Како израчунати енталпије реакције

Енталпија је повезана са топлотом која се или даје реакцијом или је потребна да би се реакција одвијала. То је повезано са снагом веза у супстанци, јер у тим везама постоји потенцијална енергија.

Да би се разумела енталпија, треба разумети прву енергију и термодинамику. Шта је термодинамика? То је квантитативан проучавање преноса енергије и трансформација.

Постоје многи облици енергије: електрична енергија, потенцијална наспрам кинетичке енергије, хемијска (везана) енергија или топлота. Атоми или молекули могу имати електричну енергију у смислу да се електрони могу добити или донирати. Електрична енергија је изузетно важна јер понашање електрона одређује како ће атом, молекул или супстанца реаговати.

Тхе електрична енергија молекула односи се на концепт стабилности: шта електрони желе да раде. Орбитале желим попуњава. Позитивни и негативни набоји привлаче једни друге да би постигли најнижи могући ниво енергије. Честице са истим наелектрисањем одбити један другог. Ово помаже у предвиђању шта ће електрони радити.

При формирању веза између атома, енергија се или ослобађа или је потребна. Количина енергије која је потребна за везивање елемената се назива везана енергија.

Трансфери енергије и трансформације:

• Судари преносе кинетичку енергију са објекта у покрету на други објекат.
• Врућа супстанца поред хладније супстанце резултираће преносом енергије (топлотне) са једне на другу.
• Потенцијална енергија прелази у кинетичку енергију када стена падне са избочине. Када стена падне о тло, њена кинетичка енергија се трансформише у топлотну.
• У реакцији сагоревања хемијска енергија се трансформише у топлотну.
• У реакцијама које мењају молекуларни састав, енергија је потребна или се ослобађа.

Тхе Закон о очувању енергије наводи да се енергија не ствара нити уништава.

Тхе појам система и околине у затвореном систему је веома важан у термодинамици. Када мерите промене температуре, мерите пренос енергије из система у околину (или обрнуто). Укупна количина енергије се не мења, већ се само преноси.

Енталпија (Х.) је термодинамичка функција која описује проток топлоте и изражава се у кЈ / мол. Важно је напоменути да енталпија није стриктно мера топлоте већ је повезана са притиском и запремином, као што можете видети у доњој формули.

Тхе енталпија формације је разлика у енталпији између једињења и елемената од којих је направљено.

Х = Е + пВ

Х. = енталпија, Е. = енергија, стр = притисак, В. = запремина

Први закон термодинамике наводи да енергија система плус његова околина остаје константна и представља збир топлоте (к) и рад (в) који се одвијају у том систему.

ΔЕ = к + в

Рад је такође проток енергије између система и његове околине. Једноставан начин визуализације рада као преноса енергије је замишљање клипова који се крећу када се на њих врши сила.

Хесс-ов закон: Када постоје две или више уравнотежених хемијских једначина које показују кораке реакције, промена енталпије за нето једначина је збир промене енталпија за сваку појединачну једначину.

Ово иде у прилог чињеници да је енталпија а државна функција, што значи да пређени пут не утиче на крајњи исход у погледу мерења енталпије. Ово је у складу са законом о очувању енергије у којем се енергија не ствара нити уништава.

Када супстанце прелазе између фаза (чврсте, течне, гасне), пренос енергије може се описати следећом формулом:

к = нЦ_мΔТ.

к = топлота, н = кртице, Ц__м = моларни топлотни капацитет, _Δ__Т = промена температуре

Специфични топлотни капацитет = количина енергије потребна за подизање температуре 1 кг материјала за 1 степен Целзијуса

Моларни специфични топлотни капацитет = количина енергије потребна за подизање температуре од 1 мола материјала за 1 јединицу

Пример 1: Израчунајте температурну промену која настаје додавањем 250 Ј топлотне енергије на 0,50 мола живе.

Визуелизујте дијаграм система грејања и околине у смеру стрелице у систем.

Користите формулу: к = нЦ_мΔТ

Пошто се од вас тражи промена температуре, преуређујете формулу:

ΔТ = к / нЦ_м

Потражите моларни топлотни капацитет живе: 28,3 Ј / мол К.

ΔТ = 250 Ј / (стр. 50 мол) (28,3 Ј / мол К)
ΔТ = 17,7 К.

Израчунавање енталпија формације укључује писање уравнотежених хемијских једначина и комбиновање промене енталпије сваког корака. Морате смањити једначине на такав начин да решавате за један атом атома који је наведен у питању. Процес је добро дефинисан у примеру испод.

Пример 2: Израчунајте промену енталпије по молу угљен-моноксида за реакцију угљен-моноксида са кисеоником дајући угљен-диоксид.

Угљен сагореван са ограниченим кисеоником резултираће угљен-моноксидом (ЦО), међутим, када има довољно кисеоника, производ ће бити угљен-диоксид (ЦО₂).

2 Ц (с) -> + О.₂ (г) -> 2 ЦО (г)

ΔХ = -221,0 кЈ

2 Ц (с) + О.₂ (г) -> ЦО₂ (г)

ΔХ = -393,5 кЈ

Преуредите прву једначину и обрните ΔХ, а затим уравнотежите другу једначину.

2 ЦО 9г) -> 2 Ц (с) + О.₂ (г)

ΔХ = +221,0 кЈ

2 Ц + 2 О.₂ (г) -> 2 ЦО₂ (г)

ΔХ = (2 мол) (- 393,5 кЈ) = -787,0 кЈ

Откажите '2 Ц (с)' и 'О.₂'са десне стране прве једначине са еквивалентима на левој страни друге једначине да би се постигло следеће:

2 ЦО (г) + О.₂ (г) -> 2 ЦО₂ (г)

ΔХ = (221,0 кЈ) + (-787,0 кЈ) = -566,0 кЈ

Пошто једначина тражи 1 мол ЦО₂, а не 2, поделите све делове једначине са 2 да бисте то постигли.

ЦО (г) + 1/2 О2 (г) -> ЦО2 (г)

ΔХ = -566,0 кЈ / 2 = -283,0 кЈ

Калориметрија је научно мерење преноса топлоте из система у околину или обрнуто. Постоје две врсте калориметара; један у коме притисак остаје константан и други у коме притисак може да се мења. У систему са сталним притиском, ако дође до промене запремине, дошло је до рада на проширењу. Један од сценарија када се то може догодити је када хемијски процес укључује гасове.