Ενθαλπία: τι είναι, τύποι, παραλλαγή, παραδείγματα

Ο ενθαλπία είναι μια θερμοδυναμική συνάρτηση με την οποία υπολογίζει τη θερμότητα που εμπλέκεται στις ισοβαρικές διεργασίες, δηλαδή που διατηρούνται υπό συνεχή πίεση. Η ανάπτυξή του έγινε λίγο μετά την πτώση της θερμιδικής θεωρίας, με την πρόοδο του θερμοδυναμική μεταξύ των ετών 1840 και 1850.

Η ενθαλπία, για το τιumica, δεν έχει πολύ νόημα εάν λειτουργεί ως απόλυτη και μεμονωμένη τιμή, αλλά έχει όταν λαμβάνεται υπόψη η μεταβολή της αξίας του σε μια χημική διεργασία. Υπάρχουν διάφοροι τρόποι για τον υπολογισμό της διακύμανσης της ενθαλπίας μιας διεργασίας, οι κυριότεροι είναι μέσω των ενεργειών σχηματισμού, δέσμευσης και επίσης από την εκείρε από χες.

Διαβάστε επίσης: Τι είναι η ελεύθερη ενέργεια Gibbs;

Περίληψη Ενθαλπίας

• Η ενθαλπία είναι ένα θερμοδυναμικό εργαλείο για τον υπολογισμό της θερμότητας που εμπλέκεται σε διαδικασίες που συμβαίνουν σε σταθερή πίεση.

• Ορίστηκε από τον Αμερικανό φυσικό Josiah W. Gibbs, στο πλαίσιο της πτώσης της θερμιδικής θεωρίας.

• Στη χημεία, χρησιμοποιούμε πάντα την μεταβολή της ενθαλπίας, που αναπαρίσταται ως ΔΗ.

• Οι χημικές αντιδράσεις που απορροφούν θερμότητα ονομάζονται ενδόθερμες και έχουν ΔΗ > 0.

• Οι χημικές αντιδράσεις που απελευθερώνουν θερμότητα ονομάζονται εξώθερμες και έχουν ΔΗ < 0.

Βίντεο μάθημα ενθαλπίας

Τι είναι η ενθαλπία;

Η ενθαλπία, που αντιπροσωπεύεται πάντα από το Η, ήταν αρχικά ορίστηκε από τον Αμερικανό φυσικό Josiah Willard Gibbs, την οποία ονόμασε συνάρτηση θερμότητας σε σταθερή πίεση, αφού, σύμφωνα με τα λόγια του:

«[…] η μείωση της λειτουργίας αντιπροσωπεύει, σε όλες τις περιπτώσεις όπου η πίεση δεν μεταβάλλεται, τη θερμότητα που εκχωρεί το σύστημα».

Από το έργο του Gibbs, λοιπόν, μπορούμε να κατανοήσουμε την ενθαλπία ως μια θερμοδυναμική συνάρτηση της οποίας η διακύμανση είναι αριθμητικά ίση με την ποσότητα θερμότητας που ανταλλάσσεται στο σύστημα, έως πίεση συνεχής. Αυτό σημαίνει ότι, στις ισοβαρικές διεργασίες (όπως οι περισσότερες χημικές διεργασίες), γνωρίζοντας υπολογίστε τη διακύμανση της συνάρτησης ενθαλπίας, τότε μπορεί κανείς να γνωρίζει την τιμή της θερμότητας που ανταλλάσσεται μεταξύ του συστήματος και γειτονιά.

Εικόνα που απεικονίζει τον Josiah Willard Gibbs (1839-1903).

Μια τέτοια συσχέτιση με αιτίες θερμότητας πολλοί μαθητές πιστεύουν λανθασμένα ότι η ενθαλπία είναι συνώνυμη με θερμότητα ή κάτι σαν ενεργειακό περιεχόμενο, θερμική περιεκτικότητα, απελευθέρωση θερμότητας και απορρόφηση θερμότητας και παρόμοια.

