Entalpija: što je to, vrste, varijacije, primjeri

THE entalpija je termodinamička funkcija kojom izračunava toplinu uključenu u izobarne procese, odnosno koji se drže pod stalnim pritiskom. Njegov se razvoj dogodio nedugo nakon pada kalorijske teorije, s napretkom termodinamika između 1840. i 1850. godine.

Entalpija, za štoumica, nema puno značenja ako se radi kao apsolutna i izolirana vrijednost, ali ima kada se uzme u obzir varijacija njegove vrijednosti u kemijskom procesu. Postoji nekoliko načina za izračunavanje varijacije entalpije procesa, a glavni su putem energije formiranja, vezivanja i također putem tamohej od hessa.

Pročitaj i: Što je Gibbs Free Energy?

Entalpijski sažetak

  • Entalpija je termodinamički alat za izračunavanje topline uključene u procese koji se odvijaju pri konstantnom tlaku.

  • Definirao ga je američki fizičar Josiah W. Gibbsa, u kontekstu pada kalorijske teorije.

  • U kemiji uvijek koristimo promjenu entalpije, predstavljenu kao ΔH.

  • Kemijske reakcije koje apsorbiraju toplinu nazivaju se endotermne i imaju ΔH > 0.

  • Kemijske reakcije koje oslobađaju toplinu nazivaju se egzotermnim i imaju ΔH < 0.

Video lekcija o entalpiji

Što je entalpija?

U početku je entalpija, uvijek predstavljena s H definirao američki fizičar Josiah Willard Gibbs, koju je nazvao funkcijom topline pri konstantnom tlaku, budući da, njegovim riječima:

“[…] smanjenje funkcije predstavlja, u svim slučajevima kada tlak ne varira, toplinu koju sustav daje.”

Iz Gibbsova rada, dakle, možemo razumjeti entalpiju kao termodinamičku funkciju čija varijacija je brojčano jednaka količini topline razmijenjene u sustavu, do pritisak konstantno. To znači da, u izobarnim procesima (kao i većina kemijskih procesa), znanje izračunati varijaciju funkcije entalpije, tada se može znati vrijednost razmijenjene topline između sustava i susjedstvo.

Slika koja prikazuje Josiaha Willarda Gibbsa (1839-1903).
Slika koja prikazuje Josiaha Willarda Gibbsa (1839-1903).

Takva korelacija s toplinom uzrokuje mnogi učenici pogrešno misle da je entalpija sinonim za toplina ili nešto poput energetskog sadržaja, toplinskog sadržaja, oslobođene topline i apsorbirane topline i slično.

Entalpija je nastala u kontekstu kolapsa kalorijske teorije, koja je toplinu tretirala kao nemjerljivu materijalnu tvar koja se prenosila s toplijih tijela na hladnija tijela. Stoga se pojavila potreba za novim alatom za izračun topline. Rješenje je, dakle, bilo korištenje veličina koje su već imale definirane termodinamičke jednadžbe, kao što je entalpija.

Pročitaj i: Kako izračunati promjenu entalpije otopine?

varijacija entalpije

Budući da je entalpija alat koji se koristi za izračunavanje topline razmijenjene u kemijskom procesu, nema smisla koristiti je kao apsolutni, izolirani broj, ali s obzirom na njegovu varijaciju, odnosno u praksi, trebali bismo samo procijeniti koliko se, brojčano, entalpija promijenila tijekom kemijskog procesa, budući da nas termodinamika uvjerava da je njena varijacija je brojčano jednak toplini koja se oslobađa ili apsorbira u procesu.

Strogo govoreći, varijaciju entalpije možemo definirati kao:

ΔH = HZavršno - Hpočetni

Kao iu kemijskim procesima, završni korak se može smatrati proizvodima, a početni korak se može smatrati reagensima. Također je uobičajeno vidjeti definiciju varijacije entalpije kao:

ΔH = Hproizvodi - Hreagensi

S praktične i interpretativne točke gledišta, ako je promjena entalpije pozitivna (ΔH> 0), kažemo da je kemijska reakcija endotermički, odnosno postoji apsorpcija topline tijekom cijelog procesa. Već ako je promjena entalpije negativna (ΔH< 0), kažemo da je kemijska reakcija egzotermna, odnosno toplina se oslobađa tijekom cijelog procesa.

Varijacija entalpije se u mnogim slučajevima promatra na grafikonima, kao što je prikazano u sljedećim primjerima.

