Standaard enthalpie. Standaard enthalpie in thermochemische vergelijkingen

Er zijn verschillende factoren die de enthalpievariatie van een proces kunnen veranderen, zoals temperatuur, druk, fysieke toestand, molgetal en allotrope variëteit van de verbinding. Hieronder staan ​​bijvoorbeeld drie kooldioxide-vormingsreacties onder dezelfde temperatuur- en drukomstandigheden. In elk werd echter een hoeveelheid materiaal gebruikt voor de reagentia. Als gevolg hiervan gaf de enthalpievariatie van elke reactie een andere waarde:

Ç_(grafiet) + O_2(g) → CO_2(g) ∆H = -393 kJ (25°C, 1 atm)

C_(grafiet) + de_2(g) → ½ CO_2(g) ∆H = -196,5 kJ (25°C, 1 atm)

2C_(grafiet) + 2 O_2(g) → 2 CO_2(g) ∆H = -786 kJ (25°C, 1 atm)

Echter, wanneer de enthalpieveranderingswaarde wordt gemeten voor 1 mol stof onder standaardomstandigheden (wanneer de stof in zijn meest stabiele allotrope vorm is, bij een temperatuur van 25°C en onder een druk van 1 atm), wordt het genoemd standaard enthalpie.

Als alle reagentia en producten zich in de standaardstatus bevinden, wordt de enthalpievariatie aangegeven door het volgende symbool:

H⁰, onthouden dat de enthalpievariatie wordt gegeven door:∆H = H_PRODUCTEN - H_REAGENTIA.

De standaardenthalpie is belangrijk omdat deze als referentiestandaard dient. Bijvoorbeeld,is aangenomen dat voor alle eenvoudige stoffen onder standaardomstandigheden de enthalpiewaarde gelijk is aan nul.

Bijvoorbeeld waterstofgas (H₂), bij 25 °C, onder 1 atm, in gasvormige toestand H⁰= 0. Als hij in een andere toestand is, is zijn enthalpie H⁰≠ 0.

Wanneer de eenvoudige stof allotrope varianten heeft, is de H-waarde⁰= 0 wordt toegewezen aan de meest voorkomende allotrope variëteit. Zuurstof heeft bijvoorbeeld twee allotrope vormen, die van zuurstofgas (O₂) en ozon (O₃), zuurstofgas is de meest voorkomende, dus het heeft H⁰= 0 en ozon heeft H⁰≠ 0.

Bekijk nog drie voorbeelden:

• Koolstof:
  de C_grafiet heeft H⁰= 0 en de C_Diamant presenteert H⁰≠ 0.
• Fosfor:
  Witte fosfor heeft H⁰= 0 en de rode fosfor heeft H⁰≠ 0.
• Zwavel:
  Rhombische zwavel heeft H⁰= 0 en monokliene zwavel heeft H⁰≠ 0.

Dit wetende, het is mogelijk om de enthalpie te bepalen van stoffen die niet eenvoudig zijn, maar die worden gevormd door eenvoudige stoffen. Beschouw bijvoorbeeld de volgende reactie:

Yn_(en) + O_2(g) → SnO_2(en) ∆H = -580 kJ (25°C, 1 atm)

We kunnen de enthalpie van SnO. berekenen_2(en) (H_SnO2) in deze reactie, omdat we weten dat de enthalpie van de twee reactanten gelijk is aan nul, omdat het eenvoudige stoffen zijn:

∆H = H_PRODUCTEN - H_REAGENTIA
∆H = H_SnO2 - (H_Yn + H_O2)
-580 kJ = H_SnO2 – 0
H_SnO2= - 580 kJ

De waarde was negatief omdat de enthalpie lager is dan de enthalpie van de reactanten en niet omdat de energie-inhoud negatief is, aangezien dit niet mogelijk zou zijn.

Door Jennifer Fogaça
Afgestudeerd in scheikunde

Bron: Brazilië School - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/entalpia-padrao.htm