THE entalpia on termodynaaminen funktio, jolla laskee isobarisissa prosesseissa mukana olevan lämmöneli jotka pidetään jatkuvan paineen alaisena. Sen kehitys tapahtui pian kaloriteorian kaatumisen jälkeen, kun termodynamiikka vuosilta 1840-1850.
Entalpiaa varten mitäumica, ei ole paljon merkitystä, jos sitä käsitellään absoluuttisena ja eristettynä arvona, mutta sillä on, kun otetaan huomioon sen arvon vaihtelu kemiallisessa prosessissa. Prosessin entalpiavaihtelun laskemiseen on useita tapoja, joista tärkeimmät ovat muodostumis-, sitoutumis- ja myös siellähei hessistä.
Lue myös: Mitä on Gibbs Free Energy?
Entalpia yhteenveto
Entalpia on termodynaaminen työkalu vakiopaineessa tapahtuviin prosesseihin liittyvän lämmön laskemiseen.
Sen määritteli amerikkalainen fyysikko Josiah W. Gibbs, kaloriteorian romahtamisen yhteydessä.
Kemiassa käytämme aina entalpian muutosta, joka esitetään muodossa ΔH.
Kemiallisia reaktioita, jotka absorboivat lämpöä, kutsutaan endotermisiksi ja niiden ΔH > 0.
Kemiallisia reaktioita, jotka vapauttavat lämpöä, kutsutaan eksotermisiksi ja niiden ΔH < 0.
Video oppitunti entalpiasta
Mikä on entalpia?
Entalpia, jota aina edustaa H, oli alun perin määritteli amerikkalainen fyysikko Josiah Willard Gibbs, jota hän kutsui lämpöfunktioksi vakiopaineessa, koska hänen sanoin:
"[…] toiminnan heikkeneminen edustaa kaikissa tapauksissa, joissa paine ei muutu, järjestelmän luovuttamaa lämpöä."
Älä lopeta nyt... Mainonnan jälkeen on muutakin ;)
Gibbsin työn perusteella voimme siis ymmärtää entalpian termodynaamisena funktiona, jonka vaihtelu on numeerisesti yhtä suuri kuin järjestelmässä vaihdetun lämmön määrä paine vakio. Tämä tarkoittaa, että isobarisissa prosesseissa (kuten useimmat kemialliset prosessit) tietäminen laskea entalpiafunktion vaihtelu, voidaan sitten tietää järjestelmän ja välillä vaihdetun lämmön arvo naapurustossa.
Tällainen korrelaatio lämmön kanssa aiheuttaa monet opiskelijat ajattelevat virheellisesti, että entalpia on synonyymi sanalle lämpöä tai jotain, kuten energiasisältö, lämpöpitoisuus, vapautunut lämpö ja absorboitunut lämpö ja vastaavat.
Entalpia syntyi kaloriteorian romahtamisen yhteydessä, sillä lämpöä käsiteltiin mittaamattomana materiaalina, joka siirtyi lämpimämmistä kappaleista kylmempään kappaleeseen. Näin ollen tarvittiin uusi työkalu lämmön laskemiseen. Ratkaisu oli siis käyttää suureita, joilla oli jo määritellyt termodynaamiset yhtälöt, kuten entalpia.
Lue myös: Kuinka lasketaan liuoksen entalpian muutos?
entalpian vaihtelu
Koska entalpiaa käytetään kemiallisen prosessin lämmönvaihdon laskemiseen, ei ole järkevää käyttää sitä absoluuttisena, eristettynä lukuna, vaan ottaen huomioon sen vaihtelun eli käytännössä meidän pitäisi vain arvioida kuinka paljon entalpia muuttui numeerisesti kemiallisen prosessin aikana, koska termodynamiikka vakuuttaa meille, että sen vaihtelu on numeerisesti yhtä suuri kuin prosessissa vapautuva tai absorboitunut lämpö.
Tarkkaan ottaen voimme määritellä entalpiavaihtelun seuraavasti:
ΔH = HLopullinen - Halkukirjain
Kuten kemiallisissa prosesseissa, viimeinen vaihe voidaan katsoa tuotteiksi ja alkuvaihe voidaan katsoa reagensseiksi. On myös yleistä nähdä entalpiavaihtelun määritelmä seuraavasti:
ΔH = HTuotteet - Hreagenssit
Käytännön ja tulkinnan näkökulmasta jos entalpian muutos on positiivinen (ΔH> 0), sanomme kemiallisen reaktion olevan endotermineneli lämpö imeytyy koko prosessin ajan. Jo jos entalpian muutos on negatiivinen (ΔH< 0), sanomme kemiallisen reaktion olevan eksotermineneli lämpöä vapautuu koko prosessin ajan.
