THE entalpie este o funcţie termodinamică prin care calculează căldura implicată în procesele izobare, adică care sunt ținute sub presiune constantă. Dezvoltarea sa a avut loc la scurt timp după căderea teoriei calorice, odată cu avansarea lui termodinamica între anii 1840 şi 1850.
Entalpia, pentru ceumica, nu are prea multă semnificație dacă se lucrează ca valoare absolută și izolată, dar are când se ia în considerare variaţia valorii sale într-un proces chimic. Există mai multe moduri de a calcula variația de entalpie a unui proces, principalele fiind prin energiile de formare, de legare și, de asemenea, prin Acolohei de la hess.
Citeste si: Ce este Gibbs Free Energy?
Rezumatul entalpiei
Entalpia este un instrument termodinamic pentru calcularea căldurii implicate în procesele care au loc la presiune constantă.
A fost definit de fizicianul american Josiah W. Gibbs, în contextul căderii teoriei calorice.
În chimie, folosim întotdeauna modificarea de entalpie, reprezentată ca ΔH.
Reacțiile chimice care absorb căldură se numesc endoterme și au ΔH > 0.
Reacțiile chimice care eliberează căldură se numesc exoterme și au ΔH < 0.
Lecție video despre entalpie
Ce este entalpia?
Entalpia, reprezentată întotdeauna de H, a fost inițial definit de fizicianul american Josiah Willard Gibbs, pe care a numit-o funcția de căldură la presiune constantă, deoarece, în cuvintele sale:
„[…] scăderea funcției reprezintă, în toate cazurile în care presiunea nu variază, căldura cedată de sistem.”
Din munca lui Gibbs, putem înțelege, deci, entalpia ca o funcție termodinamică a cărei variația este numeric egală cu cantitatea de căldură schimbată în sistem, la presiune constant. Aceasta înseamnă că, în procesele izobare (ca majoritatea proceselor chimice), cunoașterea calculați variația funcției entalpie, se poate cunoaște apoi valoarea căldurii schimbate între sistem și Cartier.
O astfel de corelație cu căldura cauzează mulți studenți cred în mod eronat că entalpia este sinonimă cu căldură sau ceva de genul conținut de energie, conținut de căldură, căldură eliberată și căldură absorbită și altele asemenea.
Entalpia a apărut în contextul prăbușirii teoriei calorice, care a tratat căldura ca pe o substanță materială imponderabilă care a fost transferată de la corpurile mai calde la corpurile mai reci. Astfel, a fost nevoie de un nou instrument pentru calcularea căldurii. Soluția, deci, a fost folosirea unor cantități care aveau deja ecuații termodinamice definite, cum ar fi entalpia.
Citeste si: Cum se calculează modificarea de entalpie a soluției?
variația de entalpie
Deoarece entalpia este un instrument folosit pentru a calcula căldura schimbată într-un proces chimic, nu are sens să o folosim ca număr absolut, izolat, dar luând în considerare variația sa, adică în practică, ar trebui să evaluăm doar cât de mult, numeric, s-a modificat entalpia în timpul procesului chimic, deoarece termodinamica ne asigură că variatia este egal numeric cu căldura degajată sau absorbită în proces.
Strict vorbind, putem defini variația entalpiei ca:
ΔH = HFinal - Hiniţială
Ca și în procesele chimice, etapa finală poate fi considerată produse, iar etapa inițială poate fi considerată reactivi. De asemenea, este obișnuit să vedem definiția variației entalpiei ca:
ΔH = Hproduse - Hreactivi
Din punct de vedere practic și interpretativ, dacă modificarea entalpiei este pozitivă (ΔH> 0), spunem că reacția chimică este endotermic, adică există absorbție de căldură pe tot parcursul procesului. Deja dacă modificarea entalpiei este negativă (ΔH< 0), spunem că reacția chimică este exotermic, adică căldura este eliberată pe tot parcursul procesului.
Variația entalpiei, în multe cazuri, este observată în grafice, așa cum se arată în exemplele următoare.
