Enthalpy of Formation. Formasjons entalpi og beregningen av den

DE dannelse entalpi, også kalt standard dannelse entalpi, eller standard formasjonsvarme, er beregningen av varmen som frigjøres eller absorberes i dannelsen av 1 mol av et stoff fra enkle stoffer, i standardtilstand.

Det er umulig å beregne den absolutte verdien av entalpiene til hvert stoff, men det er mulig å beregne variasjonen i entalpi som oppstår i reaksjonen ved hjelp av et kalorimeter.

Det er nødvendig å huske det det ble avtalt å vedta entalpiverdien lik null for enkle stoffer i standardtilstand. Dermed, hvis vi vil finne ut hva som er entalpi av dannelse av et stoff, trenger vi bare å vite verdien av entalpi av dets dannelsesreaksjon fra enkle stoffer.

For eksempel ønsker vi å finne entalpi av 18 gram vann, som tilsvarer 1 mol, siden molarmassen er 18 g / mol. For å gjøre dette trenger vi først reaksjonen for å danne vann fra enkle stoffer, som vist nedenfor:

Merk at verdien av entalpiendringen som skjedde i denne reaksjonen ble eksperimentelt bestemt ved hjelp av et kalorimeter og er lik -286 kJ / mol.

Formelen som beregner denne entalpiendringen (ΔH) er:

ΔH = H_Produkter - H_Reagenser

Siden vi allerede kjenner verdien av ΔH og at entalpi av reaktantene er lik null (siden de er enkle stoffer i standardtilstand), kan vi da konkludere at entalpiverdien på 1 mol vann er lik entalpiendringen av formasjonsreaksjonen, da det er det eneste produktet av denne reaksjonen, som vist nedenfor:

ΔH = H_Produkter - H_Reagenser
-286 kJ / mol = H_H2O - (H_H2 + H_1/2 O₂)
-286 kJ / mol = HH₂O - 0
H_H2O = - 286 kJ / mol

Ikke stopp nå... Det er mer etter annonseringen;)

Denne typen entalpi, oppnådd fra entalpi av enkle stoffer i standardtilstand, er derfor standard dannelse-entalpi (ΔH⁰).

Nå er det mange stoffer som ikke dannes direkte av en enkelt reaksjon, for eksempel vann. I slike tilfeller kan entalpi av dannelse beregnes ut fra entalpi-variasjonen av reaksjonen.

For eksempel NH₄Cl dannes ved følgende reaksjon:

NH₃ + HCl → NH₄Cl ΔH = -176 kJ / mol

Merk at ingen av reaktantene er en enkel substans, så vi kan ikke tildele dem en entalpi på null. Vi trenger å kjenne entalpiene til dannelsen av hvert av reagensene, da disse dannes ved reaksjoner mellom enkle stoffer:

NH₃: ΔH = -46 kJ / mol
HC1: Ah = -92,4 kJ / mol

Når vi legger disse to entalpiene sammen, får vi verdien av entalpi av reaktantene, og vi kan finne entalpi av NH₄Cl:

H_R = H_NH3 + H_HCl
H_R = (-46 + (-92,4) kJ / mol)
H_R = -138,4 kJ / mol

Erstatter i formelen:

ΔH = H_Produkter - H_Reagenser
-176 = H_NH4Cl - ( -138,4)
H_NH4Cl = - 176 - 138,4
H_NH4Cl = -314,4 kJ / mol

I dette tilfellet oppsummerte vi direkte verdiene til reaktantdannelsesenthalpiene fordi reaksjonsforholdet bare var 1 mol. Imidlertid, hvis mengden mol er forskjellig i andre reaksjoner, vil det være nødvendig å først multiplisere entalpien av dannelsen av reaktanten med antall mol.

Nedenfor er en tabell med standard entalpi for dannelse av noen stoffer ved 25 ° C og 1 atm:

Av Jennifer Fogaça
Uteksamen i kjemi

Vil du referere til denne teksten i et skole- eller akademisk arbeid? Se:

FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Enthalpy of Formation"; Brasilskolen. Tilgjengelig i: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/entalpia-formacao.htm. Tilgang 27. juni 2021.