Entalpian vaihtelua havaitaan monissa tapauksissa kaavioissa, kuten seuraavissa esimerkeissä esitetään.
Esimerkki 1:
Endoterminen reaktiokaavio
Endotermisten reaktioiden entalpiakäyrissä voidaan nähdä, että tuotteiden entalpian määrä on suurempi kuin reagoivien aineiden, mikä osoittaa, että vaihtelu reaktiossa on positiivinen. Siten, jos ΔH > 0, voidaan sanoa, että kemiallinen prosessi tapahtui lämmön absorptiolla.
Esimerkki 2:
Eksoterminen reaktiokaavio:
Eksotermisten reaktioiden entalpiakaavioista voidaan nähdä, että tuotteiden entalpian määrä on pienempi kuin reagoivien aineiden, mikä osoittaa, että vaihtelu reaktiossa on negatiivinen. Näin ollen, kun ΔH < 0, voidaan sanoa, että kemiallinen prosessi tapahtui lämmön vapautuessa.
Lue lisää näistä kemiallisten reaktioiden luokituksista tekstistä: FORendotermiset ja eksotermiset prosessit.
Entalpian tyypit
muodostumisen entalpia
THE muodostumisen entalpia é laskettu perustuu muodostuvia kemiallisia reaktioita, jotka ovat reaktioita, joissa yksi mooli yhdisteaineita muodostuu niiden stabiiliimmista yksinkertaisista aineista huoneenlämpötilassa ja 1 ilmakehän paineessa.
H2(g) + ½ O2 (g) → H2O (l) H°f = -286 kJ/mol
Muodostumisentalpian suuri etu on, että yksinkertaisilla aineilla, jotka ovat stabiilimpia huoneenlämpötilassa ja 1 ilmakehän paineessa, on sovittu entalpia nollaksi. Tämä ei tarkoita sitä, että ne olisivat itse asiassa nolla, mutta yksinkertaistamisen ja paremman luokittelun vuoksi niitä käsitellään näin.
Oleminen H = HTuotteet - Hreagenssit, jos ajatellaan, että Hreagenssit = 0, voidaan sanoa, että havaittu ΔH: n arvo liittyy vain tuotteisiin, jotka näissä tapauksissa ovat aina yksi mooli yhdistettä. Siksi taulukkoon tämä arvo on veden muodostumisen standardientalpiavaihtelu, jota edustaa ΔH°f.
Tällä menetelmällä useilla aineilla oli muunnelmia standardientalpia muodostustaulukot, kuten alla näkyy.
Aine |
Muodostumisen entalpia (ΔH°f) kJ/mol |
CO2 (g) |
-393,4 |
CaO(t) |
-634,9 |
HI(g) |
+25,9 |
EI (g) |
+90,1 |
sitova entalpia
Sitoutumisentalpia osoittaa energian määrän, joka liittyy tietyn moolin murtumiseen tai muodostumiseen. kemiallinen sidos.
Ymmärretään, että kemiallisen sidoksen katkaisemiseksi on välttämätöntä absorboida lämpöä, jotta sitoutuvat atomit lisäävät niiden sisäinen energia ja näin ollen lisää kineettistä energiaasi. isomman kanssa kineettinen energia, atomit värähtelevät voimakkaammin, jolloin sidokset katkeavat. Siten jokainen sidoksen katkeaminen on endoterminen prosessi.
Muutoin kemiallisen sidoksen muodostamiseksi atomit menettävät liikkumisvapauden ja niiden on vähennettävä liikkumisastettaan, mikä vähentää niiden kineettistä energiaa. Ylimääräinen energia vapautuu sitten lämmön muodossa. Täten, kaikki sidoksen muodostuminen on eksoterminen prosessi.
Alla oleva taulukko näyttää kuhunkin kemialliseen sidokseen liittyvien energioiden arvot.
Yhteys |
Sitoutumisenergia (kJ/mol) |
C-H |
412,9 |
C-C |
347,8 |
O═O |
497,8 |
F-F |
154,6 |
EI |
943,8 |
Huomaa, että arvoissa ei ole etumerkkejä, koska ne ovat moduulissa. Tämä johtuu siitä, että sinun on määritettävä signaali sen mukaan, onko linkki katkennut vai muodostettu.
Palamisen entalpia
THE palamisen entalpia toimii osoittamaan lämpömäärä, joka vapautuu yhden ainemoolin palaessa. On huomattava, että jokainen palamisreaktio on eksoterminen, koska jokainen palaminen vapauttaa lämpöä.
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2ΔH°Ç = -889,5 kJ/mol
Alla oleva taulukko näyttää joidenkin kemiallisten aineiden palamisentalpia-arvot.