Primjer 1:

Tablica endotermne reakcije

Na grafikonima entalpije za endotermne reakcije može se vidjeti da je količina entalpije produkata veća od entalpije reaktanata, što ukazuje da je varijacija duž reakcije pozitivna. Dakle, ako je ΔH > 0, možemo reći da se kemijski proces odvijao uz apsorpciju topline.

Grafikon koji ilustrira endotermnu reakciju općenito.

Primjer 2:

Tablica egzotermnih reakcija:

Na grafikonima entalpije za egzotermne reakcije može se vidjeti da je količina entalpije produkata manja od one reaktanata, što ukazuje da je varijacija duž reakcije negativna. Dakle, budući da je ΔH < 0, možemo reći da se kemijski proces dogodio oslobađanjem topline.

Grafikon koji ilustrira opću egzotermnu reakciju.

Više o ovim klasifikacijama kemijskih reakcija pročitajte u tekstu: ZAendotermni i egzotermni procesi.

Vrste entalpije

  1. entalpija formiranja

THE entalpija formiranja é izračunati bazirano na kemijske reakcije stvaranja, koje su reakcije u kojima na sobnoj temperaturi i 1 atmosferi tlaka nastaje jedan mol složenih tvari iz njihovih najstabilnijih jednostavnih tvari.

H2(g) + ½ O2 (g) → H2O (l) H°f = -286 kJ/mol

Velika prednost entalpije nastajanja je da jednostavne tvari koje su stabilnije na sobnoj temperaturi i 1 atmosferi tlaka imaju entalpiju dogovorenu na nulu. To ne znači da su zapravo nula, ali se, radi pojednostavljenja i bolje klasifikacije, tretiraju ovako.

Biće H = Hproizvodi - Hreagensi, ako uzmemo u obzir, onda, da je Hreagensi = 0, možemo reći da se promatrana vrijednost ΔH odnosi samo na produkte, koji su u tim slučajevima uvijek jedan mol spojene tvari. Stoga ovu vrijednost prikazujemo kao standardnu ​​varijaciju entalpije formiranja vode, predstavljenu s ΔH°f.

S ovom metodologijom nekoliko je tvari imalo svoje varijacije standardna entalpija formacijske tablice, kao što možemo vidjeti u nastavku.

tvar

Entalpija formiranja (ΔH°f) u kJ/mol

CO2 (g)

-393,4

CaO(s)

-634,9

HI (g)

+25,9

NE (g)

+90,1

  1. entalpija vezanja

Entalpija vezanja služi za označavanje količine energije uključene u rupturu ili stvaranje danog madeža. kemijska veza.

Podrazumijeva se da, za prekid kemijske veze potrebno je apsorbirati toplinu, tako da vezni atomi povećavaju svoje unutarnja energija i, posljedično, povećati svoju kinetičku energiju. s većim kinetička energija, atomi vibriraju intenzivnije, uzrokujući kidanje veza. Dakle, svaki prekid veze je endotermni proces.

Inače, da bi formirali kemijsku vezu, atomi gube slobodu kretanja i moraju smanjiti stupanj kretanja, smanjujući svoju kinetičku energiju. Tada se rezervna energija oslobađa u obliku topline. Tako, svo stvaranje veza je egzotermni proces.

Donja tablica prikazuje vrijednosti energija povezanih sa svakom kemijskom vezom.

Povezivanje

Energija vezanja (kJ/mol)

CH

412,9

C-C

347,8

O═O

497,8

F-F

154,6

NE

943,8

Imajte na umu da u vrijednostima nema znakova, jer su u modulu. To je zato što signal morate dodijeliti vi ovisno o tome je li veza prekinuta ili formirana.

  1. Entalpija izgaranja

THE entalpija izgaranja služi za označavanje količina topline koja se oslobađa pri izgaranju jednog mola tvari. Treba napomenuti da je svaka reakcija izgaranja egzotermna, jer svako gorenje oslobađa toplinu.

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2ΔH°Ç = -889,5 kJ/mol

Donja tablica prikazuje vrijednosti entalpije izgaranja za neke kemijske tvari.

tvar

Entalpija izgaranja (ΔH°Ç) u kJ/mol

Etanol - C2H5OH (1)

-1368

Benzen - C6H6 (1)

-3268

Oktan - C8H18 (1)

-5471

Glukoza - C6H12O6 (s)

-2808

  1. Entalpija promjene fizičkog stanja

Svaka promjena fizičkog stanja uključuje izmjenu topline. Stoga, entalpija promjene fizičkog stanja služi za označavanje količina topline uključena u procese promjene fizičkog stanja.

