DE enthalpie is een thermodynamische functie waardoor berekent de warmte die betrokken is bij isobare processen, dat wil zeggen, die onder constante druk worden gehouden. De ontwikkeling ervan vond plaats kort na de val van de calorische theorie, met de vooruitgang van thermodynamica tussen 1840 en 1850.
De enthalpie, voor de watumica, heeft niet veel betekenis als het wordt gewerkt als een absolute en geïsoleerde waarde, maar wel wanneer het wordt beschouwd variatie van zijn waarde in een chemisch proces. Er zijn verschillende manieren om de enthalpievariatie van een proces te berekenen, de belangrijkste zijn door de energieën van vorming, binding en ook door de daarhey van hess.
Lees ook: Wat is Gibbs vrije energie?
Enthalpie Samenvatting
Enthalpie is een thermodynamisch hulpmiddel voor het berekenen van de warmte die betrokken is bij processen die plaatsvinden bij constante druk.
Het werd gedefinieerd door de Amerikaanse natuurkundige Josiah W. Gibbs, in de context van de val van de calorische theorie.
In de chemie gebruiken we altijd de enthalpieverandering, weergegeven als ΔH.
Chemische reacties die warmte absorberen, worden endotherm genoemd en hebben ΔH > 0.
Chemische reacties waarbij warmte vrijkomt, worden exotherm genoemd en hebben ΔH < 0.
Videoles over enthalpie
Wat is enthalpie?
De enthalpie, altijd vertegenwoordigd door H, was aanvankelijk gedefinieerd door de Amerikaanse natuurkundige Josiah Willard Gibbs, die hij de functie van warmte bij constante druk noemde, omdat, in zijn woorden:
"[...] de afname van de functie vertegenwoordigt, in alle gevallen waarin de druk niet varieert, de warmte die door het systeem wordt afgegeven."
Uit het werk van Gibbs kunnen we enthalpie dus begrijpen als een thermodynamische functie waarvan: variatie is numeriek gelijk aan de hoeveelheid warmte die in het systeem wordt uitgewisseld, om druk constante. Dit betekent dat bij isobare processen (zoals de meeste chemische processen), bereken de variatie van de enthalpiefunctie, men kan dan de waarde kennen van de warmte die wordt uitgewisseld tussen systeem en buurt.
Zo'n correlatie met warmte veroorzaakt veel studenten denken ten onrechte dat enthalpie synoniem is met warmte of zoiets als energie-inhoud, warmte-inhoud, vrijgekomen warmte en opgenomen warmte, en dergelijke.
De enthalpie ontstond in de context van de ineenstorting van de calorische theorie, die warmte behandelde als een onweegbare materiële substantie die werd overgedragen van warmere lichamen naar koudere lichamen. Er was dus behoefte aan een nieuwe tool voor het berekenen van warmte. De oplossing was dus om grootheden te gebruiken die al thermodynamische vergelijkingen hadden gedefinieerd, zoals enthalpie.
Lees ook: Hoe de enthalpieverandering van de oplossing te berekenen?
enthalpie variatie
Aangezien enthalpie een hulpmiddel is om de warmte-uitwisseling in een chemisch proces te berekenen, heeft het geen zin om het als een absoluut, geïsoleerd getal te gebruiken, maar gezien de variatie ervan, dat wil zeggen dat we in de praktijk alleen moeten beoordelen hoeveel, numeriek, de enthalpie veranderde tijdens het chemische proces, aangezien de thermodynamica ons verzekert dat de variatie is numeriek gelijk aan de warmte die vrijkomt of wordt opgenomen in het proces.
Strikt genomen kunnen we de enthalpievariatie definiëren als:
ΔH = HLaatste - Hvoorletter
Net als bij chemische processen kan de laatste stap worden beschouwd als de producten en de eerste stap als de reagentia. Het is ook gebruikelijk om de definitie van enthalpievariatie te zien als:
ΔH = Hproducten - Hreagentia
Vanuit een praktisch en interpretatief oogpunt, als de enthalpieverandering positief is (ΔH> 0), we zeggen dat de chemische reactie is endotherm, dat wil zeggen dat er gedurende het hele proces warmte wordt geabsorbeerd. Nu al als de enthalpieverandering negatief is (H< 0), we zeggen dat de chemische reactie is exotherm, dat wil zeggen dat er gedurende het hele proces warmte vrijkomt.