Exemplul 1:
Diagrama reacțiilor endotermice
În graficele de entalpie pentru reacțiile endoterme, se poate observa că cantitatea de entalpie a produselor este mai mare decât cea a reactanților, ceea ce indică faptul că variația de-a lungul reacției este pozitivă. Astfel, dacă ΔH > 0, putem spune că procesul chimic a avut loc cu absorbția de căldură.
Exemplul 2:
Diagrama reacțiilor exotermice:
În graficele de entalpie pentru reacțiile exoterme, se poate observa că cantitatea de entalpie a produselor este mai mică decât cea a reactanților, ceea ce indică faptul că variația de-a lungul reacției este negativă. Astfel, fiind ΔH < 0, putem spune că procesul chimic a avut loc odată cu degajarea de căldură.
Citiți mai multe despre aceste clasificări ale reacțiilor chimice în text: PENTRUprocese endoterme și exoterme.
Tipuri de entalpie
entalpia de formare
THE entalpia de formare é calculat bazat pe reacții chimice de formare, care sunt reacții în care se formează un mol de substanțe compuse din substanțele lor simple cele mai stabile la temperatura camerei și 1 atmosferă de presiune.
H2(g) + ½ O2 (g) → H2O (l) H°f = -286 kJ/mol
Marele avantaj al entalpiei de formare este că substanțele simple care sunt mai stabile la temperatura camerei și 1 atmosferă de presiune au o entalpie convenită la zero. Aceasta nu înseamnă că sunt de fapt zero, dar, pentru simplificare și mai bună clasificare, sunt tratate astfel.
Fiind H = Hproduse - Hreactivi, dacă luăm în considerare, atunci, că Hreactivi = 0, putem spune că valoarea observată a lui ΔH este legată doar de produși, care, în aceste cazuri, sunt întotdeauna un mol din substanța compusă. Prin urmare, tabelăm această valoare ca variație standard de entalpie a formării apei, reprezentată de ΔH°f.
Cu această metodologie mai multe substanțe au avut variațiile lor entalpie standard tabele de formare, după cum putem vedea mai jos.
Substanţă |
Entalpia de formare (ΔH°f) în kJ/mol |
CO2 (g) |
-393,4 |
CaO(i) |
-634,9 |
Bună g) |
+25,9 |
NU (g) |
+90,1 |
entalpia de legare
Entalpia de legare servește la indicarea cantității de energie implicată în ruperea sau formarea unei alunițe date. legătură chimică.
Se înțelege că, pentru a rupe o legătură chimică, este necesar să absorbi căldura, astfel încât atomii de legătură să-și mărească energie interna și, în consecință, crește energia cinetică. cu mai mare energie kinetică, atomii vibrează mai intens, determinând ruperea legăturilor. Astfel, fiecare ruptură de legătură este un proces endotermic.
În caz contrar, pentru a forma o legătură chimică, atomii își pierd libertatea de mișcare și trebuie să își scadă gradul de mișcare, scăzând energia cinetică. Energia de rezervă este apoi eliberată sub formă de căldură. Prin urmare, toată formarea de legături este un proces exotermic.
Tabelul de mai jos prezintă valorile energiilor asociate fiecărei legături chimice.
Conexiune |
Energia de legare (kJ/mol) |
C-H |
412,9 |
C-C |
347,8 |
O═O |
497,8 |
F-F |
154,6 |
NU |
943,8 |
Rețineți că nu există semne în valori, deoarece acestea sunt în modul. Acest lucru se datorează faptului că semnalul trebuie să fie atribuit de dvs., în funcție de faptul dacă legătura este întreruptă sau formată.
Entalpia de ardere
THE entalpia de ardere servește la indicarea cantitatea de căldură eliberată în arderea unui mol de substanță. Trebuie remarcat faptul că fiecare reacție de ardere este exotermă, deoarece fiecare ardere eliberează căldură.
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2ΔH°Ç = -889,5 kJ/mol
Tabelul de mai jos prezintă valorile entalpiei de ardere pentru unele substanțe chimice.
