Formatsiooni entalpia. Formatsiooni entalpia ja selle arvutamine

THE moodustumise entalpia, nimetatud ka moodustumise standardne entalpiavõi standardne moodustumissoojuson tavalises olekus lihtsatest ainetest 1 mooli aine moodustumisel vabanenud või neeldunud soojuse arvutamine.

Iga aine entalpiate absoluutväärtust on võimatu arvutada, kuid kalorimeetri abil on võimalik arvutada reaktsioonis esinev entalpia variatsioon.

Seda on vaja meeles pidada lepiti kokku, et tavalises olekus võetakse lihtsate ainete entalpia väärtus nulliga võrdne. Seega, kui tahame teada saada, mis on aine moodustumise entalpia, peame teadma ainult selle moodustumisreaktsiooni entalpia väärtust lihtsatest ainetest.

Näiteks tahame leida 18 grammi vee entalpia, mis vastab 1 molile, kuna selle molaarmass on 18 g / mol. Selleks vajame kõigepealt reaktsiooni, et moodustada lihtsatest ainetest vesi, nagu allpool näidatud:

Pange tähele, et selles reaktsioonis toimunud entalpia muutuse väärtus määrati eksperimentaalselt kalorimeetri abil ja on võrdne -286 kJ / mol.

See entalpia muutuse (ΔH) arvutav valem on:

ΔH = H_Tooted - H_Reaktiivid

Seega, kuna me juba teame ΔH väärtust ja et reagentide entalpia on võrdne nulliga (kuna need on tavalises olekus lihtsad ained), siis võime järeldada et 1 mol vee entalpia väärtus on võrdne moodustumisreaktsiooni entalpia muutusega, kuna see on selle reaktsiooni ainus saadus, nagu on näidatud kolisema:

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

Seda tüüpi entalpia, mis saavutatakse lihtsate ainete entalpiaga standardses olekus, on seega moodustumise standardne entalpia (ΔH⁰).

Nüüd on palju aineid, mis ei moodustu otseselt ühe reaktsiooni abil, näiteks vesi. Sellistel juhtudel saab moodustumise entalpia arvutada reaktsiooni entalpia varieerumise põhjal.

Näiteks NH₄Cl moodustub järgmise reaktsiooni abil:

NH₃ + HCl → NH₄Cl ΔH = -176 kJ / mol

Pange tähele, et ükski reagentidest ei ole lihtne aine, seega ei saa me neile määrata nullist entalpiat. Peame teadma iga reagendi moodustumise entalpiaid, kuna need tekivad lihtsate ainete vaheliste reaktsioonide abil:

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

Nende kahe entalpia liitmisel saame reaktantide entalpia väärtuse ja leiame NH entalpia₄Cl:

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

Valemis asendamine:

ΔH = H_Tooted - H_Reaktiivid
-176 = H_NH4Cl - ( -138,4)
H_NH4Cl = - 176 - 138,4
H_NH4Cl = -314,4 kJ / mol

Sel juhul võtsime otse kokku reagentide moodustumise entalpiate väärtused, kuna reaktsioonisuhe oli ainult 1 mol. Kui aga teistes reaktsioonides on moolide hulk erinev, tuleb kõigepealt korrutada reagendi moodustumise entalpia moolide arvuga.

Allpool on tabel, milles on toodud mõnede ainete standardne entalpia temperatuuril 25 ° C ja 1 atm:

Autor Jennifer Fogaça
Lõpetanud keemia

Allikas: Brasiilia kool - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/entalpia-formacao.htm