Како израчунати промену енталпије

Садржај

• ТЛ; ДР (Предуго; нисам прочитао)
• Дефиниција енталпије
• Једноставно рачунање промене енталпије
• Ентхалпија фазних прелаза
• Хессов закон

Промјена енталпије реакције је количина топлоте апсорбоване или ослобођене током реакције, ако се одвија под сталним притиском. Израчун довршите на различите начине, овисно о конкретној ситуацији и информацијама које имате на располагању. За многе прорачуне, Хессов закон је кључни податак који требате да користите, али ако знате енталпију производа и реактаната, израчунавање је много једноставније.

ТЛ; ДР (Предуго; нисам прочитао)

Промене енталпије можете израчунати једноставном формулом: ∆Х = Х_{производи} - Х_{реактанти}

Дефиниција енталпије

Прецизна дефиниција енталпије (Х) је збир унутрашње енергије (У) плус продукта притиска (П) и запремине (В). У симболима је ово:

Х = У + ПВ

Промјена енталпије (∆Х) је, дакле:

∆Х = ∆У + ∆П∆В

Тамо где делта симбол (меанс) значи „промена.“ У пракси се притисак одржава константним и горња једнаџба је боље приказана као:

∆Х = ∆У + П∆В

Међутим, за константан притисак, промена енталпије је једноставно пренета топлота (к):

∆Х = к

Ако је (к) позитиван, реакција је ендотермична (тј. Апсорбује топлоту из своје околине), а ако је негативна, реакција је егзотермна (тј. Ослобађа топлоту у околину). Енталпија има јединице кЈ / мол или Ј / мол, или уопште, енергију / масу. Горе наведене једнаџбе су заиста повезане са физиком топлотног тока и енергије: термодинамиком.

Једноставно рачунање промене енталпије

Најосновнији начин да се израчуна промена енталпије користи се енталпија производа и реактаната. Ако знате ове количине, користите следећу формулу за израду укупне промене:

∆Х = Х_{производи} - Х_{реактанти}

Додавање натријум јона хлоридном јону да би се формирао натријум хлорид је пример реакције коју можете израчунати на овај начин. Јонски натријум има енталпију -239,7 кЈ / мол, а хлоридни јон има енталпију -167,4 кЈ / мол. Натријум-хлорид (кухињска со) има енталпију од –411 кЈ / мол. Уметање ових вредности даје:

∆Х = -411 кЈ / мол - (-239,7 кЈ / мол -167,4 кЈ / мол)

= −411 кЈ / мол - (-407,1 кЈ / мол)

= -411 кЈ / мол + 407,1 кЈ / мол = -3,9 кЈ / мол

Тако настајање соли ослобађа готово 4 кЈ енергије по молу.

Ентхалпија фазних прелаза

Када се супстанца промени из чврстог у течно, течно у гас или чврсто у гас, постоје одређене енталпије које су укључене у ове промене. Енталпија (или латентна топлота) топљења описује прелазак од круте до течне (реверзна је минус ове вредности и назива се енталпија фузије), енталпија испаравања описује прелазак са течности у гас (а супротно је кондензација) и енталпија сублимације описује прелазак из чврсте у гас (реверса се опет назива енталпија кондензације).

За воду је енталпија топљења ∆Х_{топљење} = 6.007 кЈ / мол. Замислите да загрејете лед од 250 Келвина док се не отопи, а затим загревате воду на 300 К. Промена енталпије за грејне делове је управо потребна топлота, тако да је можете пронаћи користећи:

∆Х = нЦ∆Т

Где је (н) број молова, (∆Т) је промена температура и (Ц) специфична топлота. Специфична топлота леда је 38,1 Ј / К мол, а специфична топлота воде је 75,4 Ј / К мол. Дакле, израчунавање се одвија у неколико делова. Прво, лед се мора загрејати са 250 К на 273 К (тј., -23 ° Ц до 0 ° Ц). За 5 молова леда ово је:

∆Х = нЦ∆Т

= 5 мол × 38,1 Ј / К мол × 23 К

= 4.382 кЈ

Сада помножите енталпију топљења са бројем молова:

∆Х = н ∆Х_{топљење}

= 5 мол × 6.007 кЈ / мол

= 30.035 кЈ

Прорачуни за испаравање су исти, осим са енталпијом испаравања уместо оне која се топи. Коначно, израчунајте задњу фазу грејања (од 273 до 300 К) на исти начин као прву:

∆Х = нЦ∆Т

= 5 мол × 75,4 Ј / К мол × 27 К

= 10.179 кЈ

Збројите ове делове да бисте пронашли потпуну промену енталпије за реакцију:

∆Х_укупно = 10.179 кЈ + 30.035 кЈ + 4.382 кЈ

= 44.596 кЈ

Хессов закон

Хесс-ов закон је користан када реакција коју разматрате има два или више делова и желите да пронађете укупну промену у енталпији. Наводи да је промена енталпије реакције или процеса независно од пута којим се догађа. То значи да ако се реакција трансформише из супстанце у другу, није важно да ли се реакција одвија у једном кораку (реактанти постају производи одмах) или да ли пролази кроз много корака (реактанти постају посредници, а затим постају производи), настала енталпија се мења исто је у оба случаја.

Обично помаже да се направи дијаграм (види Ресурси) који ће вам помоћи да користите овај закон. Један пример је ако започнете са шест молова угљеника у комбинацији са три водоника, они се сагоревају да би се комбиновали са кисеоником као посредничким кораком и затим формирали бензен као крајњи производ.

Хесс-ов закон каже да је промена енталпије реакције сума промена енталпије оба дела. У овом случају, сагоревање једног мола угљеника има ∆Х = −394 кЈ / мол (ово се догађа шест пута у реакцији), промена енталпије за сагоревање једног мола водоничног гаса је ∆Х = −286 кЈ / мол (ово се догађа три пута) и посредници угљен-диоксида и воде постају бензен са променом енталпије од ∆Х = +3,267 кЈ / мол.

Узмите зброј ових промена да бисте пронашли укупну промену енталпије, памтећи да множите сваки број молова потребних у првој фази реакције:

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

= 3,267 − 2,364 - 858

= 45 кЈ / мол