De enthalpievariatie wordt in veel gevallen waargenomen in grafieken, zoals weergegeven in de volgende voorbeelden.
Voorbeeld 1:
Endotherme reactiegrafiek
In de enthalpiegrafieken voor endotherme reacties is te zien dat de hoeveelheid enthalpie van de producten groter is dan die van de reactanten, wat aangeeft dat de variatie langs de reactie positief is. Dus als ΔH > 0, kunnen we zeggen dat het chemische proces plaatsvond met warmteabsorptie.
Voorbeeld 2:
Exotherme reactiegrafiek:
In de enthalpiegrafieken voor exotherme reacties is te zien dat de hoeveelheid enthalpie van de producten kleiner is dan die van de reactanten, wat aangeeft dat de variatie langs de reactie negatief is. Dus, omdat ΔH < 0 is, kunnen we zeggen dat het chemische proces plaatsvond met het vrijkomen van warmte.
Lees meer over deze classificaties van chemische reacties in de tekst: VOORendotherme en exotherme processen.
Soorten enthalpie
vormingsenthalpie
DE vormingsenthalpie é berekend gebaseerd op de vorming chemische reacties, dit zijn reacties waarbij één mol samengestelde stoffen wordt gevormd uit hun meest stabiele eenvoudige stoffen bij kamertemperatuur en 1 atmosfeer druk.
H2(g) + ½ O2 (g) → H2O (l) H°F = -286 kJ/mol
Het grote voordeel van de vormingsenthalpie is dat eenvoudige stoffen die stabieler zijn bij kamertemperatuur en 1 atmosfeer druk een enthalpie hebben die gelijk is aan nul. Dit wil niet zeggen dat ze eigenlijk nul zijn, maar ter vereenvoudiging en betere classificatie worden ze zo behandeld.
Wezen H = Hproducten - Hreagentia, als we dan bedenken dat Hreagentia = 0, kunnen we zeggen dat de waargenomen waarde van ΔH alleen gerelateerd is aan de producten, die in deze gevallen altijd één mol van de samengestelde stof zijn. Daarom geven we deze waarde weer als de standaard enthalpievariatie van watervorming, weergegeven door ΔH°F.
Het was met deze methode dat verschillende stoffen hun variaties van standaard enthalpie formatietabellen, zoals we hieronder kunnen zien.
Substantie |
Formatie-enthalpie (ΔH°F) in kJ/mol |
CO2 (G) |
-393,4 |
CaO('s) |
-634,9 |
HALLO(g) |
+25,9 |
NEE (g) |
+90,1 |
bindende enthalpie
De bindingsenthalpie dient om de hoeveelheid energie aan te geven die betrokken is bij de breuk of vorming van een bepaalde mol. chemische binding.
Het is wel verstaan dat, om een chemische binding te verbreken, is het nodig om warmte te absorberen, zodat de bindende atomen hun vergroten interne energie en, bijgevolg, uw kinetische energie verhogen. met grotere kinetische energie, trillen de atomen intenser, waardoor de bindingen breken. Elke verbreking van een binding is dus een endotherm proces.
Anders verliezen atomen, om een chemische binding te vormen, hun bewegingsvrijheid en moeten ze hun mate van beweging verminderen, waardoor hun kinetische energie afneemt. De overtollige energie komt dan vrij in de vorm van warmte. Dus, alle bindingsvorming is een exotherm proces.
De onderstaande tabel toont waarden van de energieën die bij elke chemische binding horen.
Verbinding |
Bindingsenergie (kJ/mol) |
C-H |
412,9 |
C-C |
347,8 |
O═O |
497,8 |
F-F |
154,6 |
NEE |
943,8 |
Merk op dat er geen tekens in de waarden staan, omdat ze in modulus zijn. Dit komt omdat het signaal door u moet worden toegewezen, afhankelijk van of de link is verbroken of gevormd.
Verbrandingsenthalpie
DE verbrandingsenthalpie dient om de aan te geven hoeveelheid warmte die vrijkomt bij de verbranding van één mol stof. Opgemerkt moet worden dat elke verbrandingsreactie exotherm is, omdat bij elke verbranding warmte vrijkomt.
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2De ΔH°C = -889,5 kJ/mol
Onderstaande tabel toont enthalpie van verbrandingswaarden voor sommige chemische stoffen.
