DAS Enthalpie ist eine thermodynamische Funktion, durch die berechnet die bei isobaren Prozessen beteiligte Wärme, das heißt, die unter konstantem Druck gehalten werden. Seine Entwicklung fand kurz nach dem Fall der kalorischen Theorie statt, mit der Weiterentwicklung von Thermodynamik zwischen den Jahren 1840 und 1850.
Die Enthalpie, für die wasumica, hat keine große Bedeutung, wenn es als absoluter und isolierter Wert verwendet wird, aber schon bei der Betrachtung der Änderung seines Wertes in einem chemischen Prozess. Es gibt mehrere Möglichkeiten, die Enthalpieänderung eines Prozesses zu berechnen, die wichtigsten sind die Bildungs-, Bindungs- und auch die dorthey von hess.
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Enthalpie-Zusammenfassung
Die Enthalpie ist ein thermodynamisches Werkzeug zur Berechnung der Wärme, die bei Prozessen beteiligt ist, die bei konstantem Druck ablaufen.
Es wurde vom amerikanischen Physiker Josiah W. Gibbs, im Zusammenhang mit dem Fall der Kalorientheorie.
In der Chemie verwenden wir immer die Enthalpieänderung, dargestellt als ΔH.
Chemische Reaktionen, die Wärme aufnehmen, werden endotherm genannt und haben ΔH > 0.
Chemische Reaktionen, die Wärme freisetzen, werden als exotherm bezeichnet und haben ΔH < 0.
Videolektion über Enthalpie
Was ist Enthalpie?
Die Enthalpie, immer repräsentiert durch H, war anfangs definiert vom amerikanischen Physiker Josiah Willard Gibbs, die er die Funktion der Wärme bei konstantem Druck nannte, denn in seinen Worten:
„[…] die Abnahme der Funktion stellt in allen Fällen, in denen sich der Druck nicht ändert, die vom System abgegebene Wärme dar.“
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Aus Gibbs' Arbeit können wir die Enthalpie also als thermodynamische Funktion verstehen, deren Variation ist numerisch gleich der im System ausgetauschten Wärmemenge, zu Druck Konstante. Dies bedeutet, dass bei isobaren Prozessen (wie bei den meisten chemischen Prozessen) Berechnen Sie die Variation der Enthalpiefunktion, dann kann man den Wert der Wärme kennen, die zwischen System und ausgetauscht wird Nachbarschaft.
Ein solcher Zusammenhang mit Wärme verursacht viele Schüler denken fälschlicherweise, dass Enthalpie gleichbedeutend ist mit Wärme oder etwas wie Energiegehalt, Wärmegehalt, freigesetzte Wärme und absorbierte Wärme und dergleichen.
Die Enthalpie entstand im Zusammenhang mit dem Zusammenbruch der kalorischen Theorie, die Wärme als eine unwägbare materielle Substanz behandelte, die von wärmeren Körpern auf kältere Körper übertragen wurde. Daher war ein neues Werkzeug zur Wärmeberechnung erforderlich. Die Lösung bestand also darin, Größen zu verwenden, für die bereits thermodynamische Gleichungen definiert waren, wie beispielsweise die Enthalpie.
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Enthalpievariation
Da die Enthalpie ein Werkzeug ist, um die in einem chemischen Prozess ausgetauschte Wärme zu berechnen, macht es keinen Sinn, sie als absolute, isolierte Zahl zu verwenden, aber unter Berücksichtigung ihrer Variation, d Abwechslung ist numerisch gleich der im Prozess freigesetzten oder aufgenommenen Wärme.
Streng genommen können wir die Enthalpievariation wie folgt definieren:
H = HFinale - HInitial
Wie bei chemischen Prozessen kann der letzte Schritt als die Produkte und der erste Schritt als die Reagenzien betrachtet werden. Es ist auch üblich, die Definition der Enthalpievariation wie folgt zu sehen:
H = HProdukte - HReagenzien
Aus praktischer und interpretatorischer Sicht wenn die Enthalpieänderung positiv ist (H> 0), wir sagen, die chemische Reaktion ist endothermischd.h. während des gesamten Prozesses findet eine Wärmeabsorption statt. Schon wenn die Enthalpieänderung negativ ist (ΔH< 0), wir sagen, die chemische Reaktion ist exothermd.h. während des gesamten Prozesses wird Wärme freigesetzt.
Die Enthalpievariation wird in vielen Fällen in Diagrammen beobachtet, wie in den folgenden Beispielen gezeigt.
