Υπολογισμός της ενθαλπίας μιας αντίδρασης

εκτελέστε το υπολογισμός του ενθαλπία μιας αντίδρασης σημαίνει τον προσδιορισμό της διακύμανσης της ενέργειας που προέκυψε από την ανάμιξη των αντιδρώντων έως τον σχηματισμό των προϊόντων. Στην παρακάτω εξίσωση, έχουμε την αναπαράσταση των αντιδρώντων και των προϊόντων

A + B → C + D

• A + B = Αντιδραστήρια

• C + D = Προϊόντα

Κάθε συμμετέχων σε μια αντίδραση έχει μια ενθαλπία (Η), δηλαδή κάθε συμμετέχων έχει ένα ορισμένο ποσό ενέργειας. Κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, οι δεσμοί μεταξύ των αντιδρώντων διασπώνται και σχηματίζονται δεσμοί μεταξύ των ατόμων των προϊόντων. Με αυτόν τον τρόπο, κατά τη διάρκεια της χημικής αντίδρασης, δημιουργείται μια μεταβολή ενέργειας.

Για να προσδιοριστεί ο υπολογισμός της ενθαλπίας μιας αντίδρασης, είναι πρώτα απαραίτητο να γνωρίζουμε τις επιμέρους ενθαλπίες καθενός από τους συμμετέχοντες. Κανονικά οι ασκήσεις δίνουν πάντα τις τιμές ενθαλπίας των αντιδρώντων και των προϊόντων. Για παράδειγμα:

ZnS+O₂ → ZnO + SO₂

• H_ZnS = - 49,23 Kcal/mol

• H_Ο2 = 0 Kcal/mol

• H_ZnO = - 83,24 Kcal/mol

• H_SO2 = - 70,994 Kcal/mol

Αν είχαμε μια απλή ουσία, η τιμή της ενθαλπίας θα ήταν μηδέν. Ωστόσο, είναι αξιοσημείωτο ότι αν η απλή ουσία είναι αλλότροπο στην αντίδραση, πρέπει να προσέξουμε να γνωρίζουμε αν έχουμε να κάνουμε με το πιο σταθερό αλλοτρόπιο του χημικού στοιχείου που σχηματίζει αυτή την ουσία. Ο αλλότροπο Το πιο σταθερό έχει πάντα μια ενθαλπία μηδέν, επομένως η άσκηση δεν θα εκτελέσει αυτήν την ένδειξη. Δείτε έναν πίνακα με τα στοιχεία που σχηματίζουν αλλότροπα και αυτά που είναι πιο σταθερά:

ΣΗΜΕΙΩΣΗ: Η πιο σταθερή αλλοτροπική μορφή του στοιχείου υποδεικνύει την ουσία που βρίσκεται σε μεγαλύτερη ποσότητα στη φύση.

Ο υπολογισμός της ενθαλπίας της αντίδρασης ονομάζεται γενικά παραλλαγή ενθαλπίας και αντιπροσωπεύεται πάντα με το ακρωνύμιο ∆H. Καθώς αυτή είναι μια παραλλαγή, ο υπολογισμός της ενθαλπίας της αντίδρασης περιλαμβάνει την αφαίρεση της ενθαλπίας των προϊόντων από την ενθαλπία των αντιδρώντων:

∆H = H_ΓΙΑ - Χ_R

Ο υπολογισμός της διακύμανσης της ενθαλπίας μας επιτρέπει να προσδιορίσουμε εάν η αντίδραση είναι ενδόθερμη ή εξώθερμη. Εάν το αποτέλεσμα είναι αρνητικό, η αντίδραση θα είναι εξώθερμη. Εάν το αποτέλεσμα είναι θετικό, η αντίδραση θα είναι ενδόθερμη.

