THE entalpija ir termodinamiska funkcija, ar kuru aprēķina izobārajos procesos iesaistīto siltumu, tas ir, kas tiek turēti pastāvīgā spiedienā. Tā attīstība notika neilgi pēc kaloriju teorijas krišanas, attīstoties termodinamika no 1840. līdz 1850. gadam.
Entalpija, par kasumica, tam nav lielas nozīmes, ja tas tiek izmantots kā absolūta un izolēta vērtība, taču tā ir, ņemot vērā tās vērtības izmaiņas ķīmiskā procesā. Ir vairāki veidi, kā aprēķināt procesa entalpijas variāciju, no kurām galvenās ir veidošanās, saistīšanas un arī turhei no hesas.
Izlasi arī: Kas ir Gibbs Free Energy?
Entalpijas kopsavilkums
Entalpija ir termodinamisks rīks, lai aprēķinātu siltumu, kas iesaistīts procesos, kas notiek pastāvīgā spiedienā.
To definēja amerikāņu fiziķis Džosija V. Gibss kaloriju teorijas krituma kontekstā.
Ķīmijā mēs vienmēr izmantojam entalpijas izmaiņas, kas attēlotas kā ΔH.
Ķīmiskās reakcijas, kas absorbē siltumu, sauc par endotermiskām, un tām ir ΔH > 0.
Ķīmiskās reakcijas, kas izdala siltumu, sauc par eksotermiskām, un tām ir ΔH < 0.
Video nodarbība par entalpiju
Kas ir entalpija?
Entalpija, ko vienmēr apzīmē ar H, sākotnēji bija definējis amerikāņu fiziķis Džosija Vilards Gibss, ko viņš sauca par siltuma funkciju pie pastāvīga spiediena, jo, pēc viņa vārdiem:
"[…] funkcijas samazināšanās visos gadījumos, kad spiediens nemainās, atspoguļo sistēmas atdoto siltumu."
Nepārtrauciet tagad... Pēc reklāmas ir vēl kas ;)
No Gibsa darba mēs varam saprast entalpiju kā termodinamisku funkciju, kuras variācija ir skaitliski vienāda ar sistēmā apmainīto siltuma daudzumu, uz spiedienu nemainīgs. Tas nozīmē, ka izobārajos procesos (tāpat kā vairumā ķīmisko procesu), zinot aprēķināt entalpijas funkcijas variāciju, tad var uzzināt siltuma apmaiņas vērtību starp sistēmu un apkārtne.
Šāda korelācija ar siltuma cēloņiem daudzi skolēni kļūdaini domā, ka entalpija ir sinonīms karstums vai kaut kas līdzīgs enerģijas saturam, siltuma saturam, izdalītajam siltumam un absorbētajam siltumam un tamlīdzīgi.
Entalpija radās kaloriju teorijas sabrukuma kontekstā, kas uzskatīja siltumu par neaptveramu materiālu vielu, kas tika pārnesta no siltākiem ķermeņiem uz aukstākiem ķermeņiem. Tādējādi radās nepieciešamība pēc jauna siltuma aprēķināšanas rīka. Tad risinājums bija izmantot lielumus, kuriem jau bija definēti termodinamiskie vienādojumi, piemēram, entalpija.
Izlasi arī: Kā aprēķināt šķīduma entalpijas izmaiņas?
entalpijas variācijas
Tā kā entalpija ir rīks, ko izmanto ķīmiskā procesā apmainītā siltuma aprēķināšanai, nav jēgas to izmantot kā absolūtu, izolētu skaitli, bet ņemot vērā tās variācijas, tas ir, praksē mums vajadzētu tikai novērtēt, cik daudz skaitliski entalpija mainījās ķīmiskā procesa laikā, jo termodinamika mums nodrošina, ka tās variācija ir skaitliski vienāds ar procesā izdalīto vai absorbēto siltumu.
Stingri runājot, mēs varam definēt entalpijas variāciju kā:
ΔH = HFināls - Hsākotnējā
Tāpat kā ķīmiskajos procesos, pēdējo soli var uzskatīt par produktiem un sākotnējo posmu var uzskatīt par reaģentiem. Ir arī ierasts redzēt entalpijas variācijas definīciju kā:
ΔH = Hproduktiem - Hreaģenti
No praktiskā un interpretācijas viedokļa ja entalpijas izmaiņas ir pozitīvas (ΔH> 0), mēs sakām, ka ķīmiskā reakcija ir endotermisks, tas ir, visa procesa laikā notiek siltuma absorbcija. Jau tagad ja entalpijas izmaiņas ir negatīvas (ΔH< 0), mēs sakām, ka ķīmiskā reakcija ir eksotermisks, tas ir, siltums tiek atbrīvots visā procesā.
