Delen:
Wat is enthalpie?
de entalpia het is de maat voor de hoeveelheid energie in een lichaam (systeem) die een volume heeft, onder druk staat en kan worden uitgewisseld met zijn omgeving. Het wordt vertegenwoordigd door de letter H. De fysieke eenheid die ermee geassocieerd is, is de juli (J = kgm2 / s2).
Wiskundig gezien kan dit als volgt worden uitgedrukt:
H = U + PV
waarbij:
H = Enthalpy
U = interne energie van het systeem
P = druk
V = Volume
Als zowel U als P en V toestandsfuncties zijn, zal H dat ook zijn. Dit komt omdat op een gegeven moment definitieve en initiële voorwaarden van de variabele die in het systeem zal worden bestudeerd kunnen worden gegeven.
index
- 1 Wat is de enthalpie van training?
- 1.1 Voorbeeld
- 1.2 Exotherme en endotherme reacties
- 2 Oefeningen om de enthalpie te berekenen
- 2.1 Oefening 1
- 2.2 Oefening 2
- 2.3 Oefening 3
- 3 referenties
Wat is de enthalpie van training?
Het is de warmte die wordt opgenomen of afgegeven door een systeem wanneer, 1 mol van een product van een stof, wordt geproduceerd uit zijn elementen in hun normale aggregatietoestand; vast, vloeibaar, gasvormig, oplossen of in zijn meer stabiele allotrope toestand.
De meest stabiele allotrope toestand van koolstof is grafiet, naast het feit dat het bij normale drukomstandigheden 1 atmosfeer en 25 ° C temperatuur is.
Het wordt aangeduid als ΔH ° f. Op deze manier:
ΔH ° f = laatste H - eerste H
Δ: Griekse letter die de verandering of variatie in de energie van een uiteindelijke en een initiële toestand symboliseert. Het subscript f betekent vorming van de verbinding en de superscript- of standaardomstandigheden.
voorbeeld
Gezien de formatiereactie van vloeibaar water
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285.84 kJ / mol
reagentia: Waterstof en zuurstof, de natuurlijke staat is gasvormig.
product: 1 mol vloeibaar water.
Opgemerkt moet worden dat de enthalpieën van vorming volgens de definitie betrekking hebben op 1 mol geproduceerde verbinding, dus de reactie moet indien mogelijk worden bijgesteld met fractionele coëfficiënten, zoals te zien in het vorige voorbeeld..
Exotherme en endotherme reacties
In een chemisch proces kan de enthalpie van de vorming positief zijn ΔHof> 0 als de reactie endotherm is, wat betekent dat het warmte van het medium of negatieve AHof absorbeert<0 si la reacción es exotérmica con emisión de calor desde el sistema.
Exotherme reactie
De reagentia hebben meer energie dan de producten.
ΔH ° f <0
Endotherme reactie
Reagentia hebben een lagere energie dan producten.
ΔH ° f> 0
Om goed brief chemische vergelijking moet sluitend molarmente zijn. Om te voldoen aan de "Wet van de instandhouding van materie" moet het ook informatie bevatten over de fysische toestand van de reagentia en producten, de aggregatietoestand.
Men moet ook in gedachten houden dat zuivere substanties een enthalpie van vorming hebben van nul tot standaardcondities en in hun meest stabiele vorm.
In een chemisch systeem waar reactanten en producten zijn, hebben we dat de enthalpie van reactie gelijk is aan de enthalpie van formatie onder standaardomstandigheden.
ΔH ° rxn = ΔH ° f
Rekening houdend met het bovenstaande moeten we:
ΔH ° rxn = Σnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos
Gezien de volgende fictieve reactie
aA + bB cC
Waar a, b, c de coëfficiënten zijn van de gebalanceerde chemische vergelijking.
De uitdrukking voor de reactie-enthalpie is:
ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)
Aangenomen dat: a = 2 mol, b = 1 mol en c = 2 mol.
ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Bereken AH ° rxn
ΔH ° rxn = 2mol (-30KJ / mol) - (2mol (300KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ
ΔH ° rxn = -560KJ.
Komt dan overeen met een exotherme reactie.
Enthalpie-waarden voor de vorming van enkele anorganische en organische chemische verbindingen bij 25 ° C en 1 atm druk
Oefeningen om enthalpie te berekenen
Oefening 1
Zoek de enthalpie van de reactie van NO2 (g) volgens de volgende reactie:
2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)
Met behulp van de vergelijking voor de reactie-enthalpie hebben we:
ΔH ° rxn = Σnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos
ΔH ° rxn = 2mol (ΔH ° f NO2) - (2mol ΔH ° f NO + 1mol ΔH ° f O2)
In de tabel in het vorige gedeelte kunnen we zien dat de enthalpie van vorming voor zuurstof 0 KJ / mol is, omdat zuurstof een zuivere verbinding is.
