Entalpi Değişimi Nasıl Hesaplanır

Bir reaksiyonun entalpi değişimi, sabit bir basınçta meydana gelirse, reaksiyon gerçekleşirken emilen veya salınan ısı miktarıdır. Özel duruma ve elinizde hangi bilgilere sahip olduğunuza bağlı olarak hesaplamayı farklı şekillerde tamamlarsınız. Birçok hesaplama için, Hess yasası kullanmanız gereken en önemli bilgi parçasıdır, ancak ürünlerin ve reaktanların entalpisini biliyorsanız, hesaplama çok daha basittir.

TL; DR (Çok Uzun; Okumadım)

Basit formülü kullanarak entalpideki değişiklikleri hesaplayabilirsiniz: ∆H = H_{Ürün:% s} -H_reaktanlar

Entalpinin (H) kesin tanımı, iç enerjinin (U) ve basınç (P) ve hacmin (V) çarpımının toplamıdır. Sembollerde, bu:

H = U + PV

Bu nedenle entalpideki (∆H) bir değişiklik:

∆H = ∆U + ∆P∆V

Delta sembolü (∆) "değiştir" anlamına gelir. Pratikte basınç sabit tutulur ve yukarıdaki denklem şu şekilde daha iyi gösterilir:

∆H = ∆U + P∆V

Bununla birlikte, sabit bir basınç için, entalpideki değişim basitçe aktarılan ısıdır (q):

∆H = q

(q) pozitifse, reaksiyon endotermiktir (yani çevresinden ısıyı emer) ve negatifse reaksiyon ekzotermiktir (yani çevreye ısı verir). Entalpi, kJ/mol veya J/mol veya genel olarak enerji/kütle birimlerine sahiptir. Yukarıdaki denklemler gerçekten ısı akışı ve enerji fiziği ile ilgilidir: termodinamik.

Entalpi değişimini hesaplamanın en temel yolu, ürünlerin ve reaktanların entalpisini kullanır. Bu miktarları biliyorsanız, genel değişikliği hesaplamak için aşağıdaki formülü kullanın:

∆H = H_{Ürün:% s} -H_reaktanlar

Sodyum klorür oluşturmak için bir klorür iyonuna bir sodyum iyonunun eklenmesi, bu şekilde hesaplayabileceğiniz bir reaksiyon örneğidir. İyonik sodyumun entalpisi -239.7 kJ/mol ve klorür iyonunun entalpisi -167.4 kJ/mol'dür. Sodyum klorür (sofra tuzu) -411 kJ/mol entalpisine sahiptir. Bu değerlerin eklenmesi şunları sağlar:

∆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

Böylece tuz oluşumu, mol başına neredeyse 4 kJ enerji açığa çıkarır.

Bir madde katıdan sıvıya, sıvıdan gaza veya katıdan gaza değiştiğinde, bu değişikliklere dahil olan belirli entalpiler vardır. Erimenin entalpisi (veya gizli ısısı) katıdan sıvıya geçişi tanımlar (tersi eksi bu değerdir ve füzyon entalpisi olarak adlandırılır), buharlaşma entalpisi sıvıdan gaza geçiş (ve tersi yoğuşmadır) ve süblimleşme entalpisi katıdan gaza geçişi tanımlar (tersi yine yoğuşma entalpisi olarak adlandırılır).

Su için erime entalpisi ∆H'dir._erime = 6.007 kJ/mol. Buzu 250 Kelvin'den eriyene kadar ısıttığınızı ve ardından suyu 300 K'ye kadar ısıttığınızı hayal edin. Isıtma parçalarının entalpi değişimi sadece gerekli olan ısıdır, bu nedenle aşağıdakileri kullanarak bulabilirsiniz:

∆H = nC∆T

Burada (n) mol sayısı, (∆T) sıcaklıktaki değişim ve (C) özgül ısıdır. Buzun özgül ısısı 38.1 J/K mol ve suyun özgül ısısı 75.4 J/K mol'dür. Yani hesaplama birkaç kısımda gerçekleşir. İlk olarak, buz 250 K'dan 273 K'ye (yani, -23 °C ila 0°C) ısıtılmalıdır. 5 mol buz için bu:

∆H = nC∆T

= 5 mol × 38.1 J/K mol × 23 K

= 4.382 kJ

Şimdi erime entalpisini mol sayısıyla çarpın:

∆H = n ∆H_erime

= 5 mol × 6.007 kJ/mol

= 30.035 kJ

Buharlaşma hesaplamaları, erime entalpisi yerine buharlaşma entalpisi dışında aynıdır. Son olarak, son ısıtma aşamasını (273 ila 300 K arasında) birinciyle aynı şekilde hesaplayın:

∆H = nC∆T

= 5 mol × 75,4 J/K mol × 27 K

= 10.179 kJ

Tepkimenin entalpisindeki toplam değişimi bulmak için bu kısımları toplayın:

∆H_Toplam = 10.179 kJ + 30.035 kJ + 4.382 kJ

= 44.596 kJ

Hess yasası, düşündüğünüz reaksiyonun iki veya daha fazla parçası olduğunda ve entalpideki genel değişikliği bulmak istediğinizde kullanışlıdır. Bir reaksiyon veya süreç için entalpi değişiminin, meydana geldiği yoldan bağımsız olduğunu belirtir. Bu, reaksiyonun bir madde üzerinde başka bir maddeye dönüşmesi durumunda, reaksiyonun bir adımda gerçekleşmesinin (reaktanlar ürün olur hemen) veya birçok adımdan geçip geçmediği (reaktanlar aracı olur ve sonra ürün olur), sonuçta ortaya çıkan entalpi değişimi aynıdır. Her iki durumda da.

Bu yasayı kullanmanıza yardımcı olmak için genellikle bir şema çizmenize yardımcı olur (Kaynaklara bakın). Bir örnek, altı mol karbonun üç hidrojenle birleşmesi ile başlarsanız, ara adım olarak oksijenle birleşip yanarak son ürün olarak benzen oluştururlar.

Hess yasası, reaksiyonun entalpisindeki değişimin her iki parçanın entalpisindeki değişikliklerin toplamı olduğunu belirtir. Bu durumda, bir mol karbonun yanması ∆H = -394 kJ/mol'dür (bu, reaksiyonda altı kez olur), bir molün yanması için entalpi değişimi ∆H = −286 kJ/mol (bu üç kez olur) ve karbon dioksit ve su aracıları, ∆H = +3,267 entalpi değişimi ile benzen haline gelir. kJ/mol.

Toplam entalpi değişimini bulmak için bu değişikliklerin toplamını alın, her birini reaksiyonun ilk aşamasında ihtiyaç duyulan mol sayısıyla çarpmayı unutmayın:

∆H_Toplam = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267

= 3,267 − 2,364 - 858

= 45 kJ/mol