ŠTO JE ENTALPIJA FORMACIJE? (S VJEŽBAMA) - FIZIČKA - 2024

Formiranje entalpija entalpija promjena Preciznije formiranjem jednog mola spoja ili tvari u standardnim uvjetima. Pod standardnim tlačnim stanjem podrazumijeva se reakcija nastajanja pri atmosferskom tlaku jedne atmosfere i pri sobnoj temperaturi od 25 stupnjeva Celzijusa ili 298,15 Kelvina.

Uobičajeno stanje reaktivnih elemenata u reakcijskoj formaciji odnosi se na najčešće stanje agregacije (kruta, tekuća ili plina) tih tvari u standardnim uvjetima tlaka i temperature.

U reakciji stvaranja spoja, toplina se razmjenjuje s okolinom. Izvor: pixabay

Normalno stanje odnosi se i na najstabilniji alotropni oblik ovih reaktivnih elemenata u standardnim reakcijskim uvjetima.

Entalpija H je termodinamička funkcija koja se definira kao unutarnja energija U plus produkt tlaka P i volumena V tvari koje sudjeluju u kemijskoj reakciji stvaranja mola tvari:

H = U + P ∙ V

Entalpija ima dimenzije energije, a u Međunarodnom sustavu mjerenja mjeri se u Joulesu.

Standardna entalpija

Simbol za entalpiju je H, ali u specifičnom slučaju entalpije formacije označen je sa ΔH0f, što ukazuje da se odnosi na promjenu koja je doživjela ova termodinamička funkcija u reakciji stvaranja mola određenog spoja u standardnim uvjetima.

U notaciji superskript 0 označava standardne uvjete, a podpis f označava stvaranje jednog mola tvari polazeći od reaktanata u stanju agregacije i najstabilnijeg alotropnog oblika reaktanata u standardnim uvjetima.

Toplina formiranja

Prvi zakon utvrđuje da je izmjenjena toplina u termodinamičkom procesu jednaka varijaciji unutarnje energije tvari koje sudjeluju u procesu plus rada tih tvari u procesu:

Q = ΔU + W

U ovom se slučaju reakcija izvodi pri konstantnom tlaku, konkretno pod pritiskom jedne atmosfere, pa će rad biti rezultat tlaka i promjene volumena.

Tada je toplina stvaranja određenog spoja koju ćemo označiti Q0f povezana s promjenom unutarnje energije i volumena na sljedeći način:

Q0f = ΔU + P ΔV

Ali sjećajući se definicije standardne entalpije imamo sljedeće:

Q0f = ΔH0f

Razlika između entalpije i topline formacije

Ovaj izraz ne znači da su toplina formacije i entalpija formacije iste. Točna interpretacija je da je izmjenjena toplina tijekom reakcije stvaranja uzrokovala promjenu entropije tvari koja se formirala u odnosu na reaktante u standardnim uvjetima.

S druge strane, budući da je entalpija opsežna termodinamička funkcija, toplina stvaranja uvijek se odnosi na jedan mol nastalog spoja.

Ako je reakcija tvorbe egzotermna, tada je entalpija formacije negativna.

Naprotiv, ako je reakcija formacije endotermična, tada je entalpija formacije pozitivna.

Termokemijske jednadžbe

U jednadžbi termokemijske tvorbe ne moraju biti naznačeni samo reaktanti i proizvodi. U prvom redu potrebno je da se kemijska jednadžba uravnoteži na način da količina dobivenog spoja bude uvijek jedna mola.

S druge strane, stanje agregacije reaktanata i proizvoda mora biti naznačeno u kemijskoj jednadžbi. Ako je potrebno, mora se navesti i alotropni oblik istog, jer toplina stvaranja ovisi o svim tim čimbenicima.

U jednadžbi termokemijske formacije također mora biti naznačena entalpija formacije.

Pogledajmo nekoliko primjera dobro postavljenih termokemijskih jednadžbi:

H2 (g) + ½O2 (g) → H20 (g); ΔH0f = -241,9 kJ / mol

H2 (g) + ½O2 (g) → H20 (l); ΔH0f = -285,8 kJ / mol

H2 (g) + ½O2 (g) → H20 (s); ΔH0f = -292,6 kJ / mol

Važna razmatranja

- Svi su uravnoteženi na temelju stvaranja 1 mola proizvoda.