ΔH ° rxn = 2mol (33,18KJ / mol) - (2mol 90,25 KJ / mol + 1 mol 0)
ΔH ° rxn = -114,14 KJ
Een andere manier om de enthalpie van de reactie in een chemisch systeem te berekenen, is via de HESS LAW, voorgesteld door de Zwitserse chemicus Germain Henri Hess in 1840.
De wet zegt: "De energie die wordt geabsorbeerd of uitgestoten in een chemisch proces waarbij de reactanten producten worden, is hetzelfde als het wordt uitgevoerd in één fase of in verschillende".
Oefening 2
De toevoeging van waterstof aan acetyleen om ethaan te vormen, kan in één stap worden uitgevoerd:
C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311.42 KJ / mol
Of het kan ook in twee fasen plaatsvinden:
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
Door beide vergelijkingen algebraïsch toe te voegen, hebben we:
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
Oefening 3
(Ontleend aan quimitube.com Oefening 26. Thermodynamica Wet van Hess)
Bereken de oxidatie-enthalpie van ethanol, te geven als azijnzuur en waterproducten, wetende dat bij de verbranding van 10 gram ethanol 300 KJ energie vrijkomt en bij de verbranding van 10 gram azijnzuur 140 KJ energie vrijkomt.
Zoals je kunt zien in de verklaring van het probleem, verschijnen alleen numerieke gegevens, maar chemische reacties verschijnen niet, dus het is noodzakelijk om ze te schrijven.
CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.
De waarde van de negatieve enthalpie wordt geschreven omdat het probleem zegt dat er energievrijgave is. Je moet ook bedenken dat het 10 gram ethanol is, dus je moet de energie voor elke mol ethanol berekenen. Hiervoor is het volgende gedaan:
Het molecuulgewicht van ethanol (som van de atoomgewichten), waarde gelijk aan 46 g / mol, wordt gezocht.
ΔH1 = -300 KJ (46 g) ethanol = - 1380 KJ / mol
10 g ethanol 1 mol ethanol
Hetzelfde gebeurt voor azijnzuur:
CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH2 = -840 KJ / mol
AH2 = -140 KJ (60 g azijnzuur) = - 840 KJ / mol
10 g azijnzuur 1 mol azijnzuur.
In de bovenstaande reacties zijn de verbrandingen van ethanol en azijnzuur beschreven, dus het is noodzakelijk om de probleemformule te schrijven die de oxidatie van ethanol tot azijnzuur met waterproductie is.
Dit is de reactie waar het probleem om vraagt. Het is al in evenwicht.
CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) ΔH3 = ?
Toepassing van de wet van Hess
Om dit te doen vermenigvuldigen we de thermodynamische vergelijkingen met de numerieke coëfficiënt om ze algebraïsch te maken en om elke vergelijking correct te organiseren. Dit gebeurt als een of meerdere reagentia niet aan de overeenkomstige kant in de vergelijking staan.
De eerste vergelijking blijft hetzelfde omdat de ethanol aan de kant van de reactanten is zoals aangegeven door de probleemvergelijking.
De tweede vergelijking is nodig om het met de coëfficiënt -1 te vermenigvuldigen op een zodanige manier dat het azijnzuur dat zo reactief is het product kan worden
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
Ze worden algebraïsch toegevoegd en dit is het resultaat: de gevraagde vergelijking in het probleem.
CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l)
Bepaal de enthalpie van de reactie.
Op dezelfde manier dat elke reactie vermenigvuldigd met de numerieke coëfficiënt, moet de waarde van de enthalpieën ook worden vermenigvuldigd
ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)
ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol
AH3 = - 540 KJ / mol.
In de vorige oefening vertoont ethanol twee reacties, verbranding en oxidatie.
Bij elke verbrandingsreactie is er de vorming van CO2 en H2O, terwijl bij de oxidatie van een primaire alcohol zoals ethanol er vorming van azijnzuur is
referenties
- Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Algemene chemie Lesmateriaal Lima: Pontificia Universidad Católica del Perú.
- Chemie. Libretexts. Thermochemie. Genomen uit hem.libretexts.org.
- Levine, I. Physicochemistry. vol.2.