Η ενθαλπία προέκυψε στο πλαίσιο της κατάρρευσης της θερμιδικής θεωρίας, η οποία αντιμετώπιζε τη θερμότητα ως μια ακατάβλητη υλική ουσία που μεταφερόταν από τα θερμότερα σώματα σε ψυχρότερα σώματα. Έτσι, υπήρχε ανάγκη να υπάρχει ένα νέο εργαλείο για τον υπολογισμό της θερμότητας. Η λύση, λοιπόν, ήταν να χρησιμοποιηθούν ποσότητες που είχαν ήδη καθορισμένες θερμοδυναμικές εξισώσεις, όπως η ενθαλπία.

Διαβάστε επίσης: Πώς υπολογίζεται η μεταβολή της ενθαλπίας του διαλύματος;

παραλλαγή ενθαλπίας

Δεδομένου ότι η ενθαλπία είναι ένα εργαλείο που χρησιμοποιείται για τον υπολογισμό της θερμότητας που ανταλλάσσεται σε μια χημική διεργασία, δεν έχει νόημα να χρησιμοποιείται ως απόλυτος, απομονωμένος αριθμός, αλλά λαμβάνοντας υπόψη τη διακύμανσή της, δηλαδή στην πράξη, θα πρέπει να εκτιμήσουμε μόνο πόσο, αριθμητικά, άλλαξε η ενθαλπία κατά τη διάρκεια της χημικής διεργασίας, αφού η θερμοδυναμική μας διαβεβαιώνει ότι παραλλαγή είναι αριθμητικά ίση με τη θερμότητα που απελευθερώνεται ή απορροφάται στη διαδικασία.

Αυστηρά μιλώντας, μπορούμε να ορίσουμε την παραλλαγή της ενθαλπίας ως εξής:

ΔH = Η_{Τελικός} - Χ_{αρχικός}

Όπως και στις χημικές διεργασίες, το τελικό στάδιο μπορεί να θεωρηθεί τα προϊόντα και το αρχικό στάδιο μπορεί να θεωρηθούν τα αντιδραστήρια. Είναι επίσης σύνηθες να δούμε τον ορισμό της παραλλαγής της ενθαλπίας ως:

ΔH = Η_{προϊόντα} - Χ_{αντιδραστήρια}

Από πρακτικής και ερμηνευτικής άποψης, εάν η μεταβολή της ενθαλπίας είναι θετική (ΔH> 0), λέμε η χημική αντίδραση είναι ενδόθερμος, δηλαδή υπάρχει απορρόφηση θερμότητας σε όλη τη διαδικασία. Ήδη εάν η μεταβολή της ενθαλπίας είναι αρνητική (ΔH< 0), λέμε η χημική αντίδραση είναι εξώθερμος, δηλαδή, απελευθερώνεται θερμότητα σε όλη τη διαδικασία.

Η διακύμανση της ενθαλπίας, σε πολλές περιπτώσεις, παρατηρείται σε γραφήματα, όπως φαίνεται στα ακόλουθα παραδείγματα.

Παράδειγμα 1:

Διάγραμμα Ενδόθερμης Αντίδρασης

Στα γραφήματα ενθαλπίας για ενδόθερμες αντιδράσεις, μπορεί να φανεί ότι η ποσότητα της ενθαλπίας των προϊόντων είναι μεγαλύτερη από αυτή των αντιδρώντων, υποδεικνύοντας ότι η διακύμανση κατά μήκος της αντίδρασης είναι θετική. Έτσι, εάν ΔH > 0, μπορούμε να πούμε ότι η χημική διαδικασία συνέβη με απορρόφηση θερμότητας.

Παράδειγμα 2:

Διάγραμμα εξώθερμης αντίδρασης:

Στα γραφήματα ενθαλπίας για εξώθερμες αντιδράσεις, μπορεί να φανεί ότι η ποσότητα της ενθαλπίας των προϊόντων είναι μικρότερη από αυτή των αντιδρώντων, υποδεικνύοντας ότι η διακύμανση κατά μήκος της αντίδρασης είναι αρνητική. Έτσι, όντας ΔΗ < 0, μπορούμε να πούμε ότι η χημική διαδικασία συνέβη με την απελευθέρωση θερμότητας.