Entalpijas izmaiņas daudzos gadījumos tiek novērotas grafikos, kā parādīts turpmākajos piemēros.
1. piemērs:
Endotermiskās reakcijas diagramma
Endalpijas grafikos endotermiskām reakcijām var redzēt, ka produktu entalpijas daudzums ir lielāks nekā reaģentu, kas norāda, ka izmaiņas reakcijas laikā ir pozitīvas. Tādējādi, ja ΔH > 0, mēs varam teikt, ka ķīmiskais process notika ar siltuma absorbciju.
2. piemērs:
Eksotermiskās reakcijas diagramma:
Eksotermisko reakciju entalpijas grafikos var redzēt, ka produktu entalpijas daudzums ir mazāks nekā reaģentu, kas norāda, ka izmaiņas reakcijas laikā ir negatīvas. Tādējādi, ja ΔH < 0, mēs varam teikt, ka ķīmiskais process notika ar siltuma izdalīšanos.
Vairāk par šīm ķīmisko reakciju klasifikācijām lasiet tekstā: PRIEKŠendotermiskie un eksotermiskie procesi.
Entalpijas veidi
veidošanās entalpija
THE veidošanās entalpija é aprēķināts pamatojoties uz ķīmisko reakciju veidošanās, kas ir reakcijas, kurās no to stabilākajām vienkāršajām vielām istabas temperatūrā un 1 atmosfēras spiedienā veidojas viens mols salikto vielu.
H2(g) + ½ O2 (g) → H2O (l) H°f = -286 kJ/mol
Veidošanās entalpijas lielā priekšrocība ir tā, ka vienkāršām vielām, kas ir stabilākas istabas temperatūrā un 1 atmosfēras spiedienā, entalpija ir vienāda ar nulli. Tas nenozīmē, ka tie faktiski ir nulle, taču vienkāršošanas un labākas klasifikācijas labad tie tiek apstrādāti šādi.
Būt H = Hproduktiem - Hreaģenti, ja mēs uzskatām, ka Hreaģenti = 0, mēs varam teikt, ka novērotā ΔH vērtība ir saistīta tikai ar produktiem, kas šajos gadījumos vienmēr ir viens mols saliktās vielas. Tāpēc mēs šo vērtību uzskaitām kā ūdens veidošanās standarta entalpijas variāciju, ko attēlo ΔH °f.
Tieši ar šo metodiku vairākām vielām bija savas variācijas standarta entalpija veidošanās tabulas, kā redzams zemāk.
Viela |
Veidošanās entalpija (ΔH°f) kJ/mol |
CO2 (g) |
-393,4 |
CaO(s) |
-634,9 |
HI(g) |
+25,9 |
NĒ (g) |
+90,1 |
saistošā entalpija
Saistošā entalpija kalpo, lai norādītu enerģijas daudzumu, kas iesaistīts konkrētā mola plīsumā vai veidošanā. ķīmiskā saite.
Ir saprotams, ka lai pārrautu ķīmisko saiti, ir nepieciešams absorbēt siltumu, lai saistošie atomi palielinātu savu iekšējā enerģija un, attiecīgi, palielināt savu kinētisko enerģiju. ar lielāku kinētiskā enerģija, atomi vibrē intensīvāk, izraisot saišu pārtraukšanu. Tādējādi katra saites pārraušana ir endotermisks process.
Pretējā gadījumā, lai izveidotu ķīmisko saiti, atomi zaudē kustības brīvību un ir jāsamazina to kustības pakāpe, samazinot to kinētisko enerģiju. Pēc tam rezerves enerģija tiek atbrīvota siltuma veidā. Tādējādi visa saišu veidošanās ir eksotermisks process.
Zemāk esošajā tabulā parādītas ar katru ķīmisko saiti saistīto enerģiju vērtības.
Savienojums |
Saistīšanas enerģija (kJ/mol) |
C-H |
412,9 |
C-C |
347,8 |
O═O |
497,8 |
F-F |
154,6 |
NĒ |
943,8 |
Ņemiet vērā, ka vērtībās nav zīmju, jo tās ir moduļos. Tas ir tāpēc, ka signāls ir jāpiešķir jums atkarībā no tā, vai saite ir bojāta vai izveidota.
Degšanas entalpija
THE degšanas entalpija kalpo, lai norādītu uz siltuma daudzums, kas izdalās, sadegot vienam molam vielas. Jāņem vērā, ka katra degšanas reakcija ir eksotermiska, jo katra degšana izdala siltumu.
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2ΔH°Ç = -889,5 kJ/mol
Zemāk esošajā tabulā parādītas dažu ķīmisko vielu sadegšanas entalpijas vērtības.