Beispiel 1:
Endotherme Reaktionstabelle
In den Enthalpiediagrammen für endotherme Reaktionen ist zu erkennen, dass die Enthalpiemenge der Produkte größer ist als die der Reaktanten, was darauf hindeutet, dass die Variation entlang der Reaktion positiv ist. Wenn also ΔH > 0 ist, können wir sagen, dass der chemische Prozess unter Wärmeaufnahme erfolgt ist.
Beispiel 2:
Diagramm der exothermen Reaktion:
In den Enthalpiediagrammen für exotherme Reaktionen ist zu erkennen, dass die Enthalpiemenge der Produkte kleiner ist als die der Reaktanten, was darauf hindeutet, dass die Variation entlang der Reaktion negativ ist. Mit ΔH < 0 können wir also sagen, dass der chemische Prozess unter Wärmeabgabe abläuft.
Lesen Sie mehr über diese Klassifikationen chemischer Reaktionen im Text: ZUMendotherme und exotherme Prozesse.
Arten von Enthalpie
Bildungsenthalpie
DAS Bildungsenthalpie é berechnet basierend auf Bildung chemischer Reaktionen, das sind Reaktionen, bei denen ein Mol zusammengesetzter Stoffe aus ihren stabilsten einfachen Stoffen bei Raumtemperatur und 1 Atmosphäre Druck gebildet wird.
h2(g) + ½ O2 (g) → H2O (l) H°F = -286 kJ/mol
Der große Vorteil der Bildungsenthalpie besteht darin, dass einfache Stoffe, die bei Raumtemperatur und 1 Atmosphäre Druck stabiler sind, eine auf Null vereinbarte Enthalpie haben. Dies soll nicht heißen, dass sie tatsächlich Null sind, aber zur Vereinfachung und besseren Klassifizierung werden sie so behandelt.
Sein h = HProdukte - HReagenzien, wenn wir bedenken, dass HReagenzien = 0, können wir sagen, dass der beobachtete Wert von ΔH nur auf die Produkte bezogen ist, die in diesen Fällen immer ein Mol der zusammengesetzten Substanz sind. Daher geben wir diesen Wert als Standard-Enthalpieänderung der Wasserbildung an, dargestellt durch ΔH°F.
Mit dieser Methodik hatten mehrere Substanzen ihre Variationen von Standardenthalpie Formationstabellen, wie wir unten sehen können.
Substanz |
Bildungsenthalpie (ΔH°F) in kJ/mol |
CO2 (g) |
-393,4 |
CaO(s) |
-634,9 |
HI(g) |
+25,9 |
NEIN (g) |
+90,1 |
Bindungsenthalpie
Die Bindungsenthalpie dient dazu, die Energiemenge anzuzeigen, die beim Aufbrechen oder der Bildung eines bestimmten Mols aufgewendet wird. chemische Bindung.
Es versteht sich, dass, Um eine chemische Bindung zu brechen, ist es notwendig, Wärme aufzunehmen, so dass die Bindungsatome ihre innere Energie und erhöhen folglich Ihre kinetische Energie. mit größerem kinetische Energie, schwingen die Atome stärker, wodurch die Bindungen brechen. Somit ist jeder Bindungsbruch ein endothermer Prozess.
Andernfalls verlieren Atome ihre Bewegungsfreiheit und müssen ihren Bewegungsgrad verringern, um eine chemische Bindung zu bilden, wodurch ihre kinetische Energie verringert wird. Die überschüssige Energie wird dann in Form von Wärme freigesetzt. Daher, jede Bindungsbildung ist ein exothermer Prozess.
Die folgende Tabelle zeigt Werte der Energien, die mit jeder chemischen Bindung verbunden sind.
Verbindung |
Bindungsenergie (kJ/mol) |
CH |
412,9 |
C-C |
347,8 |
O═O |
497,8 |
F-F |
154,6 |
NEIN |
943,8 |
Beachten Sie, dass die Werte keine Vorzeichen enthalten, da sie sich im Modul befinden. Dies liegt daran, dass das Signal von Ihnen zugewiesen werden muss, je nachdem, ob die Verbindung unterbrochen oder gebildet ist.
Verbrennungsenthalpie
DAS Verbrennungsenthalpie dient zur Anzeige der Wärmemenge, die bei der Verbrennung von einem Mol eines Stoffes freigesetzt wird. Zu beachten ist, dass jede Verbrennungsreaktion exotherm ist, da bei jeder Verbrennung Wärme freigesetzt wird.
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2Das ΔH°C = -889,5 kJ/mol
Die folgende Tabelle zeigt die Brennenthalpiewerte für einige chemische Stoffe.
