Ενθαλπία σχηματισμού. Ενθαλπία σχηματισμού και ο υπολογισμός της

Ο ενθαλπία σχηματισμού, επίσης λέγεται τυπική ενθαλπία σχηματισμού, ή τυπική θερμότητα σχηματισμού, είναι ο υπολογισμός της θερμότητας που απελευθερώνεται ή απορροφάται στο σχηματισμό 1 mol μιας ουσίας από απλές ουσίες, στην τυπική κατάσταση.

Είναι αδύνατο να υπολογιστεί η απόλυτη τιμή των ενθαλπίων κάθε ουσίας, αλλά είναι δυνατόν να υπολογιστεί η διακύμανση της ενθαλπίας που εμφανίζεται στην αντίδραση μέσω ενός θερμιδόμετρου.

Είναι απαραίτητο να το θυμάσαι αυτό συμφωνήθηκε να υιοθετηθεί η τιμή ενθαλπίας ίση με το μηδέν για απλές ουσίες στην τυπική κατάσταση. Επομένως, εάν θέλουμε να μάθουμε ποια είναι η ενθαλπία σχηματισμού μιας ουσίας, πρέπει μόνο να γνωρίζουμε την αξία της ενθαλπίας της αντίδρασης σχηματισμού της από απλές ουσίες.

Για παράδειγμα, θέλουμε να βρούμε την ενθαλπία 18 γραμμαρίων νερού, που αντιστοιχεί σε 1 mol, καθώς η γραμμομοριακή μάζα του είναι 18 g / mol. Για να γίνει αυτό, χρειαζόμαστε πρώτα την αντίδραση για να σχηματίσουμε νερό από απλές ουσίες, όπως φαίνεται παρακάτω:

Σημειώστε ότι η τιμή της αλλαγής ενθαλπίας που προέκυψε σε αυτήν την αντίδραση προσδιορίστηκε πειραματικά μέσω ενός θερμιδόμετρου και ισούται με -286 kJ / mol.

Ο τύπος που υπολογίζει αυτήν την αλλαγή ενθαλπίας (ΔΗ) είναι:

ΔΗ = Η_{Προϊόντα} - Χ_{Αντιδραστήρια}

Έτσι, δεδομένου ότι ήδη γνωρίζουμε την τιμή του ΔΗ και ότι η ενθαλπία των αντιδρώντων είναι ίση με το μηδέν (δεδομένου ότι είναι απλές ουσίες στην τυπική κατάσταση), μπορούμε στη συνέχεια να συμπεράνουμε ότι η τιμή ενθαλπίας 1 mol νερού είναι ίση με την αλλαγή ενθαλπίας της αντίδρασης σχηματισμού, καθώς είναι το μόνο προϊόν αυτής της αντίδρασης, όπως φαίνεται βελάζω:

ΔΗ = Η_{Προϊόντα} - Χ_{Αντιδραστήρια}
-286 kJ / mol = Η_Η2Ο - (Η_Η2 + Χ_1/2 Ο₂)
-286 kJ / mol = ΗΗ₂Ο - 0
Η_Η2Ο = - 286 kJ / mol

Μην σταματάς τώρα... Υπάρχουν περισσότερα μετά τη διαφήμιση.)

Αυτός ο τύπος ενθαλπίας, που επιτυγχάνεται από την ενθαλπία απλών ουσιών στην τυπική κατάσταση, είναι επομένως ο τυπική ενθαλπία σχηματισμού (ΔΗ⁰).

Τώρα, υπάρχουν πολλές ουσίες που δεν σχηματίζονται άμεσα από μια μόνο αντίδραση, όπως το νερό. Σε τέτοιες περιπτώσεις, η ενθαλπία σχηματισμού μπορεί να υπολογιστεί από την παραλλαγή της ενθαλπίας της αντίδρασης.

Για παράδειγμα, NH₄Το Cl σχηματίζεται με την ακόλουθη αντίδραση:

ΝΗ₃ + HCl → ΝΗ₄Κλ ΔΗ = -176 kJ / mol

Σημειώστε ότι κανένα από τα αντιδραστήρια δεν είναι απλή ουσία, επομένως δεν μπορούμε να τους αποδώσουμε μηδενική ενθαλπία. Πρέπει να γνωρίζουμε τις ενθαλπίες σχηματισμού καθενός από τα αντιδραστήρια, καθώς σχηματίζονται από αντιδράσεις μεταξύ απλών ουσιών:

ΝΗ₃: ΔΗ = -46 kJ / mol
HCl: ΔΗ = -92,4 kJ / mol

Προσθέτοντας αυτές τις δύο ενθαλπίες μαζί, παίρνουμε την τιμή της ενθαλπίας των αντιδρώντων και μπορούμε να βρούμε την ενθαλπία του NH₄ΚΛ:

Η_Ρ = Η_ΝΗ3 + Χ_ΗΟΙ
Η_Ρ = (-46 + (-92,4) kJ / mol)
Η_Ρ = -138,4 kJ / mol

Αντικατάσταση στον τύπο:

ΔΗ = Η_{Προϊόντα} - Χ_{Αντιδραστήρια}
-176 = Η_NH4Cl - ( -138,4)
Η_NH4Cl = - 176 - 138,4
Η_NH4Cl = -314,4 kJ / mol

Σε αυτήν την περίπτωση, αθροίσουμε άμεσα τις τιμές των ενθαλπίων σχηματισμού αντιδραστηρίου επειδή ο λόγος αντίδρασης ήταν μόνο 1 mol. Ωστόσο, εάν σε άλλες αντιδράσεις η ποσότητα των γραμμομορίων είναι διαφορετική, θα πρέπει πρώτα να πολλαπλασιαστεί η ενθαλπία σχηματισμού του αντιδραστηρίου με τον αριθμό των γραμμομορίων.

Ακολουθεί ένας πίνακας με την τυπική ενθαλπία σχηματισμού ορισμένων ουσιών στους 25 ° C και 1 atm:

Από την Jennifer Fogaça
Αποφοίτησε στη Χημεία

Θα θέλατε να αναφέρετε αυτό το κείμενο σε σχολείο ή ακαδημαϊκό έργο; Κοίτα:

FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Ενθαλπία σχηματισμού"; Σχολείο της Βραζιλίας. Διαθέσιμο σε: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/entalpia-formacao.htm. Πρόσβαση στις 27 Ιουνίου 2021.