Enthalpy af dannelsen. Dannelse entalpi og dens beregning

DET dannelse entalpi, også kaldet standard dannelse entalpi, eller standard dannelsesvarme, er beregningen af ​​varmen, der frigøres eller absorberes i dannelsen af ​​1 mol af et stof fra enkle stoffer, i standardtilstand.

Det er umuligt at beregne den absolutte værdi af entalpierne for hvert stof, men det er muligt at beregne variationen i entalpi, der opstår i reaktionen ved hjælp af et kalorimeter.

Det er nødvendigt at huske det det blev aftalt at vedtage entalpi-værdien lig med nul for enkle stoffer i standardtilstand. Således, hvis vi vil finde ud af, hvad der er entalpi for dannelse af et stof, behøver vi kun at kende værdien af ​​entalpi af dets dannelsesreaktion fra enkle stoffer.

For eksempel vil vi finde entalpi på 18 gram vand, hvilket svarer til 1 mol, da dets molære masse er 18 g / mol. For at gøre dette har vi først brug for reaktionen for at danne vand fra enkle stoffer, som vist nedenfor:

Bemærk, at værdien af ​​entalpiændringen, der opstod i denne reaktion, blev eksperimentelt bestemt ved hjælp af et kalorimeter og er lig med -286 kJ / mol.

Formlen, der beregner denne entalpiændring (ΔH) er:

ΔH = H_Produkter - H_Reagenser

Da vi allerede kender værdien af ​​ΔH, og at entalpi af reaktanterne er lig med nul (da de er enkle stoffer i standardtilstand), kan vi derefter konkludere at entalpi-værdien på 1 mol vand er lig med entalpiændringen af ​​dannelsesreaktionen, da det er det eneste produkt af denne reaktion, som vist bælge:

ΔH = H_Produkter - H_Reagenser
-286 kJ / mol = H_H2O - (H_H2 + H_1/2 O₂)
-286 kJ / mol = HH₂O - 0
H_H2O = - 286 kJ / mol

Denne type entalpi, opnået ved entalpi af enkle stoffer i standardtilstand, er derfor standard dannelse-entalpi (ΔH⁰).

Nu er der mange stoffer, der ikke dannes direkte ved en enkelt reaktion, såsom vand. I sådanne tilfælde kan dannelsen af ​​entalpi beregnes ud fra reaktionens entalpi-variation.

For eksempel NH₄Cl dannes ved følgende reaktion:

NH₃ + HCI → NH₄Cl ΔH = -176 kJ / mol

Bemærk, at ingen af ​​reaktanterne er et simpelt stof, så vi kan ikke tildele dem en entalpi på nul. Vi har brug for at kende entalpierne for dannelse af hvert af reagenserne, da disse dannes ved reaktioner mellem enkle stoffer:

NH₃: AH = -46 kJ / mol
HCI: Ah = -92,4 kJ / mol

Når vi tilføjer disse to enthalpier sammen, får vi værdien af ​​reaktantens entalpi, og vi kan finde NH's entalpi₄Cl:

H_R = H_NH3 + H_HCI
H_R = (-46 + (-92,4) kJ / mol)
H_R = -138,4 kJ / mol

Udskiftning i formlen:

ΔH = H_Produkter - H_Reagenser
-176 = H_NH4Cl - ( -138,4)
H_NH4Cl = - 176 - 138,4
H_NH4Cl = -314,4 kJ / mol

I dette tilfælde summerede vi direkte værdierne af reaktantdannelsesenthalpierne, fordi reaktionsforholdet kun var 1 mol. Imidlertid, hvis mængden af ​​mol i andre reaktioner er forskellig, vil det være nødvendigt først at multiplicere entalpi af dannelsen af ​​reaktanten med antallet af mol.

Nedenfor er en tabel med standard entalpi for dannelse af nogle stoffer ved 25 ° C og 1 atm:

Af Jennifer Fogaça
Uddannet i kemi

Kilde: Brasilien skole - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/entalpia-formacao.htm