THE entalpija yra termodinaminė funkcija, pagal kurią apskaičiuoja izobariniuose procesuose dalyvaujančią šilumą, tai yra, kurie yra nuolat veikiami spaudimo. Jo plėtra įvyko netrukus po kalorijų teorijos žlugimo, pažengus į priekį termodinamika tarp 1840 ir 1850 m.
Entalpija, skirta kąumica, neturi daug reikšmės, jei ji naudojama kaip absoliuti ir izoliuota reikšmė, tačiau ji turi, kai atsižvelgiama į jo vertės kitimas cheminiame procese. Yra keletas būdų, kaip apskaičiuoti proceso entalpijos kitimą, iš kurių pagrindiniai yra formavimosi, surišimo ir taip pat tenlabas nuo Heso.
Taip pat skaitykite: Kas yra „Gibbs Free Energy“?
Entalpijos santrauka
Entalpija yra termodinaminis įrankis šilumai, susijusiai su procesais, vykstančiais esant pastoviam slėgiui, apskaičiuoti.
Jį apibrėžė amerikiečių fizikas Josiah W. Gibbsas kalorijų teorijos žlugimo kontekste.
Chemijoje mes visada naudojame entalpijos pokytį, pavaizduotą kaip ΔH.
Cheminės reakcijos, sugeriančios šilumą, vadinamos endoterminėmis ir jų ΔH > 0.
Cheminės reakcijos, išskiriančios šilumą, vadinamos egzoterminėmis ir jų ΔH < 0.
Video pamoka apie entalpiją
Kas yra entalpija?
Iš pradžių entalpija, kurią visada pavaizdavo H apibrėžė amerikiečių fizikas Josiah Willard Gibbs, kurią jis pavadino šilumos esant pastovaus slėgio funkcijai, nes, jo žodžiais:
„[...] funkcijos sumažėjimas visais atvejais, kai slėgis nesikeičia, yra sistemos atiduodama šiluma.
Taigi iš Gibbso darbo entalpiją galime suprasti kaip termodinaminę funkciją, kurios pokytis yra skaitiniu būdu lygus šilumos kiekiui, keičiamam sistemoje, į spaudimas pastovus. Tai reiškia, kad izobariniuose procesuose (kaip ir daugelyje cheminių procesų), žinant apskaičiuoti entalpijos funkcijos kitimą, tada galima sužinoti šilumos mainų tarp sistemos ir vertę kaimynystėje.
Tokia koreliacija su karščiu sukelia daugelis studentų klaidingai mano, kad entalpija yra sinonimas karštis arba kažkas panašaus į energijos kiekį, šilumos kiekį, išleistą šilumą ir sugertą šilumą ir panašiai.
Entalpija atsirado žlugus kalorijų teorijai, kuri šilumą traktavo kaip neįtikimą materialią medžiagą, kuri iš šiltesnių kūnų buvo perkeliama į šaltesnius kūnus. Taigi atsirado poreikis turėti naują šilumos skaičiavimo įrankį. Tada sprendimas buvo naudoti dydžius, kurie jau turėjo apibrėžtas termodinamines lygtis, pavyzdžiui, entalpiją.
Taip pat skaitykite: Kaip apskaičiuoti tirpalo entalpijos pokytį?
entalpijos kitimas
Kadangi entalpija yra įrankis, naudojamas apskaičiuojant šilumą, pasikeičiančią cheminiame procese, nėra prasmės ją naudoti kaip absoliutų izoliuotą skaičių, bet atsižvelgdami į jos kitimą, tai yra praktiškai, turėtume tik įvertinti, kiek skaičiais pakito entalpija cheminio proceso metu, nes termodinamika užtikrina, kad jos variacija yra skaičiais lygus proceso metu išsiskiriančiai arba sugertai šilumai.
Griežtai kalbant, entalpijos kitimą galime apibrėžti taip:
ΔH = HGalutinis - Hpradinė
Kaip ir cheminiuose procesuose, paskutiniu žingsniu galima laikyti produktus, o pradiniu – reagentus. Taip pat įprasta matyti entalpijos kitimo apibrėžimą kaip:
ΔH = HProduktai - Hreagentai
Praktiniu ir interpretaciniu požiūriu jei entalpijos pokytis yra teigiamas (ΔH> 0), sakome, kad cheminė reakcija yra endoterminėty viso proceso metu vyksta šilumos sugėrimas. jau jei entalpijos pokytis yra neigiamas (ΔH< 0), sakome, kad cheminė reakcija yra egzoterministy viso proceso metu išsiskiria šiluma.