- Navedeno je stanje agregacije reagensa i proizvoda.

- Navedena je entalpija formacije.

Imajte na umu da entalpija tvorbe ovisi o stanju nakupljanja proizvoda. Od tri reakcije, najstabilnija u standardnim uvjetima je druga.

Kako je u kemijskoj reakciji, a posebno u reakciji formacije, bitna promjena entropije, a ne sama entropija, dogovoreno je da čisti elementi u svom molekularnom obliku i stanju prirodne agregacije u standardnim uvjetima imaju entropiju formacije. null.

Evo nekoliko primjera:

O2 (g); ΔH0f = 0 kJ / mol

Cl2 (g); ΔH0f = 0 kJ / mol

Na (s); ΔH0f = 0 kJ / mol

C (grafit); ΔH0f = 0 kJ / mol

Riješene vježbe

-Vježba 1

Znajući da je za stvaranje etena (C2H4) potrebno doprinijeti 52 kJ topline za svaki mol i da su njegovi reaktanti vodik i grafit, napišite termokemijsku jednadžbu za stvaranje etena.

Riješenje

Prvo podižemo kemijsku jednadžbu i uravnotežimo je na temelju jednog mola etena.

Zatim uzmemo u obzir da je potrebno osigurati toplinu za nastanak reakcije formacije, što ukazuje na to da je riječ o endotermičkoj reakciji i stoga je entropija formacije pozitivna.

2 C (kruti grafit) + 2 H2 (plin) → C2H4 (plin); ΔH0f = +52 kJ / mol

-Vježba 2

U standardnim uvjetima, vodik i kisik se miješaju u 5-litarskoj posudi. Kisik i vodik potpuno reagiraju bez ijednog reaktanata i tvore vodikov peroksid. U reakciju je u okoliš otpušteno 38,35 kJ topline.

Navedite kemijsku i termokemijsku jednadžbu. Izračunajte entropiju stvaranja vodikovog peroksida.

Riješenje

Reakcija stvaranja vodikovog peroksida je:

H2 (plin) + O2 (plin) → H2O2 (tekućina)

Imajte na umu da je jednadžba već uravnotežena na temelju jednog mola proizvoda. Odnosno, za stvaranje mola vodikovog peroksida potreban je jedan mol vodika i jedan mol kisika.

Ali izjava problema govori o tome da se u 5-litarskoj posudi miješaju vodik i kisik u standardnim uvjetima, pa znamo da svaki od plinova zauzima 5 litara.

Korištenje standardnih uvjeta za dobivanje termokemijske jednadžbe

S druge strane, u standardnim uvjetima tlak od 1 atm = 1,013 x 10⁵ Pa i temperatura od 25 ° C = 298,15 K.

U standardnim uvjetima 1 mol idealnog plina zauzet će 24,47 L, što se može provjeriti iz sljedećeg izračuna:

V = (1 mol * 8,3145 J / (mol * K) * 298,15 K) / 1,03 x 10 ° Pa = 0,02447 m³ = 24,47 L.

Budući da je dostupno 5 L, tada se broj molova svakog od plinova izračunava sa:

5 litara / 24.47 litara / mol = 0.204 molova svakog plinova.

Prema uravnoteženoj kemijskoj jednadžbi stvorit će se 0,204 molova vodikovog peroksida, ispuštajući 38,35 kJ topline u okoliš. Odnosno, za stvaranje jednog mola peroksida potrebno je 38,35 kJ / 0,204 molova = 188 kJ / mol.

Također, budući da se tijekom reakcije toplina oslobađa u okoliš, tada je entalpija stvaranja negativna. Konačno rezultira sljedećom termokemijskom jednadžbom:

H2 (plin) + O2 (plin) → H2O2 (tekućina); ΔH0f = -188 kJ / mol

Reference

1. Kesteni E. Entalpija u kemijskim reakcijama. Oporavilo od: lidiaconlaquimica.wordpress.com
2. Termokemija. Entalpija reakcije. Oporavak od: recursostic.educacion.es
3. Termokemija. Definicija standardne reakcijske entalpije. Oporavilo od: quimitube.com
4. Termokemija. Definicija entalpije formacije i primjeri. Oporavilo od: quimitube.com
5. Wikipedia. Standardna entalpija reakcije. Oporavilo sa: wikipedia.com
6. Wikipedia. Entalpija formacije. Oporavilo sa: wikipedia.com