέρη θέρμανσης είναι απλώς η θερμότητα που απαιτείται, ώστε να μπορείτε να την βρείτε χρησιμοποιώντας:

ΔH = nCΔT

Όπου (n) είναι ο αριθμός των γραμμομορίων, (ΔT) είναι η αλλαγή της θερμοκρασίας και (C) είναι η ειδική θερμότητα. Η ειδική θερμότητα του πάγου είναι 38,1 J / K mol και η ειδική θερμότητα του νερού είναι 75,4 J / K mol. Έτσι ο υπολογισμός πραγματοποιείται σε μερικά μέρη. Πρώτα, ο πάγος πρέπει να θερμανθεί από 250 Κ έως 273 Κ (δηλαδή, −23 ° C έως 0 ° C). Για 5 γραμμομόρια πάγου, αυτό είναι:

ΔH = nCΔT

= 5 mol × 38,1 J / K mol × 23 K

= 4.382 kJ

Τώρα πολλαπλασιάστε την ενθαλπία τήξης με τον αριθμό γραμμομορίων:

ΔH = n ΔH_τήξη

= 5 mol × 6,007 kJ / mol

= 30,035 kJ

Οι υπολογισμοί για εξάτμιση είναι οι ίδιοι, εκτός από την ενθαλπία εξάτμισης στη θέση της τήξης. Τέλος, υπολογίστε την τελική φάση θέρμανσης (από 273 έως 300 K) με τον ίδιο τρόπο όπως η πρώτη:

ΔH = nCΔT

= 5 mol × 75,4 J / K mol × 27 K

= 10,179 kJ

Αθροίστε αυτά τα μέρη για να βρείτε τη συνολική αλλαγή στην ενθαλπία για την αντίδραση:

ΔΗ_σύνολο = 10.179 kJ + 30.035 kJ + 4.382 kJ

= 44.596 kJ

Ο νόμος του Έσση είναι χρήσιμος όταν η αντίδραση που σκέφτεστε έχει δύο ή περισσότερα μέρη και θέλετε να βρείτε τη συνολική αλλαγή στην ενθαλπία. Αναφέρει ότι η αλλαγή ενθαλπίας για μια αντίδραση ή διαδικασία είναι ανεξάρτητη από τη διαδρομή μέσω της οποίας συμβαίνει. Αυτό σημαίνει ότι εάν η αντίδραση μετατραπεί σε ουσία σε άλλη, δεν έχει σημασία αν η αντίδραση συμβαίνει σε ένα βήμα (τα αντιδραστήρια γίνονται προϊόντα αμέσως) ή αν διέρχεται πολλά βήματα (τα αντιδραστήρια γίνονται μεσάζοντες και στη συνέχεια γίνονται προϊόντα), η προκύπτουσα αλλαγή ενθαλπίας είναι η ίδια και οι δύο περιπτώσεις.

Συνήθως βοηθά να σχεδιάσετε ένα διάγραμμα (βλ. Πόρους) για να σας βοηθήσει να χρησιμοποιήσετε αυτόν τον νόμο. Ένα παράδειγμα είναι εάν ξεκινήσετε με έξι γραμμομόρια άνθρακα σε συνδυασμό με τρία υδρογόνα, αυτά καίγονται για να συνδυαστούν με οξυγόνο ως ενδιάμεσο βήμα και στη συνέχεια σχηματίζουν βενζόλιο ως τελικό προϊόν.

Ο νόμος του Έσση αναφέρει ότι η αλλαγή στην ενθαλπία της αντίδρασης είναι το άθροισμα των αλλαγών στην ενθαλπία και των δύο μερών. Σε αυτήν την περίπτωση, η καύση ενός γραμμομορίου άνθρακα έχει ΔH = 4394 kJ / mol (αυτό συμβαίνει έξι φορές στην αντίδραση), την αλλαγή της ενθαλπίας για την καύση ενός γραμμομορίου του αερίου υδρογόνου είναι ΔH = −286 kJ / mol (αυτό συμβαίνει τρεις φορές) και οι μεσάζοντες του διοξειδίου του άνθρακα και του νερού γίνονται βενζόλιο με αλλαγή της ενθαλπίας ΔH = +3,267 kJ / mol.

Πάρτε το άθροισμα αυτών των αλλαγών για να βρείτε τη συνολική αλλαγή ενθαλπίας, θυμηθείτε να πολλαπλασιάσετε το καθένα με τον αριθμό των γραμμομορίων που απαιτούνται στο πρώτο στάδιο της αντίδρασης:

ΔΗ_σύνολο = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267

= 3,267 − 2,364 - 858

= 45 kJ / mol