КАКВО Е ЕНТАЛПИЯ? - ХИМИЯ - 2025

В енталпия е мярка за количеството енергия, съдържаща се в тялото (система) с обем, се подлага на налягане и е взаимозаменяем с околната среда. Тя е представена с буквата H. Физическата единица, свързана с нея, е джаулът (J = kgm2 / s2).

Математически може да се изрази по следния начин:

H = U + PV

Където:

Н = Енталпия

U = вътрешна енергия на системата

P = налягане

V = обем

Ако и U, и P, и V са състояния, H също ще бъде. Това е така, защото в даден момент могат да бъдат дадени някои начални и крайни условия за променливата, която ще се изучава в системата.

Каква е енталпията на образуването?

Това е топлината, погълната или освободена от система, когато 1 мол от продукт от веществото се произвежда от неговите елементи в нормалното им състояние на агрегиране; твърдо, течно, газообразно, разтвор или в най-стабилното му алотропно състояние.

Най-стабилното алотропно състояние на въглерода е графитът, освен че е при нормални условия на атмосфера на налягане 1 и температура 25 ° С.

Обозначава се като ΔH ° f. По този начин:

ΔH ° f = H краен - H начален

Δ: гръцка буква, която символизира промяната или изменението на енергията на крайно състояние и начално. Подписът f означава образуване на съединение и суперскрипт или стандартни условия.

пример

Като се има предвид реакцията на образуване на течна вода

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285.84 kJ / mol

Реагенти: Водород и кислород естественото му състояние е газообразно.

Продукт: 1 мол течна вода.

Трябва да се отбележи, че енталпиите на образуване съгласно определението са за 1 мол произведено съединение, така че реакцията трябва да се регулира, ако е възможно, с коефициенти на фракция, както се вижда в предишния пример.

Екзотермични и ендотермични реакции

В химически процес енталпията на образуването може да бъде положителна ΔHof> 0, ако реакцията е ендотермична, тоест, тя абсорбира топлина от средата или отрицателна ΔHof <0, ако реакцията е екзотермична с отделяне на топлина от системата.

Екзотермична реакция

Реактивите имат по-висока енергия от продуктите.

ΔH ° f <0

Ендотермична реакция

Реактивите имат по-ниска енергия от продуктите.

ΔH ° f> 0

За да напишете правилно химическо уравнение, то трябва да бъде моларно балансирано. За да бъде спазен "Законът за опазване на материята", той трябва да съдържа и информация за физическото състояние на реактивите и продуктите, което е известно като състояние на агрегация.

Трябва също да се вземе предвид, че чистите вещества имат енталпия на образуване от нула при стандартни условия и в най-стабилната си форма.

В химическа система, където има реагенти и продукти, енталпията на реакцията е равна на енталпията на образуване при стандартни условия.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Имайки предвид горното, трябва да:

ΔH ° rxn = ∑ произвежда H Hреактивни продукти Hreactive

Предвид следната фиктивна реакция

aA + bB cC

Където a, b, c са коефициентите на балансираното химично уравнение.

Изразът за енталпията на реакцията е:

ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)

Ако приемем, че: a = 2 mol, b = 1 mol, и c = 2 mol.

ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Изчислете ΔH ° rxn

ΔH ° rxn = 2mol (-30KJ / mol) - (2mol (300KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ)

ΔH ° rxn = -560KJ.

Тогава тя съответства на екзотермична реакция.

Енталпия на стойностите на образуване на някои неорганични и органични химични съединения при 25 ° С и 1 атм налягане

Упражнения за изчисляване на енталпията

Упражнение 1

Намерете енталпията на реакцията на NO2 (g) според следната реакция:

2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

Използвайки уравнението за енталпията на реакцията имаме:

ΔH ° rxn = ∑ произвежда H Hреактивни продукти Hreactive

ΔH ° rxn = 2mol (ΔH ° f NO2) - (2mol ΔH ° f NO + 1mol ΔH ° f O2)

В таблицата в предишния раздел можем да видим, че енталпията на образуването на кислород е 0 KJ / mol, тъй като кислородът е чисто съединение.

