ŠTO JE ENTALPIJA? - KEMIJA - 2026

Entalpija je mjera količine energije koja se nalazi u tijelu (sustav) koji ima volumen, koji se podvrgava pritisku, a zamjenjiva s okolinom. Predstavlja se slovom H. Fizička jedinica povezana s njim je Joule (J = kgm2 / s2).

Matematički se to može izraziti na sljedeći način:

H = U + PV

Gdje:

H = entalpija

U = unutarnja energija sustava

P = pritisak

V = Glasnoća

Ako su i U i P i V državne funkcije, bit će i H. To je zato što se u datom trenutku mogu dati neki početni i krajnji uvjeti za varijablu koja se proučava u sustavu.

Što je entalpija formacije?

Sustav apsorbira ili oslobađa toplinu kada se 1 mol proizvoda neke tvari proizvede iz njegovih elemenata u njihovom normalnom stanju agregacije; kruta, tekuća, plinovita, otopina ili u najstabilnijem alotropnom stanju.

Najstabilnije alotropno stanje ugljika je grafit, osim što je u normalnim uvjetima atmosfere tlaka 1 i temperature 25 ° C.

Označeno je kao ΔH ° f. Na ovaj način:

ΔH ° f = H završno - H početno

Δ: grčko slovo koje simbolizira promjenu ili varijaciju energije konačnog stanja i početnog. Potpis f označava formiranje spoja i nadkript ili standardne uvjete.

Primjer

S obzirom na reakciju stvaranja tekuće vode

H2 (g) + ½O2 (g) H20 (l) ΔH ° f = -285,84 kJ / mol

Reagensi: vodik i kisik u prirodnom stanju su plinoviti.

Proizvod: 1 mol tekuće vode.

Treba napomenuti da su entalpije formacije prema definiciji proizvedene za 1 mol spoja, pa se reakcija mora prilagoditi ako je moguće s koeficijentima frakcije, kao što se vidi u prethodnom primjeru.

Egzotermne i endotermičke reakcije

U kemijskom procesu, entalpija stvaranja može biti pozitivna ΔHof> 0 ako je reakcija endotermična, tj. Apsorbira toplinu iz medija ili negativnu ΔHof <0 ako je reakcija egzotermna s emisijom topline iz sustava.

Egzotermna reakcija

Reaktanti imaju veću energiju od proizvoda.

ΔH ° f <0

Endotermička reakcija

Reaktanti imaju manju energiju od proizvoda.

ΔH ° f> 0

Da biste pravilno napisali kemijsku jednadžbu, ona mora biti molarno uravnotežena. Da bi se ispunio "Zakon o očuvanju materije", on mora sadržavati i podatke o fizičkom stanju reaktanata i proizvoda, što je poznato i kao stanje agregacije.

Također se mora uzeti u obzir da čiste tvari u normalnim uvjetima i u svom najstabilnijem obliku imaju entalpiju tvorbe nulu.

U kemijskom sustavu gdje postoje reaktanti i proizvodi, entalpija reakcije jednaka je entalpiji formacije u standardnim uvjetima.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Uzimajući u obzir gore navedeno, moramo:

ΔH ° rxn = ∑proizvodi H ∑reaktivni proizvodi Hreactive

S obzirom na sljedeću fiktivnu reakciju

aA + bB cC

Gdje su a, b, c koeficijenti uravnotežene kemijske jednadžbe.

Izraz za entalpiju reakcije je:

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

Pod pretpostavkom da su: a = 2 mola, b = 1 mol, i c = 2 mola.

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

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

ΔH ° rxn = -560KJ.

Tada odgovara egzotermnoj reakciji.

Entalpija tvorbenih vrijednosti nekih anorganskih i organskih kemijskih spojeva pri 25 ° C i 1 atm tlaka

Vježbe za izračun entalpije

Vježba 1

Pronađite entalpiju reakcije NO2 (g) prema sljedećoj reakciji:

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

Koristeći jednadžbu za entalpiju reakcije imamo:

ΔH ° rxn = ∑proizvodi H ∑reaktivni proizvodi Hreactive

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

U tablici u prethodnom odjeljku možemo vidjeti da je entalpija stvaranja za kisik 0 KJ / mol, jer je kisik čisti spoj.

