Cum se calculează modificarea entalpiei

Modificarea entalpiei unei reacții este cantitatea de căldură absorbită sau eliberată pe măsură ce are loc reacția, dacă se întâmplă la o presiune constantă. Completați calculul în diferite moduri, în funcție de situația specifică și de ce informații aveți la dispoziție. Pentru multe calcule, legea lui Hess este informația cheie pe care trebuie să o utilizați, dar dacă cunoașteți entalpia produselor și a reactanților, calculul este mult mai simplu.

TL; DR (Prea lung; Nu am citit)

Puteți calcula modificările entalpiei folosind formula simplă: ∆H = H_produse - H_reactanți

Definiția exactă a entalpiei (H) este suma energiei interne (U) plus produsul de presiune (P) și volum (V). În simboluri, acesta este:

H = U + PV

Prin urmare, o modificare a entalpiei (∆H) este:

∆H = ∆U + ∆P∆V

Unde simbolul delta (∆) înseamnă „schimbare”. În practică, presiunea este menținută constantă și ecuația de mai sus este mai bine prezentată ca:

∆H = ∆U + P∆V

Cu toate acestea, pentru o presiune constantă, schimbarea entalpiei este pur și simplu căldura (q) transferată:

∆H = q

Dacă (q) este pozitiv, reacția este endotermă (adică absoarbe căldura din împrejurimile sale), iar dacă este negativă, reacția este exotermă (adică eliberează căldură în împrejurimile sale). Entalpia are unități de kJ / mol sau J / mol sau, în general, energie / masă. Ecuațiile de mai sus sunt într-adevăr legate de fizica fluxului de căldură și a energiei: termodinamica.

Cea mai de bază modalitate de a calcula modificarea entalpiei utilizează entalpia produselor și a reactanților. Dacă cunoașteți aceste cantități, utilizați următoarea formulă pentru a stabili modificarea generală:

∆H = H_produse - H_reactanți

Adăugarea unui ion de sodiu la un ion de clorură pentru a forma clorură de sodiu este un exemplu de reacție pe care o puteți calcula astfel. Sodiul ionic are o entalpie de -239,7 kJ / mol, iar ionul clorură are entalpia -167,4 kJ / mol. Clorura de sodiu (sare de masă) are o entalpie de -411 kJ / mol. Inserarea acestor valori oferă:

∆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

Deci, formarea sării eliberează aproape 4 kJ de energie pe mol.

Atunci când o substanță se schimbă din solid în lichid, lichid în gaz sau solid în gaz, există entalpii specifice implicate în aceste modificări. Entalpia (sau căldura latentă) de topire descrie tranziția de la solid la lichid (reversul este minus această valoare și se numește entalpia de fuziune), entalpia de vaporizare descrie trecerea de la lichid la gaz (iar opusul este condensarea) și entalpia sublimării descrie trecerea de la solid la gaz (reversul se numește din nou entalpia condensării).

Pentru apă, entalpia topirii este ∆H_topire = 6,007 kJ / mol. Imaginați-vă că încălziți gheața de la 250 Kelvin până când se topește, apoi încălziți apa la 300 K. Schimbarea entalpiei pentru piesele de încălzire este doar căldura necesară, astfel încât să o puteți găsi folosind:

∆H = nC∆T

Unde (n) este numărul de moli, (∆T) este schimbarea temperaturii și (C) este căldura specifică. Căldura specifică a gheții este de 38,1 J / K mol, iar căldura specifică a apei este de 75,4 J / K mol. Deci calculul are loc în câteva părți. În primul rând, gheața trebuie încălzită de la 250 K la 273 K (adică, -23 ° C la 0 ° C). Pentru 5 moli de gheață, acesta este:

∆H = nC∆T

= 5 mol × 38,1 J / K mol × 23 K

= 4,382 kJ

Acum înmulțiți entalpia topirii cu numărul de aluniți:

∆H = n ∆H_topire

= 5 mol × 6.007 kJ / mol

= 30,035 kJ

Calculele pentru vaporizare sunt aceleași, cu excepția entalpiei de vaporizare în locul celei de topire. În cele din urmă, calculați faza finală de încălzire (de la 273 la 300 K) în același mod ca prima:

∆H = nC∆T

= 5 mol × 75,4 J / K mol × 27 K

= 10,179 kJ

Sumați aceste părți pentru a găsi modificarea totală a entalpiei pentru reacție:

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

= 44,596 kJ

Legea lui Hess este utilă atunci când reacția pe care o luați în considerare are două sau mai multe părți și doriți să găsiți schimbarea generală a entalpiei. Se afirmă că schimbarea entalpiei pentru o reacție sau proces este independentă de calea prin care se produce. Aceasta înseamnă că, dacă reacția se transformă pe substanță în alta, nu contează dacă reacția are loc într-o etapă (reactanții devin produse imediat) sau dacă trece prin mai multe etape (reactanții devin intermediari și apoi devin produse), modificarea rezultată a entalpiei este aceeași în ambele cazuri.

De obicei, vă ajută să desenați o diagramă (consultați Resurse) pentru a vă ajuta să utilizați această lege. Un exemplu este dacă începeți cu șase moli de carbon combinate cu trei de hidrogen, acestea arde pentru a se combina cu oxigenul ca etapă intermediară și apoi formează benzen ca produs final.

Legea lui Hess afirmă că modificarea entalpiei reacției este suma modificărilor entalpiei ambelor părți. În acest caz, arderea unui mol de carbon are ∆H = -394 kJ / mol (acest lucru se întâmplă de șase ori în reacție), schimbarea entalpiei pentru arderea unui mol de hidrogen gazos este ∆H = −286 kJ / mol (acest lucru se întâmplă de trei ori), iar intermediarii de dioxid de carbon și apă devin benzen cu o modificare a entalpiei de ∆H = +3.267 kJ / mol.

Luați suma acestor modificări pentru a găsi modificarea entalpiei totale, amintindu-vă că înmulțiți fiecare cu numărul de aluniți necesari în prima etapă a reacției:

∆H_total = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267

= 3,267 − 2,364 - 858

= 45 kJ / mol