Substanz |
Verbrennungsenthalpie (ΔH°C) in kJ/mol |
Ethanol - C2h5OH (1) |
-1368 |
Benzol - C6h6 (1) |
-3268 |
Oktan - C8h18 (1) |
-5471 |
Glukose - C6h12Ö6 (S) |
-2808 |
Enthalpie der physikalischen Zustandsänderung
Jede Änderung des physikalischen Zustands beinhaltet einen Wärmeaustausch. deshalb, die Aggregatzustandsänderungsenthalpie dient zur Anzeige der Wärmemenge, die an physikalischen Zustandsänderungsprozessen beteiligt ist.
Zum Beispiel haben wir Wasserverdampfung:
h2O (1) → H2O (g) ΔH = +44 kJ/mol
Beim Schmelzen von Wasser haben wir:
h2O(s) → H2O (l) ΔH = +7,3 kJ/mol
Enthalpiewerte sind symmetrisch für inverse Prozesse, was bedeutet, dass beispielsweise die Enthalpieänderung bei der Verflüssigung von Wasser -44 kJ/mol beträgt, während sie bei seiner Erstarrung gleich -7,3 kJ/mol ist.
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Gelöste Übungen zur Enthalpie
Frage 1 - (UERJ 2018) Die Schadstoffkapazität eines als Kraftstoff eingesetzten Kohlenwasserstoffs wird durch das Verhältnis von freigesetzter Energie und CO .-Menge bestimmt2 entsteht bei seiner vollständigen Verbrennung. Je höher das Verhältnis, desto geringer die Schadstoffkapazität. Die folgende Tabelle zeigt die Standardverbrennungsenthalpie von vier Kohlenwasserstoffen.
Aus der Tabelle ist der Kohlenwasserstoff mit der geringsten Schadstoffkapazität:
Oktan
Hexan
Benzol
Pentan
Auflösung
Alternative D
Die Frage zeigt, dass die Schadstoffkapazität als Verhältnis (Quotient) zwischen freigesetzter Energie und CO .-Menge definiert ist2 entsteht bei seiner vollständigen Verbrennung. Je größer die Grund, desto geringer die Schadstoffkapazität, d. h. pro Mol CO. wird mehr Energie freigesetzt2 erzeugt.
Die vollständigen Verbrennungsreaktionen von Kohlenwasserstoffe zitiert sind:
Oktan: C8h18 +25/2 O2 → 8 CO2 + 9 Stunden2Der Grund: 5440/8 = 680
Hexan: C6h14 +19/2 Aus2 → 6 CO2 + 7 Stunden2Der Grund: 4140/6 = 690
Benzol: C6h6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2Der Grund: 3270/6 = 545
Pentan: C5h12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2Der Grund: 3510/5 = 702
Daraus können wir schließen, dass Pentan der Kohlenwasserstoff mit der geringsten Schadstoffkapazität ist.
Frage 2 - (Enem 2015) Die Nutzung von Waldreststoffen wird von Tag zu Tag attraktiver, da sie eine erneuerbare Energiequelle sind. Die Abbildung stellt die Verbrennung eines aus Holzabfällen gewonnenen Bioöls dar, wobei ΔH1 die Enthalpieänderung durch die Verbrennung von 1 g dieses Bioöls, wodurch Kohlendioxid und flüssiges Wasser entstehen, und ΔH2 die Enthalpieänderung bei der Umwandlung von 1 g Wasser vom gasförmigen in den flüssigen Zustand.
Die Enthalpievariation in kJ für die Verbrennung von 5 g dieses Bioöls, was zu CO. führt2 (gasförmig) und H2Das (gasförmige) ist:
A) -106
B) -94
C) -82
D) -21.2
E) -16,4
Auflösung
Alternative C
Aus dem gezeigten Graphen haben wir ΔH1 als Enthalpievariation der CO .-Verbrennung von Bioöl2 (g) und H2O (1) und ΔH2 als Enthalpieänderung der Wasserverflüssigung, da das CO2 bleibt gasförmig und nur der Aggregatzustand des Wasser Änderungen (von gasförmig zu flüssig).
Die Übung fragt nach der Enthalpieänderung bei der Verbrennung von 5 g Bioöl, was zu CO. führt2 (gasförmig) und H2O (gasförmig). Aus dem Diagramm kann diese Enthalpieänderung definiert werden als ΔH = ΔH1 - H2. Somit beträgt der Wert von ΔH -16,4 kJ/g. Diese Variation gilt, wie wir in der Einheit sehen können, für JEDES Gramm Bioöl. Für 5 Gramm müssen wir das tun Anteil:
1 g Bioöl -16,4 kJ
5 g Bio-Öl x
1. x = 5. (-16,4)
x = -82 kJ
Wir können dann Alternative C markieren.
Von Stéfano Araújo Novais
Chemielehrer
