Entalpija: kaj je to, vrste, variacije, primeri

THE entalpija je termodinamična funkcija, s katero izračuna toploto, vključeno v izobarične procese, ki so pod stalnim pritiskom. Njen razvoj se je zgodil kmalu po padcu kalorične teorije, z napredkom termodinamika med leti 1840 in 1850.

Entalpija za kajumica, nima velikega pomena, če se uporablja kot absolutna in izolirana vrednost, vendar ima ob upoštevanju sprememba njegove vrednosti v kemičnem procesu. Obstaja več načinov za izračun variacije entalpije procesa, glavni so z energijami tvorbe, vezave in tudi z energijo tamhej od hessa.

Preberite tudi: Kaj je Gibbsova brezplačna energija?

Povzetek entalpije

• Entalpija je termodinamično orodje za izračun toplote, vključene v procese, ki se pojavljajo pri konstantnem tlaku.

• Opredelil ga je ameriški fizik Josiah W. Gibbsa, v kontekstu padca kalorične teorije.

• V kemiji vedno uporabljamo spremembo entalpije, predstavljeno kot ΔH.

• Kemične reakcije, ki absorbirajo toploto, se imenujejo endotermne in imajo ΔH > 0.

• Kemične reakcije, ki sproščajo toploto, se imenujejo eksotermne in imajo ΔH < 0.

Video lekcija o entalpiji

Kaj je entalpija?

Entalpija, ki jo vedno predstavlja H, je bila sprva opredelil ameriški fizik Josiah Willard Gibbs, ki jo je imenoval funkcija toplote pri konstantnem tlaku, saj po njegovih besedah:

"[...] zmanjšanje funkcije v vseh primerih, ko se tlak ne spreminja, predstavlja toploto, ki jo oddaja sistem."

Ne nehaj zdaj... Po reklami je še več ;)

Iz Gibbsovega dela torej lahko razumemo entalpijo kot termodinamično funkcijo, katere variacija je številčno enaka količini izmenjane toplote v sistemu, do pritisk stalna. To pomeni, da v izobaričnih procesih (kot večina kemičnih procesov) vedo izračunamo variacijo entalpijske funkcije, potem lahko poznamo vrednost izmenjene toplote med sistemom in soseski.

Slika, ki prikazuje Josiaha Willarda Gibbsa (1839-1903).

Takšna korelacija s toploto povzroča mnogi študenti zmotno mislijo, da je entalpija sinonim za toplote ali nekaj takega kot energijska vsebnost, vsebnost toplote, sproščena in absorbirana toplota in podobno.

Entalpija je nastala v kontekstu propada kalorične teorije, ki je toploto obravnavala kot neprecenljivo materialno snov, ki se je prenašala s toplejših teles na hladnejša telesa. Tako se je pojavila potreba po novem orodju za izračun toplote. Rešitev je bila torej uporaba veličin, ki so že imele definirane termodinamične enačbe, kot je entalpija.

Preberite tudi: Kako izračunati spremembo entalpije raztopine?

variacija entalpije

Ker je entalpija orodje, ki se uporablja za izračun izmenjene toplote v kemičnem procesu, je ni smiselno uporabljati kot absolutno izolirano število, ampak glede na njegovo variacijo, torej v praksi, bi morali oceniti le, koliko se je številčno spremenila entalpija med kemičnim procesom, saj nam termodinamika zagotavlja, da je njena variacija je številčno enak toploti, ki se sprošča ali absorbira v procesu.

Strogo gledano, lahko variacijo entalpije opredelimo kot:

ΔH = H_Končno - H_začetni

Tako kot pri kemičnih procesih se lahko zadnji korak šteje za produkte, začetni korak pa za reagente. Prav tako je običajno videti definicijo variacije entalpije kot:

ΔH = H_izdelki - H_reagenti

S praktičnega in interpretativnega vidika, če je sprememba entalpije pozitivna (ΔH> 0), pravimo, da je kemična reakcija endotermni, to pomeni, da je v celotnem procesu absorpcija toplote. Že če je sprememba entalpije negativna (ΔH< 0), pravimo, da je kemična reakcija eksotermni, to pomeni, da se toplota sprošča v celotnem procesu.