Διαβάστε περισσότερα για αυτές τις ταξινομήσεις χημικών αντιδράσεων στο κείμενο: ΓΙΑενδόθερμες και εξώθερμες διεργασίες.

Τύποι ενθαλπίας

1. ενθαλπία σχηματισμού

Ο ενθαλπία σχηματισμού é υπολογίζεται βασισμένο στο σχηματισμός χημικών αντιδράσεων, οι οποίες είναι αντιδράσεις κατά τις οποίες σχηματίζεται ένα mole σύνθετων ουσιών από τις πιο σταθερές απλές ουσίες τους σε θερμοκρασία δωματίου και 1 ατμόσφαιρα πίεσης.

H₂(ζ) + ½ Ο₂ (ζ) → Η₂O (l) H°_φά = -286 kJ/mol

Το μεγάλο πλεονέκτημα της ενθαλπίας σχηματισμού είναι ότι απλές ουσίες που είναι πιο σταθερές σε θερμοκρασία δωματίου και 1 ατμόσφαιρα πίεσης έχουν ενθαλπία συμφωνημένη στο μηδέν. Αυτό δεν σημαίνει ότι είναι στην πραγματικότητα μηδενικά, αλλά, για απλοποίηση και καλύτερη ταξινόμηση, αντιμετωπίζονται έτσι.

Να εισαι H = Η_{προϊόντα} - Χ_{αντιδραστήρια}, αν λάβουμε υπόψη, τότε, ότι ο Χ_{αντιδραστήρια} = 0, μπορούμε να πούμε ότι η παρατηρούμενη τιμή του ΔΗ σχετίζεται μόνο με τα προϊόντα, τα οποία, σε αυτές τις περιπτώσεις, είναι πάντα ένα mole της σύνθετης ουσίας. Επομένως, κατατάσσουμε αυτήν την τιμή ως την τυπική παραλλαγή ενθαλπίας του σχηματισμού νερού, που αντιπροσωπεύεται από ΔH°_φά.

Με αυτή τη μεθοδολογία πολλές ουσίες είχαν τις παραλλαγές τους τυπική ενθαλπία πίνακες σχηματισμού, όπως μπορούμε να δούμε παρακάτω.

Ουσία	Ενθαλπία σχηματισμού (ΔH°φά) σε kJ/mol
CO2 (σολ)	-393,4
CaO(α)	-634,9
HI(g)	+25,9
ΟΧΙ (g)	+90,1

1. δεσμευτική ενθαλπία

Η ενθαλπία δέσμευσης χρησιμεύει για να υποδείξει την ποσότητα ενέργειας που εμπλέκεται στη ρήξη ή το σχηματισμό ενός δεδομένου σπίλου. χημικός δεσμός.

Εννοείται ότι, για να σπάσει ένας χημικός δεσμός, είναι απαραίτητο να απορροφήσει θερμότητα, έτσι ώστε τα συνδετικά άτομα να αυξήσουν τους εσωτερική ενέργεια και, κατά συνέπεια, αυξήστε την κινητική σας ενέργεια. με μεγαλύτερο κινητική ενέργεια, τα άτομα δονούνται πιο έντονα, προκαλώντας τη διάσπαση των δεσμών. Έτσι, κάθε διάσπαση δεσμού είναι μια ενδόθερμη διαδικασία.

Διαφορετικά, για να σχηματιστεί ένας χημικός δεσμός, τα άτομα χάνουν την ελευθερία κινήσεων και χρειάζεται να μειώσουν τον βαθμό κίνησής τους, μειώνοντας την κινητική τους ενέργεια. Στη συνέχεια, η πλεονάζουσα ενέργεια απελευθερώνεται με τη μορφή θερμότητας. Ετσι, όλος ο σχηματισμός δεσμών είναι μια εξώθερμη διαδικασία.

