Kaip apskaičiuoti entalpijos pokyčius

Reakcijos entalpijos pokytis yra šilumos kiekis, sugeriamas arba išsiskiriantis vykstant reakcijai, jei tai vyksta esant pastoviam slėgiui. Skaičiavimą atliekate skirtingais būdais, atsižvelgdami į konkrečią situaciją ir turimą informaciją. Daugeliui skaičiavimų Hesso dėsnis yra pagrindinė informacija, kurią turite naudoti, tačiau, jei žinote produktų ir reagentų entalpiją, skaičiavimas yra daug paprastesnis.

TL; DR (per ilgai; Neskaiciau)

Galite apskaičiuoti entalpijos pokyčius naudodami paprastą formulę: ∆H = H_Produktai - H_reagentai

Tikslus entalpijos (H) apibrėžimas yra vidinės energijos (U) ir slėgio (P) bei tūrio (V) sandauga. Simboliuose tai yra:

H = U + PV

Todėl entalpijos pokytis (∆H) yra:

∆H = ∆U + ∆P∆V

Kur delta simbolis (∆) reiškia „pasikeitimą“. Praktiškai slėgis laikomas pastovus, o pirmiau pateikta lygtis geriau parodyta kaip:

∆H = ∆U + P∆V

Tačiau esant pastoviam slėgiui, entalpijos pokytis yra tiesiog perduodama šiluma (q):

∆H = q

Jei (q) yra teigiamas, reakcija yra endoterminė (t. Y. Sugeria šilumą iš savo aplinkos), o jei ji yra neigiama, reakcija yra egzoterminė (t. Y. Išskiria šilumą į aplinką). Entalpija turi kJ / mol arba J / mol, arba apskritai energijos / masės vienetus. Aukščiau pateiktos lygtys tikrai susijusios su šilumos srauto ir energijos fizika: termodinamika.

Pats paprasčiausias būdas apskaičiuoti entalpijos pokyčius yra produktų ir reagentų entalpija. Jei žinote šiuos kiekius, naudokite šią formulę, kad nustatytumėte bendrą pokytį:

∆H = H_Produktai - H_reagentai

Natrio jonų pridėjimas prie chlorido jonų, kad susidarytų natrio chloridas, yra reakcijos, kurią galite apskaičiuoti, pavyzdys. Joninio natrio entalpija yra –239,7 kJ / mol, o chlorido jono - –167,4 kJ / mol. Natrio chlorido (valgomosios druskos) entalpija yra –411 kJ / mol. Įterpus šias reikšmes gaunama:

∆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

Taigi susidarius druskai vienam moliui išsiskiria beveik 4 kJ energijos.

Kai medžiaga keičiasi iš kietos į skystą, skystą į dujas arba kietą į dujas, šiuose pokyčiuose dalyvauja specifinės entalpijos. Tirpimo entalpija (arba latentinė šiluma) apibūdina perėjimą nuo kieto į skystą (atvirkštinė vertė yra atimta ši vertė ir vadinama sintezės entalpija), garavimo entalpija apibūdina perėjimas iš skysčio į dujas (o priešingai yra kondensacija), o sublimacijos entalpija apibūdina perėjimą nuo kieto prie dujų (atvirkštinė dalis vėl vadinama kondensacijos entalpija).

Vandeniui lydymosi entalpija yra ∆H_tirpsta = 6,007 kJ / mol. Įsivaizduokite, kad kaitinsite ledą nuo 250 Kelvino kol jis ištirps, o tada pašildykite vandenį iki 300 K. Šildymo dalių entalpijos pakeitimas yra tik reikalinga šiluma, todėl ją galite rasti naudodami:

∆H = nC∆T

Kur (n) yra apgamų skaičius, (∆T) - temperatūros pokytis ir (C) - specifinė šiluma. Savitoji ledo šiluma yra 38,1 J / K mol, o savitoji vandens šiluma - 75,4 J / K mol. Taigi skaičiavimas atliekamas keliomis dalimis. Pirma, ledas turi būti pašildytas nuo 250 K iki 273 K (t. Y. Nuo –23 ° C iki 0 ° C). 5 moliams ledo tai yra:

∆H = nC∆T

= 5 mol × 38,1 J / K mol × 23 K

= 4,382 kJ

Dabar padauginkite lydymosi entalpiją iš apgamų skaičiaus:

∆H = n ∆H_tirpsta

= 5 mol × 6,007 kJ / mol

= 30,035 kJ

Garavimo skaičiavimai yra tokie patys, išskyrus tai, kad garuojančios entalpijos vietoje tirpstančiosios. Galiausiai apskaičiuokite galutinę kaitinimo fazę (nuo 273 iki 300 K) taip pat, kaip ir pirmąją:

∆H = nC∆T

= 5 mol × 75,4 J / K mol × 27 K

= 10,179 kJ

Apibendrinkite šias dalis, kad rastumėte bendrą reakcijos entalpijos pokytį:

∆H_viso = 10,179 kJ + 30,035 kJ + 4,382 kJ

= 44,596 kJ

Heso dėsnis yra naudingas, kai jūsų svarstoma reakcija turi dvi ar daugiau dalių ir norite sužinoti bendrą entalpijos pokytį. Jame teigiama, kad reakcijos ar proceso entalpijos pokytis nepriklauso nuo kelio, kuriuo jis vyksta. Tai reiškia, kad jei reakcija transformuojasi į medžiagą į kitą, nesvarbu, ar reakcija vyksta viename etape (reagentai tampa produktais (ar reagentai tampa tarpininkais, o paskui tampa produktais), atsirandantys entalpijos pokyčiai yra tokie patys abu atvejai.

Paprastai tai padeda parengti diagramą (žr. Ištekliai), kuri padės jums naudoti šį įstatymą. Vienas iš pavyzdžių yra tai, kad jei pradedate nuo šešių molių anglies kartu su trimis vandeniliu, jie dega jungdamiesi su deguonimi kaip tarpiniu žingsniu, tada susidaro benzolas kaip galutinis produktas.

Hesso įstatymas teigia, kad reakcijos entalpijos pokytis yra abiejų dalių entalpijos pokyčių suma. Šiuo atveju vieno anglies molio deginimas turi ∆H = −394 kJ / mol (tai įvyksta šešis kartus reakcijos metu), entalpijos pokytis deginant vieną molį vandenilio dujų yra ∆H = −286 kJ / mol (tai atsitinka tris kartus), o anglies dioksido ir vandens tarpininkai tampa benzenu, pasikeitus entalpijai changeH = +3,267 kJ / mol.

Paimkite šių pokyčių sumą, kad surastumėte bendrą entalpijos pokytį, nepamirškite jų padauginti iš pirmojoje reakcijos stadijoje reikalingo apgamų skaičiaus:

∆H_viso = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267

= 3,267 − 2,364 - 858

= 45 kJ / mol