ΔH ° rxn = 2mol (33,18KJ / mol) - (2mol 90,25 KJ / mol + 1mol 0)

ΔH ° rxn = -114,14 KJ

Друг начин за изчисляване на енталпията на реакцията в химическа система е чрез използване на закона HESS, предложен от швейцарския химик Жермен Анри Хес през 1840 година.

Законът гласи: „Енергията, абсорбирана или отделена при химически процес, при който реактивите се превръщат в продукти, е една и съща, независимо дали се провежда на един етап или на няколко“.

Упражнение 2

Добавянето на водород към ацетилен за образуване на етан може да се извърши в един етап:

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311.42 KJ / mol

Или може да се случи и на два етапа:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174.47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136.95 KJ / mol

Като добавим и двете уравнения алгебрично, имаме:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174.47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136.95 KJ / mol

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° rxn = 311.42 KJ / mol

Упражнение 3

(Взето от quimitube.com. Упражнение 26. Термодинамика на закона на Хес)

Както може да се види в изложението на проблема, се появяват само някои числови данни, но химичните реакции не се появяват, следователно е необходимо да се запишат.

CH3CH2OH (l) + 302 (g) 2CO2 (g) +3 H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

Стойността на отрицателната енталпия е написана, защото проблемът казва, че има освобождаване на енергия. Трябва също да вземем предвид, че те са 10 грама етанол, следователно трябва да изчислим енергията за всеки мол етанол. За това се прави следното:

Търси се моларното тегло на етанола (сума от атомните тегла), стойност равна на 46 g / mol.

ΔH1 = -300 KJ (46 g) етанол = - 1380 KJ / mol

10 g етанол 1mol етанол

Същото се прави и с оцетната киселина:

CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH2 = -840 KJ / mol

ΔH2 = -140 KJ (60 g оцетна киселина) = - 840 KJ / mol

10 g оцетна киселина 1 mol оцетна киселина.

В предишните реакции са описани горенето на етанол и оцетна киселина, така че е необходимо да се напише проблемната формула, която е окисляването на етанол до оцетна киселина с производството на вода.

Това е реакцията, която проблемът изисква. Вече е балансиран.

CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) ΔH3 =?

Приложение на закона на Хес

За това умножаваме термодинамичните уравнения по числови коефициенти, за да ги направим алгебрични и да можем правилно да организираме всяко уравнение. Това се прави, когато един или повече реагенти не са от съответната страна на уравнението.

Първото уравнение остава същото, тъй като етанолът е от страната на реагента, както е посочено от проблемното уравнение.

Второто уравнение трябва да се умножи по коефициента -1 по такъв начин, че оцетната киселина, която е като реагент, да стане продукт

CH3CH2OH (l) + 302 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

- CH3COOH (l) - 2O2 (g) - 2CO2 (g) - 2H2O (l) ΔH2 = - (-840 KJ / mol)

CH3CH3OH + 3O2 -2O2 - CH3COOH 2CO2 + 3H2O -2CO2

-2H2O

Те добавят алгебрично и това е резултатът: исканото уравнение в задачата.

CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l)

Определете енталпията на реакцията.

По същия начин, както всяка реакция се умножи по числовия коефициент, стойността на енталпиите също трябва да бъде умножена

ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)

ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol

ΔH3 = - 540 KJ / mol.

В предишното упражнение етанолът има две реакции: изгаряне и окисляване.

Във всяка реакция на горене се образува CO2 и H2O, докато при окисляването на първичен алкохол като етанол се образува оцетна киселина

Препратки

1. Седрон, Хуан Карлос, Виктория Ланда, Хуана Роблес (2011). Обща химия. Учебен материал. Лима: Папски католически университет в Перу.
2. Химия. Libretexts. Термохимия. Взета от hem.libretexts.org.
3. Левайн, I. Физикохимия. vol.2.