Acțiune:
Ce este entalpia?
Entalpia este măsura cantității de energie conținută într-un corp (sistem) care are un volum, este sub presiune și poate fi schimbat cu mediul său. Este reprezentată de litera H. Unitatea fizică asociată cu ea este iulie (J = kgm2 / s2).
Din punct de vedere matematic, acesta poate fi exprimat după cum urmează:
H = U + PV
în cazul în care:
H = Entalpia
U = Energia internă a sistemului
P = Presiune
V = Volum
Dacă ambele U și P și V sunt funcții de stare, H va fi prea. Acest lucru se datorează faptului că la un moment dat pot fi date condițiile finale și inițiale ale variabilei care va fi studiată în sistem.
index
- 1 Care este entalpia formării?
- 1.1 Exemplu
- 1.2 Reacții exoterme și endoterme
- 2 Exerciții pentru calcularea entalpiei
- 2.1 Exercițiul 1
- 2.2 Exercițiul 2
- 2.3 Exercițiul 3
- 3 Referințe
Care este entalpia formării?
Este căldura absorbită sau eliberată de un sistem atunci când 1 mol dintr-un produs dintr-o substanță este produs din elementele sale în stare normală de agregare; solide, lichide, gazoase, dizolvare sau în starea sa mai mult stabilă alotropică.
Cea mai stabilă stare alotropică de carbon este grafitul, pe lângă faptul că este în condiții de presiune normală de 1 atmosferă și 25 ° C.
Este notat ca ΔH ° f. În acest fel:
ΔH ° f = final H - Inițial H
Δ: litera greacă care simbolizează schimbarea sau variația energiei unei stări finale și inițiale. Indicele f, înseamnă formarea compusului și a condițiilor superioare sau standard.
exemplu
Luând în considerare reacția de formare a apei lichide
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285,84 kJ / mol
reactivii: Hidrogen și Oxigen, starea sa naturală este gazoasă.
produs: 1 mol de apă lichidă.
Trebuie notat faptul că entalpiile de formare conform definiției sunt pentru 1 mol de compus produs, deci reacția trebuie ajustată, dacă este posibil, cu coeficienți fracționali, după cum se vede în exemplul anterior.
Reacții exoterme și endoterme
Într-un proces chimic, entalpia de formare poate fi ΔHof pozitiv> 0 dacă reacția este endotermă, adică căldură mediul de absorbție sau ΔHof negativ <0 dacă reacția este exotermă cu emisia de căldură din sistem.
Reacție exotermă
Reactivii au mai multă energie decât produsele.
ΔH ° f <0
Reacția endotermică
Reactivii au o energie mai mică decât produsele.
ΔH ° f> 0
Pentru a scrie corect o ecuație chimică, trebuie să fie echilibrată molar. Pentru a respecta "legea conservării materiei", trebuie să conțină și informații despre starea fizică a reactivilor și a produselor, cunoscută sub numele de stare de agregare.
De asemenea, trebuie avut în vedere faptul că substanțele pure au o entalpie de formare de la zero la condițiile standard și în cea mai stabilă formă.
Într-un sistem chimic în care există reactanți și produse, entalpia reacției este egală cu entalpia formării în condiții standard.
ΔH ° rxn = ΔH ° f
Luând în considerare cele de mai sus, trebuie:
ΔH ° rxn = Produsele Hivectivos Σnreactivos Hreactivos
Având în vedere următoarea reacție fictivă
aA + bB cC
Unde a, b, c sunt coeficienții ecuației chimice echilibrate.
Expresia pentru entalpia reacției este:
ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)
Presupunând că: a = 2 mol, b = 1 mol și c = 2 mol.
ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Calculați ΔH ° rxn
.DELTA.H ° rxn = 2 mol (-30KJ / mol) - (2 mol (300KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100 kJ) = -560KJ
ΔH ° rxn = -560KJ.
Corespunde apoi unei reacții exoterme.
Valori entalpice ale formării unor compuși chimici anorganici și organici la 25 ° C și 1 atm de presiune
Exerciții pentru calcularea entalpiei
Exercițiul 1
Găsiți entalpia de reacție a NO2 (g) conform următoarei reacții:
2NO (g) + 02 (g) 2NO2 (g)
Folosind ecuația pentru entalpia reacției, avem:
ΔH ° rxn = Produsele Hivectivos Σnreactivos Hreactivos
ΔH ° rxn = 2mol (ΔH ° F NO2) - (2moli ΔH ° F NO + 1moli ΔH ° f O2)
În tabelul din secțiunea anterioară putem vedea că entalpia formării oxigenului este de 0 KJ / mol, deoarece oxigenul este un compus pur.