Daugeliu atvejų entalpijos kitimas stebimas diagramose, kaip parodyta tolesniuose pavyzdžiuose.
1 pavyzdys:
Endoterminės reakcijos diagrama
Endoterminių reakcijų entalpijos diagramose matyti, kad produktų entalpijos kiekis yra didesnis nei reaguojančių medžiagų, o tai rodo, kad pokytis reakcijos metu yra teigiamas. Taigi, jei ΔH > 0, galime sakyti, kad cheminis procesas įvyko su šilumos absorbcija.
2 pavyzdys:
Egzoterminės reakcijos diagrama:
Egzoterminių reakcijų entalpijos diagramose matyti, kad produktų entalpijos kiekis yra mažesnis nei reaguojančių medžiagų, o tai rodo, kad kitimas reakcijos metu yra neigiamas. Taigi, būdami ΔH < 0, galime teigti, kad cheminis procesas įvyko išsiskiriant šilumai.
Daugiau apie šias cheminių reakcijų klasifikacijas skaitykite tekste: DĖLendoterminiai ir egzoterminiai procesai.
Entalpijos tipai
formavimo entalpija
THE formavimo entalpija é apskaičiuotas remiantis formuojasi cheminės reakcijos, kurios yra reakcijos, kurių metu iš jų stabiliausių paprastų medžiagų kambario temperatūroje ir 1 atmosferos slėgyje susidaro vienas molis junginių.
H2(g) + ½ O2 (g) → H2O (l) H°f = -286 kJ/mol
Didelis formavimosi entalpijos pranašumas yra tas, kad paprastų medžiagų, kurios yra stabilesnės kambario temperatūroje ir 1 atmosferos slėgyje, entalpija yra lygi nuliui. Tai nereiškia, kad jų iš tikrųjų yra nulis, tačiau siekiant supaprastinimo ir geresnio klasifikavimo, jie traktuojami taip.
Esamas H = HProduktai - Hreagentai, jei manytume, kad Hreagentai = 0, galime teigti, kad stebima ΔH reikšmė yra susijusi tik su produktais, kurie šiais atvejais visada yra vienas molis sudėtinės medžiagos. Todėl šią vertę pateikiame kaip standartinį vandens susidarymo entalpijos pokytį, pavaizduotą ΔH °f.
Būtent taikant šią metodiką kelios medžiagos turėjo savo variantų standartinė entalpija formavimo lenteles, kaip matome toliau.
Medžiaga |
Formavimosi entalpija (ΔH°f) kJ/mol |
CO2 (g) |
-393,4 |
CaO (-ai) |
-634,9 |
HI(g) |
+25,9 |
NE (g) |
+90,1 |
rišamoji entalpija
Surišimo entalpija nurodo energijos kiekį, susijusį su tam tikro apgamo plyšimu ar susidarymu. cheminis ryšys.
Suprantama, norint nutraukti cheminį ryšį, būtina sugerti šilumą, kad jungiantys atomai padidintų savo vidinė energija ir, atitinkamai, padidinti savo kinetinę energiją. su didesniais kinetinė energija, atomai vibruoja intensyviau, todėl ryšiai nutrūksta. Taigi kiekvienas ryšio nutrūkimas yra endoterminis procesas.
Priešingu atveju, kad susidarytų cheminis ryšys, atomai praranda judėjimo laisvę ir turi sumažinti judėjimo laipsnį, mažinant jų kinetinę energiją. Tada atsarginė energija išleidžiama šilumos pavidalu. Taigi, visas jungčių susidarymas yra egzoterminis procesas.
Žemiau esančioje lentelėje parodytos energijos, susijusios su kiekviena chemine jungtimi, reikšmės.
Ryšys |
Surišimo energija (kJ/mol) |
C-H |
412,9 |
C-C |
347,8 |
O═O |
497,8 |
F-F |
154,6 |
NE |
943,8 |
Atkreipkite dėmesį, kad reikšmėse nėra ženklų, nes jie yra modulyje. Taip yra todėl, kad signalą turite priskirti jūs, priklausomai nuo to, ar nuoroda nutrūko, ar susiformavo.
Degimo entalpija
THE degimo entalpija padeda nurodyti šilumos kiekis, išsiskiriantis degant vienam moliui medžiagos. Reikia pažymėti, kad kiekviena degimo reakcija yra egzoterminė, nes kiekvienas degimas išskiria šilumą.
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2ΔH°Ç = -889,5 kJ/mol
Žemiau esančioje lentelėje parodytos kai kurių cheminių medžiagų degimo entalpijos vertės.