Substanţă |
Entalpia de ardere (ΔH°Ç) în kJ/mol |
Etanol - C2H5OH (1) |
-1368 |
Benzen - C6H6 (1) |
-3268 |
Octan - C8H18 (1) |
-5471 |
Glucoza - C6H12O6 (e) |
-2808 |
Entalpia modificării stării fizice
Fiecare schimbare a stării fizice implică schimb de căldură. De aceea entalpia de schimbare a stării fizice servește la indicarea cantitatea de căldură implicată în procesele de schimbare a stării fizice.
De exemplu, avem vaporizarea apei:
H2O (1) → H2O (g) ΔH = +44 kJ/mol
La topirea apei avem:
H2O(e) → H2O (l) ΔH = +7,3 kJ/mol
Valorile entalpiei sunt simetrice pentru procesele inverse, ceea ce înseamnă că, de exemplu, modificarea de entalpie în lichefierea apei este de -44 kJ/mol, în timp ce, în solidificarea ei, este egală cu -7,3 kJ/mol.
Citeste si: Ce este entropia?
Exerciții rezolvate pe entalpie
Intrebarea 1 - (UERJ 2018) Capacitatea de poluare a unei hidrocarburi utilizate ca combustibil este determinată de raportul dintre energia eliberată și cantitatea de CO2 format în arderea sa completă. Cu cât raportul este mai mare, cu atât capacitatea de poluare este mai mică. Tabelul de mai jos prezintă entalpia standard de ardere a patru hidrocarburi.
Din tabel, hidrocarbura cu cea mai mică capacitate de poluare este:
Octan
hexan
Benzen
pentan
Rezoluţie
Alternativa D
Întrebarea indică faptul că capacitatea de poluare este definită ca raportul (coeficientul) dintre energia eliberată și cantitatea de CO2 format în arderea sa completă. Cu cât este mai mare motiv, cu cât capacitatea de poluare este mai mică, adică se eliberează mai multă energie per mol de CO2 generate.
Reacțiile complete de ardere ale Hidrocarburi citate sunt:
Octan: Ç8H18 +25/2 O2 → 8 CO2 + 9 ore2Motivul: 5440/8 = 680
hexan: Ç6H14 +19/2 O2 → 6 CO2 + 7 ore2Motivul: 4140/6 = 690
Benzen: Ç6H6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2Motivul: 3270/6 = 545
pentan: Ç5H12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 ore2Motivul: 3510/5 = 702
Astfel, putem concluziona că pentanul este hidrocarbura cu cea mai mică capacitate de poluare.
Întrebarea 2 - (Enem 2015) Utilizarea reziduurilor forestiere devine din ce în ce mai atractivă în fiecare zi, deoarece acestea reprezintă o sursă regenerabilă de energie. Figura reprezintă arderea unui bio-ulei extras din deșeurile lemnoase, unde ΔH1 variația de entalpie datorată arderii a 1 g din acest bio-ulei, rezultând dioxid de carbon și apă lichidă și ΔH2 modificarea de entalpie implicată în transformarea a 1 g de apă în stare gazoasă în stare lichidă.
Variația entalpiei, în kJ, pentru arderea a 5 g din acest bio-ulei, rezultând CO2 (gazos) și H2(gazos) este:
A) -106
B) -94
C) -82
D) -21,2
E) -16,4
Rezoluţie
Alternativa C
Din graficul prezentat avem ΔH1 ca variația de entalpie a arderii bio-ulei care produce CO2 (g) și H2O (1) și ΔH2 ca modificarea de entalpie a lichefierii apei, deoarece CO2 rămâne gazos și doar starea fizică a Apă schimbări (de la gaz la lichid).
Exercițiul cere modificarea entalpiei de ardere a 5 g de bio-ulei, rezultând CO2 (gazos) și H2O (gazos). Din diagramă, această modificare de entalpie poate fi definită ca ΔH = ΔH1 – H2. Astfel, valoarea lui ΔH va fi egală cu -16,4 kJ/g. Această variație, după cum putem vedea în unitate, este pentru FIECARE gram de ulei biologic. Pentru 5 grame, trebuie să facem proporţie:
1 g de ulei bio -16,4 kJ
5 g de ulei bio x
1. x = 5. (-16,4)
x = -82 kJ
Apoi putem marca alternativa C.
De Stéfano Araújo Novais
Profesor de chimie