Ο παρακάτω πίνακας δείχνει τις τιμές των ενεργειών που σχετίζονται με κάθε χημικό δεσμό.

Σύνδεση	Ενέργεια δέσμευσης (kJ/mol)
C-H	412,9
Γ-Γ	347,8
O═O	497,8
F-F	154,6
ΟΧΙ	943,8

Σημειώστε ότι δεν υπάρχουν πρόσημα στις τιμές, καθώς είναι σε συντελεστή. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι το σήμα πρέπει να εκχωρηθεί από εσάς ανάλογα με το αν ο σύνδεσμος είναι σπασμένος ή σχηματισμένος.

1. Ενθαλπία καύσης

Ο ενθαλπία καύσης χρησιμεύει για να υποδείξει το ποσότητα θερμότητας που απελευθερώνεται κατά την καύση ενός mole μιας ουσίας. Πρέπει να σημειωθεί ότι κάθε αντίδραση καύσης είναι εξώθερμη, καθώς κάθε καύση απελευθερώνει θερμότητα.

CH₄ (ζ) + 2 Ο₂ (ζ) → CO₂ (ζ) + 2 Η₂Το ΔH°_ΝΤΟ = -889,5 kJ/mol

Ο παρακάτω πίνακας δείχνει την ενθαλπία των τιμών καύσης για ορισμένες χημικές ουσίες.

Ουσία	Ενθαλπία καύσης (ΔH°ΝΤΟ) σε kJ/mol
Αιθανόλη - C2H5OH (1)	-1368
Βενζόλιο - Γ6H6 (1)	-3268
Οκτάνια - Γ8H18 (1)	-5471
Γλυκόζη - C6H12Ο6 (μικρό)	-2808

1. Ενθαλπία αλλαγής φυσικής κατάστασης

Κάθε αλλαγή στη φυσική κατάσταση περιλαμβάνει ανταλλαγή θερμότητας. Επομένως, ο ενθαλπία αλλαγής φυσικής κατάστασης χρησιμεύει για να υποδείξει το ποσότητα θερμότητας που εμπλέκεται στις διαδικασίες αλλαγής φυσικής κατάστασης.

Για παράδειγμα, έχουμε εξάτμιση νερού:

H₂O (1) → H₂Ο (g) ΔΗ = +44 kJ/mol

Στο λιώσιμο του νερού, έχουμε:

H₂O(s) → H₂Ο (l) ΔΗ = +7,3 kJ/mol

Οι τιμές ενθαλπίας είναι συμμετρικές για αντίστροφες διεργασίες, που σημαίνει ότι, για παράδειγμα, η μεταβολή της ενθαλπίας στη ρευστοποίηση του νερού είναι -44 kJ/mol, ενώ, στη στερεοποίησή του, ισούται με -7,3 kJ/mol.

Διαβάστε επίσης: Τι είναι η εντροπία;

Λυμένες ασκήσεις ενθαλπίας

Ερώτηση 1 - (UERJ 2018) Η ρυπογόνος ικανότητα ενός υδρογονάνθρακα που χρησιμοποιείται ως καύσιμο καθορίζεται από την αναλογία μεταξύ της ενέργειας που απελευθερώνεται και της ποσότητας CO₂ σχηματίζεται στην πλήρη καύση του. Όσο υψηλότερη είναι η αναλογία, τόσο χαμηλότερη είναι η ρυπογόνος ικανότητα. Ο παρακάτω πίνακας δείχνει την τυπική ενθαλπία καύσης τεσσάρων υδρογονανθράκων.

