utføre beregning av entalpi av en reaksjon det betyr å bestemme energivariasjonen som oppsto fra blandingen av reaktantene til dannelsen av produktene. I ligningen nedenfor har vi representasjonen av reaktanter og produkter
A + B → C + D
A + B = Reagenser
C + D = Produkter
Hver deltaker i en reaksjon har en entalpi (H), det vil si at hver deltaker har en viss mengde energi. I løpet av reaksjonen brytes bindinger mellom reaktantene og bindinger mellom atomene i produktene dannes. På denne måten etableres en energivariasjon under den kjemiske reaksjonen.
For å bestemme beregningen av entalpien til en reaksjon, er det først nødvendig å kjenne de individuelle entalpiene til hver av deltakerne. Normalt gir øvelsene alltid entalpiverdiene til reaktanter og produkter. For eksempel:
ZnS+O2 → ZnO + SO2
HZnS = - 49,23 Kcal/mol
HO2 = 0 Kcal/mol
HZnO = - 83,24 Kcal/mol
HSO2 = - 70,994 Kcal/mol
Hvis vi hadde et enkelt stoff, ville entalpiverdien vært null. Det er imidlertid bemerkelsesverdig at hvis det enkle stoffet er en allotrop i reaksjonen, må vi være forsiktige med å vite om vi har å gjøre med den mest stabile allotropen av det kjemiske elementet som danner dette stoffet. O
allotrop mer stabil har alltid en entalpi på null, så øvelsen vil ikke utføre denne indikasjonen. Se en tabell med elementene som danner allotroper og de som er mer stabile:
MERK: Den mest stabile allotropiske formen av elementet indikerer stoffet som finnes i større mengde i naturen.
Beregningen av entalpien til reaksjonen kalles vanligvis entalpivariasjonen og er alltid representert med akronymet ∆H. Siden dette er en variasjon, innebærer å beregne entalpien til reaksjonen å trekke entalpien til produktene fra entalpien til reaktantene:
∆H = HTIL - HR
Ved å beregne entalpivariasjonen kan vi identifisere om reaksjonen er endoterm eller eksoterm. Hvis resultatet er negativt, vil reaksjonen være eksoterm; hvis resultatet er positivt, vil reaksjonen være endoterm.
∆H = - (Eksoterm)
∆H = + (endotermisk)
Når du utfører beregningen av entalpivariasjonen til en reaksjon, er det veldig viktig at vi er veldig vær oppmerksom på balansen, da entalpiverdiene gitt av øvelsen alltid er uttrykt i mol. Således, hvis reaksjonsdeltakeren har mer enn én mol, må vi multiplisere dens entalpiverdi med mengden uttrykt i balanseringen. Se et eksempel:
2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2
Vi observerer at koeffisientene som balanserer ligningen er 2, 3, 2 og 2. Dermed vil entalpiverdiene til hver av deltakerne være:
HZnS = - 49,23. 2 = - 98,46 Kcal/mol
HO2 = 0. 3 = 0 Kcal/mol
HZnO = - 83,24. 2 = - 166,48 Kcal/mol
HSO2 = - 70,994. 2 = - 141.988 Kcal/mol
Fra disse dataene kan vi beregne entalpivariasjonen til reaksjonen. Det er verdt å huske at verdiene til produktene må legges sammen, så vel som for reagensene:
∆H = HTIL - HR
∆H = [(-166,48) + (-141,998)] - [(-98,46) + 0]
∆H = (- 308,468) - (-98,46)
∆H = -308,468 + 98,46
∆H = - 210,008 Kcal/mol
MERK: Siden resultatet var negativt, er denne reaksjonen eksoterm.
Følg nå oppløsningen til en vestibulær øvelse for å beregne entalpien til en reaksjon:
(UFMS) Verdien av H for den balanserte ligningen nedenfor er: Data: HAg2S = -32,6 KJ/mol, HH2O = -285,8 KJ/mol, HH2S = - 20,6 KJ/mol,
2 Ag2S + 2 H2O → 4 Ag + 2 H2S + O2
a) 485,6 KJ
b) 495,6 KJ
c) 585,6 KJ
d) 595,6 KJ
e) 600 KJ
Dataene gitt av øvelsene er:
MERK: Hvordan har vi O2 i ligningen, som er den mest stabile allotropen av oksygen, er dens entalpi 0 KJ. Siden Ag er et enkelt stoff, er dets entalpi verdt 0 KJ.
HAg2S = -32,6 KJ/mol
HH2O = -285,8 KJ/mol
HH2S = -20,6 KJ/mol
Tar vi hensyn til balansen, må vi multiplisere koeffisienten med entalpien til hver av deltakerne:
HAg2S = - 32,6. 2 = - 65,2 KJ
HH2O = - 285,8. 2 = - 571,6 KJ
HH2S = - 20,6. 2 = - 41,2 KJ
HO2 = 0. 1 = 0 KJ
HAg = 0. 4 = 0 KJ
Til slutt, bruk bare dataene i entalpivariasjonsformelen:
∆H = HTIL - HR
∆H = [(0) + (-41,2) + 0] - [(-65,2) + (-571,6)]
∆H = (-41,2) - (-636,8)
∆H = -41,2 + 636,8
∆H = 595,6 Kcal/mol
Siden resultatet av variasjonen var positivt, er reaksjonen endoterm.
Av meg Diogo Lopes Dias
Kilde: Brasil skole - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculo-entalpia-uma-reacao.htm