ΔH ° rxn = 2mol (33,18KJ / mol) - (2mol 90,25 KJ / mol + 1mol 0)
ΔH ° rxn = -114,14 KJ
O altă modalitate de a calcula entalpia reacției într-un sistem chimic este prin Legea HESS, propusă de chimistul elvețian Germain Henri Hess în anul 1840.
Legea spune: "Energia absorbită sau emisă într-un proces chimic în care reactanții devin produse este aceeași dacă se desfășoară într-o singură etapă sau în câteva".
Exercitarea 2
Adăugarea de hidrogen la acetilen pentru a forma etan poate fi efectuată într-o singură etapă:
C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311,42 KJ / mol
Sau se poate întâmpla și în două etape:
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
Prin adăugarea algebrică a ambelor ecuații avem:
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
Exercitarea 3
(Luată de la quimitube.com Exercițiul 26. Legea lui Hess privind termodinamica)
Calcularea entalpia de oxidare a etanolului pentru a se obține ca produs acid acetic și apă, știind că în arderea de 10 grame de etanol sunt eliberate 300 KJ de energie și arderea de 10 grame de acid acetic sunt eliberate 140 KJ de energie.
După cum puteți vedea în afirmația problemei, apar numai date numerice, dar reacțiile chimice nu apar, deci este necesar să le scrieți.
CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3 H2O (l) ΔH1 = -1380 kJ / mol.
Valoarea entalpiei negative este scrisă deoarece problema spune că există eliberare de energie. De asemenea, trebuie să vă gândiți că sunt 10 grame de etanol, deci trebuie să calculați energia pentru fiecare mol de etanol. Pentru aceasta, se fac următoarele:
Se caută greutatea molară a etanolului (suma greutăților atomice), valoare egală cu 46 g / mol.
ΔH1 = -300 KJ (46 g) etanol = 1380 KJ / mol
10 g etanol 1 mol etanol
Același lucru se întâmplă și pentru acidul acetic:
CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH2 = -840 kJ / mol
ΔH2 = -140 KJ (60 g acid acetic) = - 840 KJ / mol
10 g acid acetic 1 mol acid acetic.
În reacțiile de mai sus sunt descrise combustii de etanol și acid acetic, de aceea este necesar să se scrie problema formula este oxidarea etanolului la producția de apă acid acetic.
Aceasta este reacția care cere problema. Este deja echilibrat.
CH3CH2OH (1) + 02 (g) CH3COOH (1) + H20 (1) AH3 =
Aplicarea legii Hess
Pentru aceasta vom multiplica ecuațiile termodinamice prin coeficientul numeric pentru a le face algebrice și pentru a organiza corect fiecare ecuație. Acest lucru se face atunci când unul sau mai mulți reactivi nu se află pe partea corespunzătoare a ecuației.
Prima ecuație rămâne aceeași deoarece etanolul este pe partea reactivilor, așa cum este indicat de ecuația problemă.
A doua ecuație este necesară pentru a se multiplica cu coeficientul -1 astfel încât acidul acetic care este la fel de reactiv poate deveni produsul
CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) ΔH1 = -1380 kJ / mol.
- CH3COOH (l) - 2O2 (g) - 2CO2 (g) - 2H2O (l) ΔH2 = - (-840 kJ / mol)
CH3CH3OH + 302-2O2-CH3COOH2C02 + 3H20-CO22
-2H2O
Ele sunt adăugate algebric și acesta este rezultatul: ecuația solicitată în problemă.
CH3CH3OH (1) + 02 (g) CH3COOH (1) + H20 (1)
Determinați entalpia reacției.
În același mod în care fiecare reacție înmulțită cu coeficientul numeric, valoarea entalpiilor trebuie de asemenea multiplicată
ΔH3 = 1 x ΔH1-lxΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)
ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol
ΔH3 = - 540 KJ / mol.
În exercițiul anterior, etanolul prezintă două reacții, combustie și oxidare.
În fiecare reacție de ardere există formarea de CO2 și H2O, în timp ce în oxidarea unui alcool primar, cum ar fi etanolul, există formarea acidului acetic
referințe
- Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Chimie generală Materiale de predare Lima: Universitatea Catolică Pontificală din Peru.
- Chimie. Libretexts. Termochimie. Luat de la hem.libretexts.org.
- Levine, I. Fizicochimie. vol.2.