∆H = - (Εξώθερμο)
∆H = + (Ενδόθερμος)

Όταν εκτελούμε τον υπολογισμό της μεταβολής της ενθαλπίας μιας αντίδρασης, είναι πολύ σημαντικό να είμαστε πολύ προσέξτε την ισορροπία, καθώς εκφράζονται πάντα οι τιμές ενθαλπίας που παρέχει η άσκηση σε μολ. Έτσι, εάν ο συμμετέχων στην αντίδραση έχει περισσότερα από ένα mole, πρέπει να πολλαπλασιάσουμε την τιμή της ενθαλπίας με την ποσότητα που εκφράζεται στην εξισορρόπηση. Δείτε ένα παράδειγμα:

2 ZnS + 3 O₂ → 2 ZnO + 2 SO₂

Παρατηρούμε ότι οι συντελεστές που εξισορροπούν την εξίσωση είναι 2, 3, 2 και 2. Έτσι, οι τιμές ενθαλπίας καθενός από τους συμμετέχοντες θα είναι:

• H_ZnS = - 49,23. 2 = - 98,46 Kcal/mol

• H_Ο2 = 0. 3 = 0 Kcal/mol

• H_ZnO = - 83,24. 2 = - 166,48 Kcal/mol

• H_SO2 = - 70,994. 2 = - 141.988 Kcal/mol

Από αυτά τα δεδομένα, μπορούμε να υπολογίσουμε τη μεταβολή της ενθαλπίας της αντίδρασης. Αξίζει να θυμόμαστε ότι οι τιμές των προϊόντων πρέπει να προστίθενται μαζί, καθώς και αυτές των αντιδραστηρίων:

∆H = H_ΓΙΑ - Χ_R

∆H = [(-166,48) + (-141,998)] - [(-98,46) + 0]
∆H = (- 308.468) - (-98.46)
∆H = -308,468 + 98,46
∆H = - 210,008 Kcal/mol

ΣΗΜΕΙΩΣΗ: Επειδή το αποτέλεσμα ήταν αρνητικό, αυτή η αντίδραση είναι εξώθερμη.

Ακολουθήστε τώρα την ανάλυση μιας αιθουσαίας άσκησης για τον υπολογισμό της ενθαλπίας μιας αντίδρασης:

(UFMS) Η τιμή του H για την παρακάτω ισορροπημένη εξίσωση είναι: Δεδομένα: H_Ag2S = - 32,6 KJ/mol, Η_H2O = - 285,8 KJ/mol, Η_H2S = - 20,6 KJ/mol,

2 Αγ₂S + 2 H₂O → 4 Ag + 2 H₂S + O₂

α) 485,6 KJ
β) 495,6 KJ
γ) 585,6 KJ
δ) 595,6 KJ
ε) 600 KJ

Τα δεδομένα που παρέχονται από τις ασκήσεις είναι:

ΣΗΜΕΙΩΣΗ: Πώς έχουμε το Ο₂ στην εξίσωση, που είναι το πιο σταθερό αλλοτρόπιο του οξυγόνου, η ενθαλπία του είναι 0 KJ. Καθώς το Ag είναι μια απλή ουσία, η ενθαλπία του αξίζει 0 KJ.

H_Ag2S = - 32,6 KJ/mol
H_H2O = - 285,8 KJ/mol
H_H2S = - 20,6 KJ/mol

Λαμβάνοντας υπόψη το υπόλοιπο, πρέπει να πολλαπλασιάσουμε τον συντελεστή με την ενθαλπία καθενός από τους συμμετέχοντες:

H_Ag2S = - 32,6. 2 = - 65,2 KJ
H_H2O = - 285,8. 2 = - 571,6 KJ
H_H2S = - 20,6. 2 = - 41,2 KJ
H_Ο2 = 0. 1 = 0 KJ
H_Αγ = 0. 4 = 0 KJ

Τέλος, απλώς χρησιμοποιήστε τα δεδομένα στον τύπο παραλλαγής ενθαλπίας:

∆H = Η_ΓΙΑ - Χ_R
∆H = [(0) + (-41,2) + 0] - [(-65,2) + (-571,6)]
∆H = (-41,2) - (-636,8)
∆Η = -41,2 + 636,8
∆H = 595,6 Kcal/mol

Καθώς το αποτέλεσμα της παραλλαγής ήταν θετικό, η αντίδραση είναι ενδόθερμη.

Από εμένα Diogo Lopes Dias

Πηγή: Σχολείο Βραζιλίας - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculo-entalpia-uma-reacao.htm