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

ΔH ° rxn = -114,14 KJ

Drugi način izračunavanja entalpije reakcije u kemijskom sustavu je kroz HESS ZAKON koji je 1840. godine predložio švicarski kemičar Germain Henri Hess.

Zakon kaže: "Energija apsorbirana ili emitirana u kemijskom procesu u kojem se reaktanti pretvaraju u proizvode, ista je bez obzira na to je li izvedena u jednoj fazi ili u više".

Vježba 2

Dodavanje vodika u acetilen da nastane etan može se provesti u jednom koraku:

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311,42 KJ / mol

Ili se može dogoditi u dvije faze:

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

Dodajući obje algebarske jednadžbe imamo:

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

Vježba 3

(Preuzeto s quimitube.com. Vježba 26. Hess-ova zakonska termodinamika)

Kao što se može vidjeti u izjavi problema, pojavljuju se samo neki brojčani podaci, ali kemijske reakcije se ne pojavljuju, stoga ih je potrebno napisati.

CH3CH2OH (l) + 302 (g) 2CO2 (g) +3H20 (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

Vrijednost negativne entalpije je napisana jer problem kaže da dolazi do oslobađanja energije. Moramo također uzeti u obzir da je riječ o 10 grama etanola, stoga moramo izračunati energiju za svaki mol etanola. U tu svrhu se vrši sljedeće:

Traži se molarna težina etanola (zbroj atomske mase), vrijednosti jednake 46 g / mol.

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

10 g etanola 1 mmol etanola

Isto je učinjeno i s octenom kiselinom:

CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2H20 (l) ΔH2 = -840 KJ / mol

ΔH2 = -140 KJ (60 g octene kiseline) = - 840 KJ / mol

10 g octene kiseline 1 mol octene kiseline.

U prethodnim reakcijama opisano je izgaranje etanola i octene kiseline, pa je potrebno napisati problematičnu formulu, a to je oksidacija etanola u octenu kiselinu uz proizvodnju vode.

Ovo je reakcija koju problem traži. Već je uravnoteženo.

CH3CH2OH (l) + 0 (g) CH3COOH (l) + H20 (l) ΔH3 =?

Hess-ova primjena zakona

Za to pomnožimo termodinamičke jednadžbe s numeričkim koeficijentima kako bismo ih učinili algebričnim i kako bismo mogli pravilno organizirati svaku jednadžbu. To se provodi kad jedan ili više reaktanata nisu na odgovarajućoj strani jednadžbe.

Prva jednadžba ostaje ista jer je etanol na strani reaktanata, što je naznačeno i problematičnom jednadžbom.

Druga jednadžba mora se pomnožiti s koeficijentom -1 na način da octena kiselina koja je kao reaktant može postati proizvod

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

- CH3COOH (l) - 2O2 (g) - 2CO2 (g) - 2H20 (l) ΔH2 = - (-840 KJ / mol)

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

-2H2O

Oni dodaju algebarski i to je rezultat: tražena jednadžba u problemu.

CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H20 (l)

Odredite entalpiju reakcije.

Na isti način kao što je svaka reakcija pomnožena s numeričkim koeficijentom, vrijednosti entalpija moraju se pomnožiti

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

ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol

ΔH3 = - 540 KJ / mol.

U prethodnoj vježbi etanol ima dvije reakcije, izgaranje i oksidaciju.

U svakoj reakciji izgaranja dolazi do stvaranja CO2 i H2O, dok u oksidaciji primarnog alkohola poput etanola dolazi do stvaranja octene kiseline

Reference

1. Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Opća kemija. Nastavni materijal. Lima: Papinsko katoličko sveučilište u Peruu.
2. Kemija. Libretexts. Termokemija. Preuzeto sa hem.libretexts.org.
3. Levine, I. Fizikohemija. Vol.2.