Viela |
Degšanas entalpija (ΔH°Ç) kJ/mol |
Etanols - C2H5ak (1) |
-1368 |
Benzīns - C6H6 (1) |
-3268 |
Oktānskaitlis - C8H18 (1) |
-5471 |
Glikoze - C6H12O6 (s) |
-2808 |
Fiziskā stāvokļa maiņas entalpija
Katra fiziskā stāvokļa maiņa ir saistīta ar siltuma apmaiņu. Tāpēc, fiziskā stāvokļa maiņas entalpija kalpo, lai norādītu uz agregātstāvokļa maiņas procesos iesaistītais siltuma daudzums.
Piemēram, mums ir ūdens iztvaicēšana:
H2O (1) → H2O (g) ΔH = +44 kJ/mol
Ūdens kušanas laikā mums ir:
H2O(s) → H2O (l) ΔH = +7,3 kJ/mol
Entalpijas vērtības ir simetriskas apgrieztiem procesiem, kas nozīmē, ka, piemēram, entalpijas izmaiņas ūdens sašķidrināšanā ir -44 kJ/mol, savukārt tā sacietēšanā tās ir vienādas ar -7,3 kJ/mol.
Izlasi arī: Kas ir entropija?
Atrisināja entalpijas vingrinājumus
Jautājums 1 - (UERJ 2018) Par degvielu izmantotā ogļūdeņraža piesārņojošo spēju nosaka attiecība starp izdalīto enerģiju un CO daudzumu2 veidojas tā pilnīgā sadegšanā. Jo augstāka attiecība, jo mazāka ir piesārņojuma spēja. Zemāk esošajā tabulā parādīta četru ogļūdeņražu sadegšanas standarta entalpija.
No tabulas ogļūdeņradis ar viszemāko piesārņojošo spēju ir:
Oktānskaitlis
Heksāns
Benzīns
pentāns
Izšķirtspēja
Alternatīva D
Jautājums norāda, ka piesārņojuma jauda ir definēta kā attiecība (koeficients) starp izdalīto enerģiju un CO daudzumu2 veidojas tā pilnīgā sadegšanā. Jo lielāks ir iemesls, jo mazāka ir piesārņojošā jauda, tas ir, vairāk enerģijas izdalās uz vienu CO molu2 ģenerēts.
Pilnīgas sadegšanas reakcijas Ogļūdeņraži citēti ir:
Oktānskaitlis: Ç8H18 +25/2 O2 → 8 CO2 + 9 stundas2Iemesls: 5440/8 = 680
Heksāns: Ç6H14 +19/2 O2 → 6 CO2 + 7 stundas2Iemesls: 4140/6 = 690
Benzīns: Ç6H6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2Iemesls: 3270/6 = 545
pentāns: Ç5H12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2Iemesls: 3510/5 = 702
Tādējādi varam secināt, ka pentāns ir ogļūdeņradis ar viszemāko piesārņojošo spēju.
2. jautājums — (Enem 2015) Meža atlieku izmantošana ar katru dienu kļūst pievilcīgāka, jo tās ir atjaunojams enerģijas avots. Attēlā parādīta no koksnes atkritumiem iegūtas bioeļļas sadegšana, kur ΔH1 entalpijas izmaiņas, kas rodas, sadedzinot 1 g šīs bioeļļas, kā rezultātā rodas oglekļa dioksīds un šķidrs ūdens, un ΔH2 entalpijas izmaiņas, kas saistītas ar 1 g ūdens pārvēršanu gāzveida stāvoklī šķidrā stāvoklī.
Entalpijas izmaiņas kJ, sadedzinot 5 g šīs bioeļļas, kā rezultātā rodas CO2 (gāzveida) un H2(gāzveida) ir:
A) -106
B) -94
C) -82
D) -21.2
E) -16.4
Izšķirtspēja
Alternatīva C
No parādītā grafika mums ir ΔH1 kā entalpijas izmaiņas bioeļļas sadegšanā, kas rada CO2 (g) un H2O (1) un ΔH2 kā ūdens sašķidrināšanas entalpijas izmaiņas, jo CO2 paliek gāzveida un tikai fiziskais stāvoklis Ūdens izmaiņas (no gāzes uz šķidrumu).
Vingrinājums prasa mainīt entalpiju, sadedzinot 5 g bioeļļas, kā rezultātā rodas CO2 (gāzveida) un H2O (gāzveida). No diagrammas šīs entalpijas izmaiņas var definēt kā ΔH = ΔH1 – H2. Tādējādi ΔH vērtība būs vienāda ar -16,4 kJ/g. Šī variācija, kā mēs redzam vienībā, ir paredzēta KATRAM gramam bioeļļas. Par 5 gramiem mums ir jādara proporcija:
1 g bioeļļas -16,4 kJ
5 g bioeļļas x
1. x = 5. (-16,4)
x = -82 kJ
Pēc tam mēs varam atzīmēt alternatīvu C.
Autors Stefano Araújo Novais
Ķīmijas skolotājs
