Promjena entalpije reakcije je količina topline apsorbirana ili oslobođena tijekom reakcije, ako se dogodi pod stalnim tlakom. Izračun dovršavate na različite načine, ovisno o konkretnoj situaciji i informacijama koje imate na raspolaganju. Za mnoge izračune Hessov je zakon ključni podatak koji trebate koristiti, ali ako znate entalpiju proizvoda i reaktanata, izračun je puno jednostavniji.
TL; DR (predugo; Nisam pročitao)
Promjene entalpije možete izračunati pomoću jednostavne formule: ∆H = Hproizvoda - Hreaktanti
Definicija entalpije
Precizna definicija entalpije (H) zbroj je unutarnje energije (U) plus umnožak tlaka (P) i volumena (V). U simbolima je ovo:
H = U + PV
Promjena entalpije (∆H) je prema tome:
∆H = ∆U + ∆P∆V
Gdje simbol delte (∆) znači "promjena u". U praksi se tlak drži konstantnim i gornju jednadžbu je bolje prikazati kao:
∆H = ∆U + P∆V
Međutim, za konstantni tlak, promjena entalpije je jednostavno prenesena toplina (q):
∆H = q
Ako je (q) pozitivno, reakcija je endotermna (tj. Apsorbira toplinu iz okoline), a ako je negativna, reakcija je egzotermna (tj. Oslobađa toplinu u svoju okolinu). Entalpija ima jedinice kJ / mol ili J / mol, ili općenito, energiju / masu. Gornje jednadžbe doista su povezane s fizikom protoka topline i energije: termodinamika.
Jednostavni izračun promjene entalpije
Najosnovniji način izračuna promjene entalpije koristi entalpiju proizvoda i reaktanata. Ako znate ove količine, upotrijebite sljedeću formulu za izradu ukupne promjene:
∆H = Hproizvoda - Hreaktanti
Dodatak natrijevog iona kloridnom ionu radi stvaranja natrijevog klorida primjer je reakcije koju možete izračunati na ovaj način. Jonski natrij ima entalpiju −239,7 kJ / mol, a kloridni ion ima −167,4 kJ / mol. Natrijev klorid (kuhinjska sol) ima entalpiju -411 kJ / mol. Umetanje ovih vrijednosti daje:
∆H = −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
Tako nastajanje soli oslobađa gotovo 4 kJ energije po molu.
Entalpija faznih prijelaza
Kada se tvar promijeni iz krutine u tekućinu, tekućina u plin ili krutina u plin, u te su promjene uključene specifične entalpije. Entalpija (ili latentna toplina) topljenja opisuje prijelaz iz krutine u tekućinu (obrnuto je minus ova vrijednost i naziva se entalpija fuzije), entalpija isparavanja opisuje prijelaz iz tekućine u plin (a suprotno je kondenzacija), a entalpija sublimacije opisuje prijelaz iz krute tvari u plin (obrnuto se opet naziva entalpija kondenzacije).
Za vodu je entalpija topljenja ∆Htopljenje = 6,007 kJ / mol. Zamislite da led zagrijavate od 250 Kelvina dok se ne otopi, a zatim vodu zagrijavate na 300 K. Promjena entalpije za dijelove grijanja samo je potrebna toplina, tako da je možete pronaći pomoću:
∆H = nC∆T
Gdje je (n) broj madeža, (∆T) je promjena temperature, a (C) specifična toplina. Specifična toplina leda je 38,1 J / K mol, a specifična toplina vode 75,4 J / K mol. Dakle, proračun se odvija u nekoliko dijelova. Prvo se led mora zagrijati s 250 K na 273 K (tj. -23 ° C do 0 ° C). Za 5 molova leda ovo je:
∆H = nC∆T
= 5 mol × 38,1 J / K mol × 23 K
= 4,382 kJ
Sada pomnožite entalpiju topljenja s brojem molova:
∆H = n ∆Htopljenje
= 5 mol × 6,007 kJ / mol
= 30,035 kJ
Izračuni za isparavanje su isti, osim entalpije isparavanja umjesto otapanja. Na kraju, izračunajte konačnu fazu zagrijavanja (od 273 do 300 K) na isti način kao i prvu:
∆H = nC∆T
= 5 mol × 75,4 J / K mol × 27 K
= 10,179 kJ
Zbrojite ove dijelove da biste pronašli ukupnu promjenu entalpije za reakciju:
∆Hukupno = 10,179 kJ + 30,035 kJ + 4,382 kJ
= 44,596 kJ
Hessov zakon
Hessov zakon koristan je kada reakcija koju razmatrate ima dva ili više dijelova i želite pronaći ukupnu promjenu entalpije. Navodi da je promjena entalpije za reakciju ili proces neovisna o putu kojim se događa. To znači da ako se reakcija transformira na tvari u drugu, nije važno hoće li se reakcija dogoditi u jednom koraku (reaktanti postaju proizvodi odmah) ili prolazi li kroz mnoge korake (reaktanti postaju posrednici, a zatim postaju proizvodi), rezultirajuća promjena entalpije ista je u oba slučaja.
Obično pomaže nacrtati dijagram (vidi Resursi) koji će vam pomoći u korištenju ovog zakona. Jedan je primjer ako započnete sa šest molova ugljika u kombinaciji s tri vodika, oni izgaraju da se kombiniraju s kisikom kao posrednim korakom, a zatim tvore benzen kao krajnji produkt.
Hessov zakon kaže da je promjena entalpije reakcije zbroj promjena entalpije oba dijela. U ovom slučaju izgaranje jednog mola ugljika ima ∆H = −394 kJ / mol (to se događa šest puta u reakciji), promjenu entalpije za izgaranje jednog mola vodikova plina je ∆H = −286 kJ / mol (to se događa tri puta), a posrednici ugljičnog dioksida i vode postaju benzen s promjenom entalpije od ∆H = +3,267 kJ / mol.
Uzmite zbroj ovih promjena da biste pronašli ukupnu promjenu entalpije, sjećajući se da se svaki pomnoži s brojem molova potrebnih u prvoj fazi reakcije:
∆Hukupno = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267
= 3,267 − 2,364 - 858
= 45 kJ / mol