A reakció entalpia-változása a reakció során abszorbeált vagy felszabaduló hőmennyiség, ha állandó nyomáson történik. A számítást különféle módon hajtja végre, az adott helyzettől és a rendelkezésre álló információktól függően. Sok számításhoz Hess törvénye a legfontosabb információ, amelyet használnia kell, de ha ismeri a termékek és a reagensek entalpiáját, a számítás sokkal egyszerűbb.
TL; DR (túl hosszú; Nem olvastam)
Kiszámíthatja az entalpia változását az egyszerű képlet segítségével: ∆H = HTermékek - Hreagensek
Az entalpia meghatározása
Az entalpia (H) pontos meghatározása a belső energia (U), valamint a nyomás (P) és a térfogat (V) szorzatának összege. Szimbólumokban ez:
H = U + PV
Az entalpia (∆H) változása tehát:
∆H = ∆U + ∆P∆V
Ahol a delta szimbólum (∆) jelentése „változás”. A gyakorlatban a nyomást állandó értéken tartják, és a fenti egyenlet jobban látható:
∆H = ∆U + P∆V
Állandó nyomás esetén azonban az entalpia változása egyszerűen az átadott hő (q):
∆H = q
Ha (q) pozitív, a reakció endoterm (azaz elnyeli a környezetéből a hőt), és ha negatív, akkor a reakció exoterm (azaz hőt bocsát ki a környezetébe). Az entalpia egységei kJ / mol vagy J / mol, vagy általában energia / tömeg. A fenti egyenletek valóban kapcsolódnak a hőáramlás és az energia fizikájához: a termodinamikához.
Egyszerű entalpia változás számítás
Az entalpia változásának kiszámításának legalapvetőbb módja a termékek és a reagensek entalpiája. Ha ismeri ezeket a mennyiségeket, használja a következő képletet az általános változás kidolgozásához:
∆H = HTermékek - Hreagensek
A nátrium-ion hozzáadása a kloridionhoz nátrium-klorid képződésére példa egy reakcióra, amelyet így kiszámíthat. Az ionos nátrium entalpiája -239,7 kJ / mol, a kloridion entalpiája pedig -167,4 kJ / mol. A nátrium-klorid (asztali só) entalpiája −411 kJ / mol. Ezen értékek beillesztésével a következőket kapjuk:
∆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
A só képződése tehát csaknem 4 kJ energiát szabadít fel molonként.
A fázisátmenetek entalpiája
Amikor egy anyag szilárdból folyékonyvá, folyékonyból gázzá vagy szilárdtá változik, ezekben a változásokban specifikus entalpia vesz részt. Az olvadás entalpiája (vagy látens hője) a szilárd folyadékról a folyadékra való átmenetet írja le (ennek fordítottja mínusz ez az érték, és fúziós entalpiának hívják), a párolgási entalpia leírja a folyadékról gázra való átmenet (és ennek ellentéte a kondenzáció), a szublimációs entalpia pedig a szilárdról a gázra való átmenetet írja le (ennek fordítottját ismét kondenzációs entalpiának nevezzük).
A víz esetében az olvadás entalpiája ∆Holvasztó = 6,007 kJ / mol. Képzelje el, hogy a jeget 250 Kelvin-től olvadásig melegíti, majd a vizet 300 K-ra melegíti. A fűtési alkatrészek entalpia-változása csak a szükséges hő, így az alábbiak segítségével találhatja meg:
∆H = nC∆T
Ahol (n) az anyajegyek száma, (∆T) a hőmérsékletváltozás és (C) a fajlagos hő. A jég fajhője 38,1 J / K mol, a víz fajhője 75,4 J / K mol. Tehát a számítás néhány részben történik. Először a jeget 250 K-ról 273 K-ra kell melegíteni (azaz -23 ° C-tól 0 ° C-ig). 5 mol jégre ez:
∆H = nC∆T
= 5 mol × 38,1 J / K mol × 23 K
= 4,382 kJ
Most megszorozzuk az olvadás entalpiáját az anyajegyek számával:
∆H = n ∆Holvasztó
= 5 mol × 6,007 kJ / mol
= 30,035 kJ
A párolgásra vonatkozó számítások megegyeznek, kivéve, ha az olvadó hely helyett a párolgási entalpia van. Végül számítsa ki a végső fűtési fázist (273-300 K) ugyanúgy, mint az elsőt:
∆H = nC∆T
= 5 mol × 75,4 J / K mol × 27 K
= 10,179 kJ
Összefoglalva ezeket a részeket, megtalálja a reakció entalpiájának teljes változását:
.Hteljes = 10,179 kJ + 30,035 kJ + 4,382 kJ
= 44,596 kJ
Hess törvénye
Hess törvénye akkor hasznos, ha az Ön által mérlegelt reakciónak két vagy több része van, és szeretné megtalálni az entalpia általános változását. Kimondja, hogy egy reakció vagy folyamat entalpia-változása független attól az útvonaltól, amelyen keresztül bekövetkezik. Ez azt jelenti, hogy ha az anyag egy anyaggá alakul át, akkor nem számít, hogy a reakció egy lépésben történik-e (a reagensek termékekké válnak azonnal), vagy sok lépésen megy keresztül (a reagensek közvetítőkké válnak, majd termékekké válnak), az ebből eredő entalpia változás ugyanaz mindkét esetben.
Általában segít egy diagram megrajzolása (lásd: Források), amely segít ennek a törvénynek a használatában. Az egyik példa, ha hat mól szénnel kezdünk, három hidrogénnel kombinálva, akkor közbenső lépésként oxigénnel kombinálva égnek, majd végtermékként benzolt képeznek.
Hess törvénye kimondja, hogy a reakció entalpia változása mindkét rész entalpia változásának összege. Ebben az esetben egy mól szén elégetése ∆H = −394 kJ / mol (ez a reakcióban hatszor fordul elő), az entalpia változása egy mól elégetésénél hidrogéngáz ∆H = −286 kJ / mol (ez háromszor fordul elő), és a szén-dioxid és a víz közbenső anyagai benzollá válnak entalpia változással ∆H = +3,267 kJ / mol.
Vegye ki ezeknek a változásoknak az összegét, hogy megtalálja a teljes entalpia-változást, ne felejtse el megszorozni mindegyiket a reakció első szakaszában szükséges molok számával:
.Hteljes = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267
= 3,267 − 2,364 - 858
= 45 kJ / mol