Medžiaga |
Degimo entalpija (ΔH°Ç) kJ/mol |
Etanolis - C2H5Oi (1) |
-1368 |
Benzenas - C6H6 (1) |
-3268 |
Oktaninis skaičius - C8H18 (1) |
-5471 |
Gliukozė - C6H12O6 (s) |
-2808 |
Fizinės būsenos kitimo entalpija
Kiekvienas fizinės būsenos pasikeitimas susijęs su šilumos mainais. Todėl, fizinės būsenos kitimo entalpija padeda nurodyti šilumos kiekis, dalyvaujantis fizinės būsenos kaitos procesuose.
Pavyzdžiui, mes turime vandens garinimą:
H2O (1) → H2O (g) ΔH = +44 kJ/mol
Tirpdami vandenį turime:
H2O(s) → H2O (l) ΔH = +7,3 kJ/mol
Entalpijos reikšmės atvirkštiniams procesams yra simetriškos, o tai reiškia, kad, pavyzdžiui, vandens suskystinimo entalpijos pokytis yra –44 kJ/mol, o kietėjant – –7,3 kJ/mol.
Taip pat skaitykite: Kas yra entropija?
Išsprendė entalpijos pratimus
Klausimas 1 - (UERJ 2018) Angliavandenilio, naudojamo kaip kuras, taršą lemia santykis tarp išsiskiriančios energijos ir CO kiekio.2 susidarė visiškai sudegus. Kuo didesnis santykis, tuo mažesnė tarša. Žemiau esančioje lentelėje parodyta standartinė keturių angliavandenilių degimo entalpija.
Iš lentelės mažiausios taršos galios angliavandeniliai yra:
Oktaninis skaičius
Heksanas
Benzenas
pentanas
Rezoliucija
Alternatyva D
Klausimas rodo, kad taršos pajėgumas apibrėžiamas kaip santykis (dalytuvas) tarp išsiskiriančios energijos ir CO kiekio.2 susidarė visiškai sudegus. Kuo didesnis priežastis, tuo mažesnė tarša, ty daugiau energijos išsiskiria vienam moliui CO2 sugeneruotas.
Visiškos degimo reakcijos Angliavandeniliai cituojami:
Oktaninis skaičius: Ç8H18 +25/2 O2 → 8 CO2 + 9 valandos2Priežastis: 5440/8 = 680
Heksanas: Ç6H14 +19/2 O2 → 6 CO2 + 7 valandos2Priežastis: 4140/6 = 690
Benzenas: Ç6H6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2Priežastis: 3270/6 = 545
pentanas: Ç5H12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2Priežastis: 3510/5 = 702
Taigi galime daryti išvadą, kad pentanas yra mažiausiai teršiantis angliavandenilis.
2 klausimas – (Enem 2015 m.) Miško likučių naudojimas kasdien tampa patrauklesnis, nes tai yra atsinaujinantis energijos šaltinis. Paveikslėlyje pavaizduotas iš medienos atliekų išgaunamos bioalyvos deginimas, kur ΔH1 entalpijos kitimas dėl 1 g šios bioalyvos sudeginimo, dėl kurio susidaro anglies dioksidas ir skystas vanduo bei ΔH2 entalpijos pokytis, susijęs su 1 g dujinės būsenos vandens pavertimu skystu.
Entalpijos pokytis, kJ, deginant 5 g šios biologinės alyvos, dėl kurio susidaro CO2 (dujinis) ir H2(dujinis) yra:
A) -106
B) -94
C) -82
D) -21.2
E) -16.4
Rezoliucija
Alternatyva C
Iš parodyto grafiko turime ΔH1 kaip entalpijos pokytis deginant biologinį aliejų, gaminantį CO2 (g) ir H2O (1) ir ΔH2 kaip vandens suskystinimo entalpijos pokytis, nes CO2 lieka dujinis ir tik fizinė būsena Vanduo pokyčiai (iš dujų į skystį).
Pratimas reikalauja entalpijos pokyčio deginant 5 g bioalyvos, todėl susidaro CO2 (dujinis) ir H2O (dujinis). Iš diagramos šis entalpijos pokytis gali būti apibrėžtas kaip ΔH = ΔH1 – H2. Taigi ΔH reikšmė bus lygi -16,4 kJ/g. Šis variantas, kaip matome vienete, yra skirtas KIEKVIENAM gramui bioalyvos. Už 5 gramus turime padaryti proporcija:
1 g bioalyvos -16,4 kJ
5 g biologinio aliejaus x
1. x = 5. (-16,4)
x = -82 kJ
Tada galime pažymėti alternatyvą C.
Stéfano Araújo Novais
Chemijos mokytojas