Aine |
Palamisen entalpia (ΔH°Ç) kJ/mol |
Etanoli - C2H5OH (1) |
-1368 |
Bentseeni - C6H6 (1) |
-3268 |
Oktaaniluku - C8H18 (1) |
-5471 |
Glukoosi - C6H12O6 (s) |
-2808 |
Fyysisen tilan muutoksen entalpia
Jokaiseen fysikaalisen tilan muutokseen liittyy lämmönvaihtoa. Siksi fyysisen tilan muutosentalpia toimii osoittamaan fysikaalisen tilan muutosprosesseihin osallistuvan lämmön määrä.
Meillä on esimerkiksi vesihöyrystys:
H2O (1) → H2O (g) ΔH = +44 kJ/mol
Veden sulatuksessa meillä on:
H2O(s) → H2O (l) ΔH = +7,3 kJ/mol
Entalpiaarvot ovat symmetrisiä käänteisprosesseille, mikä tarkoittaa, että esimerkiksi veden nesteytymisen entalpian muutos on -44 kJ/mol, kun taas sen jähmettymisessä se on -7,3 kJ/mol.
Lue myös: Mikä on entropia?
Ratkaistiin entalpiaharjoituksia
Kysymys 1 - (UERJ 2018) Polttoaineena käytettävän hiilivedyn saastuttavuus määräytyy vapautuneen energian ja hiilidioksidin määrän suhteesta.2 muodostuu täydellisessä palamisessaan. Mitä suurempi suhde, sitä pienempi saastekapasiteetti. Alla olevassa taulukossa näkyy neljän hiilivedyn palamisen standardientalpia.
Taulukon perusteella pienin saastuttava hiilivety on:
Oktaani
Heksaani
Bentseeni
pentaani
Resoluutio
Vaihtoehto D
Kysymys osoittaa, että saastuttava kapasiteetti määritellään vapautuneen energian ja hiilidioksidin määrän välisenä suhteena (osamääränä)2 muodostuu täydellisessä palamisessaan. Mitä suurempi syy, sitä pienempi saastuttava kapasiteetti eli enemmän energiaa vapautuu yhtä moolia kohti hiilidioksidia2 luotu.
Täydelliset palamisreaktiot Hiilivedyt lainattuja ovat:
Oktaani: Ç8H18 +25/2 O2 → 8 CO2 + 9 tuntia2Syy: 5440/8 = 680
Heksaani: Ç6H14 +19/2 O2 → 6 CO2 + 7 tuntia2Syy: 4140/6 = 690
Bentseeni: Ç6H6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2Syy: 3270/6 = 545
pentaani: Ç5H12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2Syy: 3510/5 = 702
Siten voimme päätellä, että pentaani on hiilivety, jolla on alhaisin saastuttava kapasiteetti.
Kysymys 2 – (Enem 2015) Metsätähteiden käyttö houkuttelee päivä päivältä, sillä ne ovat uusiutuva energianlähde. Kuvassa on esitetty puujätteestä uutetun bioöljyn poltto, jossa ΔH1 entalpian vaihtelu, joka johtuu 1 g: n tämän bioöljyn palamisesta, mikä johtaa hiilidioksidiin ja nestemäiseen veteen, ja ΔH2 entalpian muutos, joka liittyy 1 g: n kaasumaisessa tilassa olevan veden muuttumiseen nestemäiseksi.
Entalpian vaihtelu kJ, kun poltetaan 5 g tätä bioöljyä, mikä johtaa CO2 (kaasumainen) ja H2(Kaasumainen) on:
A) -106
B) -94
C) -82
D) -21.2
E) -16.4
Resoluutio
Vaihtoehto C
Esitetystä kaaviosta meillä on ΔH1 CO: a tuottavan bioöljyn polton entalpiavaihteluna2 (g) ja H2O (1) ja ΔH2 veden nesteytymisen entalpian muutoksena, koska CO2 pysyy kaasumaisena ja vain sen fysikaalisessa tilassa Vesi muutokset (kaasusta nesteeksi).
Harjoitus kysyy entalpian muutosta poltettaessa 5 g bioöljyä, mikä johtaa CO2 (kaasumainen) ja H2O (kaasumainen). Kaaviosta tämä entalpiamuutos voidaan määritellä muodossa ΔH = ΔH1 – H2. Siten ΔH: n arvo on -16,4 kJ/g. Tämä vaihtelu, kuten voimme nähdä yksikössä, koskee JOKAISTA bioöljygrammaa. 5 grammaa varten meidän on tehtävä suhteessa:
1 g bioöljyä -16,4 kJ
5 g bioöljyä x
1. x = 5. (-16,4)
x = -82 kJ
Sitten voimme merkitä vaihtoehdon C.
Kirjailija: Stéfano Araújo Novais
Kemian opettaja