Na primjer, imamo isparavanje vode:

H2O (1) → H2O (g) ΔH = +44 kJ/mol

Pri topljenju vode imamo:

H2O(s) → H2O (l) ΔH = +7,3 kJ/mol

Vrijednosti entalpije su simetrične za inverzne procese, što znači da je npr. promjena entalpije u ukapljivanju vode -44 kJ/mol, dok je pri njenom skrućivanju jednaka -7,3 kJ/mol.

Pročitaj i: Što je entropija?

Riješene vježbe o entalpiji

Pitanje 1 - (UERJ 2018) Kapacitet zagađivanja ugljikovodika koji se koristi kao gorivo određen je omjerom između oslobođene energije i količine CO2 nastala u svom potpunom izgaranju. Što je veći omjer, to je manji kapacitet zagađivanja. Donja tablica prikazuje standardnu ​​entalpiju izgaranja četiri ugljikovodika.

Tablica koja prikazuje standardnu ​​entalpiju izgaranja oktana, heksana, benzena i pentana.

Iz tablice, ugljikovodik s najmanjim zagađujućim kapacitetom je:

  1. Oktan

  2. heksan

  3. Benzen

  4. pentan

Rezolucija

Alternativa D

Pitanje pokazuje da je kapacitet zagađivanja definiran kao omjer (kvocijent) između oslobođene energije i količine CO2 nastala u svom potpunom izgaranju. Što je veća razlog, što je kapacitet zagađivanja manji, odnosno oslobađa se više energije po molu CO2 generirana.

Reakcije potpunog izgaranja Ugljikovodici citirani su:

Oktan: Ç8H18 +25/2 O2 → 8 CO2 + 9 sati2Razlog: 5440/8 = 680

heksan: Ç6H14 +19/2 O2 → 6 CO2 + 7 sati2Razlog: 4140/6 = 690

Benzen: Ç6H6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2Razlog: 3270/6 = 545

pentan: Ç5H12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2Razlog: 3510/5 = 702

Dakle, možemo zaključiti da je pentan ugljikovodik s najmanjim zagađujućim kapacitetom.

Pitanje 2 - (Enem 2015.) Korištenje šumskih ostataka svakim je danom sve atraktivnije, jer su obnovljivi izvor energije. Slika predstavlja izgaranje bio-ulja izvađenog iz drvnog otpada, gdje je ΔH1 varijacija entalpije zbog sagorijevanja 1 g ovog bio-ulja, što rezultira ugljičnim dioksidom i tekućom vodom, i ΔH2 promjena entalpije uključena u pretvorbu 1 g vode u plinovitom stanju u tekuće stanje.

Grafikon koji prikazuje gorenje bio-ulja s varijacijama entalpije po gramu i produktima reakcije.

Varijacija entalpije, u kJ, za sagorijevanje 5 g ovog bioulja, što rezultira CO2 (plinoviti) i H2(plinoviti) je:

A) -106

B) -94

C) -82

D) -21.2

E) -16,4

Rezolucija

Alternativa C

Iz prikazanog grafikona imamo ΔH1 kao varijacija entalpije izgaranja bio-ulja pri čemu se proizvodi CO2 (g) i H2O (1) i ΔH2 kao promjena entalpije ukapljivanja vode, budući da CO2 ostaje plinovito i samo fizičko stanje Voda promjene (iz plina u tekućinu).

Vježba zahtijeva promjenu entalpije sagorijevanja 5 g bio-ulja, što rezultira CO2 (plinoviti) i H2O (plinoviti). Iz dijagrama se ova promjena entalpije može definirati kao ΔH = ΔH1 – H2. Dakle, vrijednost ΔH bit će jednaka -16,4 kJ/g. Ova varijacija, kao što možemo vidjeti u jedinici, je za SVAKI gram bio-ulja. Za 5 grama, moramo učiniti proporcija:

1 g bio-ulja -16,4 kJ

5 g bio-ulja x

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

x = -82 kJ

Tada možemo označiti alternativu C.

Autor: Stéfano Araújo Novais
Nastavnica kemije

Karneval u svijetu. Karnevalske proslave u različitim zemljama

Karneval u svijetu. Karnevalske proslave u različitim zemljama

Karneval se ne slavi samo u Brazilu, već i na dobrom dijelu planeta.Pogledajte ispod glavne prosl...

read more
Što je alkohol?

Što je alkohol?

Alkohol je naziv za kisikovu organsku funkciju (skupinu) koja ima jednu ili više hidroksili (OH) ...

read more

Brazil u Prvom svjetskom ratu

Diskretno i kasno. To bi mogle biti dvije riječi koje bi rezimirale sudjelovanje Brazila u sukobi...

read more