- H = U + PV
- Care este entalpia formării?
- Exemplu
- Reacții exotermice și endoterme
- Reacție exotermică
- Reacție endotermică
- Entalpia valorilor formării unor compuși chimici anorganici și organici la 25 ° C și 1 atm de presiune
- Exerciții pentru calcularea entalpiei
- Exercitiul 1
- Exercițiul 2
- Exercițiul 3
- Referințe
Entalpia este o măsură a cantității de energie conținută într - un corp (sistem) având un volum, este supus la presiune și este interschimbabil cu mediul său. Este reprezentată de litera H. Unitatea fizică asociată acesteia este Joule (J = kgm2 / s2).
Matematic poate fi exprimat astfel:
H = U + PV
Unde:
H = Entalpie
U = Energia internă a sistemului
P = presiune
V = volum
Dacă atât U cât și P și V sunt funcții de stare, H va fi la fel de bine. Acest lucru se datorează faptului că la un moment dat, anumite condiții inițiale și finale pot fi date pentru ca variabila să fie studiată în sistem.
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 starea lor normală de agregare; soluție solidă, lichidă, gazoasă, sau în cea mai stabilă stare alotropă.
Cea mai stabilă stare alotropă a carbonului este grafitul, pe lângă faptul că se află în condiții normale de presiune 1 atmosferă și 25 ° C de temperatură.
Se notează ca ΔH ° f. În acest fel:
ΔH ° f = H final - H inițială
Δ: Litera greacă care simbolizează schimbarea sau variația energiei unei stări finale și a unei inițiale. Subscriptul f semnifică formarea compusului și superscriptul sau condițiile standard.
Exemplu
Având în vedere reacția de formare a apei lichide
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285,84 kJ / mol
Reactivi : Hidrogen și oxigen starea sa naturală este gazoasă.
Produs : 1 molă de apă lichidă.
Trebuie menționat că entalpiile de formare conform definiției sunt pentru 1 mol de compus produs, astfel încât reacția trebuie ajustată, dacă este posibil, cu coeficienți fracționali, așa cum se vede în exemplul precedent.
Reacții exotermice și endoterme
Într-un proces chimic, entalpia de formare poate fi pozitivă ΔHof> 0 dacă reacția este endotermică, adică absoarbe căldura din mediu sau negativă ΔH <0 dacă reacția este exotermă cu emisia de căldură din sistem.
Reacție exotermică
Reactanții au o energie mai mare decât produsele.
ΔH ° f <0
Reacție endotermică
Reactanții au o energie mai mică decât produsele.
ΔH ° f> 0
Pentru a scrie corect o ecuație chimică, aceasta trebuie să fie echilibrată molar. Pentru a respecta „Legea conservării materiei”, trebuie să conțină și informații despre starea fizică a reactanților și a produselor, care este cunoscută sub denumirea de stare de agregare.
De asemenea, trebuie luat în considerare faptul că substanțele pure au o entalpie de formare zero în condiții standard și în forma lor cea mai stabilă.
Într-un sistem chimic unde există reactanți și produse, entalpia de reacție este egală cu entalpia de formare în condiții standard.
ΔH ° rxn = ΔH ° f
Ținând cont de cele de mai sus, trebuie să:
ΔH ° rxn = ∑produse H ∑nreactive Hreactive
Având în vedere următoarea reacție fictivă
aA + bB cC
Când a, b, c sunt coeficienții ecuației chimice echilibrate.
Expresia pentru entalpia de reacție 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
ΔH ° rxn = 2mol (-30KJ / mol) - (2mol (300KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol)) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ
ΔH ° rxn = -560KJ.
Apoi corespunde unei reacții exotermice.
Entalpia valorilor formării unor compuși chimici anorganici și organici la 25 ° C și 1 atm de presiune
Exerciții pentru calcularea entalpiei
Exercitiul 1
Găsiți entalpia de reacție a NO2 (g) conform următoarei reacții:
2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)
Folosind ecuația pentru entalpia de reacție avem:
ΔH ° rxn = ∑produse H ∑nreactive Hreactive
ΔH ° rxn = 2mol (ΔH ° f NO2) - (2mol ΔH ° f NO + 1mol ΔH ° f O2)
În tabelul din secțiunea precedentă putem vedea că entalpia de formare a oxigenului este 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
Un alt mod de a calcula entalpia de reacție într-un sistem chimic este prin LEGEA HESS, propusă de chimistul elvețian Germain Henri Hess în 1840.
Legea spune: „Energia absorbită sau emisă într-un proces chimic în care reactanții sunt convertiți în produse este aceeași, indiferent dacă este realizată într-o etapă sau în mai multe”.
Exercițiul 2
Adăugarea de hidrogen în acetilenă pentru a forma etan poate fi realizată 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
Adăugând ambele ecuații algebric 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
Exercițiul 3
(Luat de la quimitube.com. Exercițiul 26. Termodinamica Legii lui Hess)
După cum se poate observa în enunțul problemei, apar doar câteva date numerice, dar reacțiile chimice nu apar, de aceea este necesar să le scriem.
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 considerăm că sunt 10 grame de etanol, de aceea trebuie să calculăm energia pentru fiecare molă de etanol. Pentru aceasta se face următoarele:
Se caută greutatea molară a etanolului (suma greutăților atomice), o valoare egală cu 46 g / mol.
ΔH1 = -300 KJ (46 g) etanol = - 1380 KJ / mol
10 g etanol 1mol etanol
Același lucru este valabil 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 anterioare sunt descrise combustiile etanolului și acidului acetic, de aceea este necesar să se scrie formula problemă, care este oxidarea etanolului la acid acetic cu producerea de apă.
Aceasta este reacția pe care o solicită problema. Este deja echilibrat.
CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) ΔH3 =?
Cererea de lege a lui Hess
Pentru aceasta, înmulțim ecuațiile termodinamice cu coeficienți numerici pentru a le face algebice și pentru a putea organiza fiecare ecuație corect. Aceasta se face atunci când unul sau mai mulți reactanți nu se află pe partea corespunzătoare a ecuației.
Prima ecuație rămâne aceeași, deoarece etanolul este pe partea reactantă, așa cum este indicat de ecuația problemă.
A doua ecuație trebuie înmulțită cu coeficientul -1 în așa fel încât acidul acetic care este la fel de reactiv să poată 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 + 3O2 -2O2 - CH3COOH 2CO2 + 3H2O -2CO2
-2H2O
Acestea adaugă algebric și acesta este rezultatul: ecuația solicitată în problemă.
CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l)
Determinați entalpia reacției.
În același mod în care fiecare reacție a fost înmulțită cu coeficientul numeric, trebuie de asemenea multiplicată valoarea entalpiilor
ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)
ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol
ΔH3 = - 540 KJ / mol.
În exercițiul precedent, etanolul are două reacții, arderea și oxidarea.
În fiecare reacție de ardere se formează CO2 și H2O, în timp ce în oxidarea unui alcool primar, cum ar fi etanolul, se formează acid acetic
Referințe
- Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Chimie generală. Material didactic. Lima: Universitatea Catolică Pontificală din Peru.
- Chimie. Libretexts. Termochimie. Luate din hem.libretexts.org.
- Levine, I. Fizicochimie. vol.2.