Από τον πίνακα, ο υδρογονάνθρακας με τη χαμηλότερη ρυπογόνο ικανότητα είναι:

1. Οκτάνιο

2. Εξάνιο

3. Βενζόλιο

4. πεντάνιο

Ανάλυση

Εναλλακτική Δ

Η ερώτηση υποδεικνύει ότι η ρυπογόνος ικανότητα ορίζεται ως η αναλογία (πηλίκο) μεταξύ της εκλυόμενης ενέργειας και της ποσότητας CO₂ σχηματίζεται στην πλήρη καύση του. Όσο μεγαλύτερο είναι λόγος, τόσο μικρότερη είναι η ρυπογόνος ικανότητα, δηλαδή, απελευθερώνεται περισσότερη ενέργεια ανά mol CO₂ δημιουργούνται.

Οι αντιδράσεις πλήρους καύσης του Υδρογονάνθρακες που αναφέρονται είναι:

Οκτάνιο: Ç₈H₁₈ +25/2 O₂ → 8 CO₂ + 9 ώρες₂Ο λόγος: 5440/8 = 680

Εξάνιο: Ç₆H₁₄ +19/2 Ο₂ → 6 CO₂ + 7 ώρες₂Ο λόγος: 4140/6 = 690

Βενζόλιο: Ç₆H₆ + 15/2 Ο₂ → 6 CO₂ + 3 Η₂Ο λόγος: 3270/6 = 545

πεντάνιο: Ç₅H₁₂ + 8 Ο₂ → 5 CO₂ + 6 Η₂Ο λόγος: 3510/5 = 702

Έτσι, μπορούμε να συμπεράνουμε ότι το πεντάνιο είναι ο υδρογονάνθρακας με τη χαμηλότερη ρυπογόνο ικανότητα.

Ερώτηση 2 - (Enem 2015) Η χρήση των δασικών υπολειμμάτων γίνεται καθημερινά όλο και πιο ελκυστική, καθώς αποτελούν ανανεώσιμη πηγή ενέργειας. Το σχήμα αντιπροσωπεύει την καύση ενός βιοελαίου που εξάγεται από υπολείμματα ξύλου, όπου ΔΗ₁ η διακύμανση της ενθαλπίας λόγω της καύσης 1 g αυτού του βιοελαίου, με αποτέλεσμα διοξείδιο του άνθρακα και υγρό νερό, και ΔΗ₂ η μεταβολή της ενθαλπίας που συνεπάγεται η μετατροπή 1 g νερού σε αέρια κατάσταση σε υγρή.

Η διακύμανση της ενθαλπίας, σε kJ, για την καύση 5 g αυτού του βιοελαίου, με αποτέλεσμα CO₂ (αέριο) και H₂Το (αέριο) είναι:

Α) -106

Β) -94

Γ) -82

Δ) -21,2

Ε) -16,4

Ανάλυση

Εναλλακτική Γ

Από το γράφημα που φαίνεται, έχουμε ΔΗ₁ ως η παραλλαγή της ενθαλπίας της καύσης βιοελαίου που παράγει CO₂ (ζ) και Η₂Ο (1) και ΔΗ₂ ως αλλαγή ενθαλπίας της υγροποίησης του νερού, αφού το CO₂ παραμένει αέριο και μόνο η φυσική κατάσταση του Νερό αλλαγές (από αέριο σε υγρό).

Η άσκηση ζητά την αλλαγή ενθαλπίας της καύσης 5 g βιοελαίου, με αποτέλεσμα CO₂ (αέριο) και H₂Ο (αέριο). Από το διάγραμμα, αυτή η αλλαγή ενθαλπίας μπορεί να οριστεί ως ΔH = ΔH₁ – Χ₂. Έτσι, η τιμή του ΔΗ θα είναι ίση με -16,4 kJ/g. Αυτή η παραλλαγή, όπως μπορούμε να δούμε στη μονάδα, είναι για ΚΑΘΕ γραμμάριο βιοελαίου. Για 5 γραμμάρια, πρέπει να κάνουμε το ποσοστό:

1 g βιο-ελαίου -16,4 kJ

5 g βιο-έλαιο x

1. x = 5. (-16,4)

x = -82 kJ

Μπορούμε στη συνέχεια να επισημάνουμε την εναλλακτική Γ.

Του Στέφανο Αραούχο Νοβάις
Καθηγητής Χημείας