Substantie |
Verbrandingsenthalpie (ΔH°C) in kJ/mol |
Ethanol - C2H5OH (1) |
-1368 |
Benzeen - C6H6 (1) |
-3268 |
Octaan - C8H18 (1) |
-5471 |
Glucose - C6H12O6 (s) |
-2808 |
Enthalpie van fysieke toestandsverandering
Elke verandering in fysieke toestand houdt warmte-uitwisseling in. Daarom, de enthalpie van verandering van fysieke toestand dient om de aan te geven hoeveelheid warmte die betrokken is bij processen van fysieke toestandsverandering.
We hebben bijvoorbeeld waterverdamping:
H2O (1) → H2O (g) ΔH = +44 kJ/mol
Bij het smelten van water hebben we:
H2O(n) → H2O (l) ΔH = +7,3 kJ/mol
Enthalpiewaarden zijn symmetrisch voor inverse processen, wat betekent dat de enthalpieverandering bij het vloeibaar maken van water bijvoorbeeld -44 kJ/mol is, terwijl het bij stolling gelijk is aan -7,3 kJ/mol.
Lees ook: Wat is entropie?
Opgeloste oefeningen op enthalpie
Vraag 1 - (UERJ 2018) Het vervuilend vermogen van een als brandstof gebruikte koolwaterstof wordt bepaald door de verhouding tussen de vrijkomende energie en de hoeveelheid CO2 gevormd bij volledige verbranding. Hoe hoger de verhouding, hoe lager het vervuilende vermogen. Onderstaande tabel toont de standaard verbrandingsenthalpie van vier koolwaterstoffen.
Uit de tabel is de koolwaterstof met de laagste vervuilende capaciteit:
Octaan
Hexaan
benzeen
pentaan
Oplossing
alternatief D
De vraag geeft aan dat het vervuilend vermogen wordt gedefinieerd als de verhouding (quotiënt) tussen de vrijgekomen energie en de hoeveelheid CO2 gevormd bij volledige verbranding. Hoe groter de reden, hoe lager het vervuilend vermogen, dat wil zeggen dat er meer energie vrijkomt per mol CO2 gegenereerd.
De volledige verbrandingsreacties van Koolwaterstoffen aangehaald zijn:
Octaan: C8H18 +25/2 O2 → 8 CO2 + 9 uur2De reden: 5440/8 = 680
Hexaan: C6H14 +19/2 O2 → 6 CO2 + 7 uur2De reden: 4140/6 = 690
benzeen: C6H6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2De reden: 3270/6 = 545
pentaan: C5H12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2De reden: 3510/5 = 702
We kunnen dus concluderen dat pentaan de koolwaterstof is met de laagste vervuilende capaciteit.
Vraag 2 - (Enem 2015) Het gebruik van bosresten wordt elke dag aantrekkelijker, omdat het een hernieuwbare energiebron is. De figuur stelt de verbranding voor van een bio-olie gewonnen uit houtafval, waarbij ΔH1 de enthalpievariatie door het verbranden van 1 g van deze bio-olie, resulterend in kooldioxide en vloeibaar water, en ΔH2 de enthalpieverandering die betrokken is bij de omzetting van 1 g water in gasvormige toestand in vloeibare toestand.
De enthalpievariatie, in kJ, voor het verbranden van 5 g van deze bio-olie, resulterend in CO2 (gasvormig) en H2De (gasvormige) is:
EEN) -106
B) -94
C) -82
D) -21.2
E) -16,4
Oplossing
alternatief C
Uit de getoonde grafiek hebben we ΔH1 als de enthalpievariant van het verbranden van bio-olie met CO .-productie2 (g) en H2O (1) en ΔH2 als de enthalpieverandering van het vloeibaar maken van water, aangezien de CO2 blijft gasvormig en alleen de fysieke toestand van de Water veranderingen (van gas naar vloeistof).
De oefening vraagt om de enthalpieverandering van het verbranden van 5 g bio-olie, resulterend in CO2 (gasvormig) en H2O (gasvormig). Uit het diagram kan deze enthalpieverandering worden gedefinieerd als ΔH = ΔH1 - H2. De waarde van ΔH zal dus gelijk zijn aan -16,4 kJ/g. Deze variatie, zoals we in de eenheid kunnen zien, is voor ELKE gram bio-olie. Voor 5 gram moeten we de proportie:
1 g bio-olie -16,4 kJ
5 g bio-olie x
1. x = 5. (-16,4)
x = -82 kJ
We kunnen dan alternatief C markeren.
Door Stefano Araújo Novais
Scheikundeleraar