Sprememba entalpije je v mnogih primerih opažena v grafih, kot je prikazano v naslednjih primerih.

Primer 1:

Tabela endotermnih reakcij

Na grafih entalpije za endotermne reakcije je razvidno, da je količina entalpije produktov večja od entalpije reaktantov, kar kaže, da je variacija vzdolž reakcije pozitivna. Torej, če je ΔH > 0, lahko rečemo, da je kemijski proces potekal z absorpcijo toplote.

2. primer:

Tabela eksotermnih reakcij:

Na grafih entalpije za eksotermne reakcije je razvidno, da je količina entalpije produktov manjša od entalpije reaktantov, kar kaže, da je variacija vzdolž reakcije negativna. Če je torej ΔH < 0, lahko rečemo, da se je kemični proces zgodil s sproščanjem toplote.

Več o teh klasifikacijah kemičnih reakcij si preberite v besedilu: ZAendotermni in eksotermni procesi.

Vrste entalpije

1. entalpija nastajanja

THE entalpija nastajanja é izračunano temelji na kemijske reakcije nastajanja, ki so reakcije, pri katerih iz njihovih najbolj stabilnih enostavnih snovi nastane en mol sestavljenih snovi pri sobni temperaturi in 1 atmosferi tlaka.

H₂(g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l) H°_f = -286 kJ/mol

Velika prednost entalpije tvorbe je, da imajo enostavne snovi, ki so bolj stabilne pri sobni temperaturi in 1 atmosferi tlaka, entalpijo, ki je enaka nič. To ne pomeni, da so dejansko nič, vendar se zaradi poenostavitve in boljše razvrstitve obravnavajo takole.

Biti H = H_izdelki - H_reagenti, če upoštevamo, da je H_reagenti = 0, lahko rečemo, da je opazovana vrednost ΔH povezana le s produkti, ki so v teh primerih vedno en mol spojine. Zato to vrednost prikazujemo kot standardno variacijo entalpije nastajanja vode, ki jo predstavlja ΔH°_f.

S to metodologijo je imelo več snovi svoje različice standardna entalpija formacijske tabele, kot lahko vidimo spodaj.

Snov	Entalpija tvorbe (ΔH°f) v kJ/mol
CO2 (g)	-393,4
CaO(i)	-634,9
HI (g)	+25,9
NE (g)	+90,1

1. entalpija vezave

Entalpija vezave služi za označevanje količine energije, ki je vključena v rupturo ali nastanek danega mola. kemična vez.

Razume se, da za prekinitev kemične vezi je potrebno absorbirati toploto, tako da vezni atomi povečajo svoje notranja energija in posledično povečate svojo kinetično energijo. z večjim kinetična energija, atomi intenzivneje vibrirajo, kar povzroči prekinitev vezi. Tako je vsak prekinitev vezi endotermni proces.

V nasprotnem primeru za tvorbo kemične vezi atomi izgubijo svobodo gibanja in morajo zmanjšati svojo stopnjo gibanja, kar zmanjša svojo kinetično energijo. Prosta energija se nato sprosti v obliki toplote. tako, vsa tvorba vezi je eksotermni proces.

Spodnja tabela prikazuje vrednosti energij, povezanih z vsako kemično vezjo.

Povezava	Vezavna energija (kJ/mol)
C-H	412,9
C-C	347,8
O═O	497,8
F-F	154,6
NE	943,8

Upoštevajte, da v vrednostih ni znakov, saj so v modulu. To je zato, ker morate signal dodeliti vi, odvisno od tega, ali je povezava prekinjena ali oblikovana.

1. Entalpija zgorevanja

THE entalpija zgorevanja služi za označevanje količina toplote, ki se sprosti pri zgorevanju enega mola snovi. Upoštevati je treba, da je vsaka reakcija zgorevanja eksotermna, saj vsako gorenje sprošča toploto.

CH₄ (g) + 2 O₂ (g) → CO₂ (g) + 2 H₂ΔH°_Ç = -889,5 kJ/mol

Spodnja tabela prikazuje vrednosti entalpije zgorevanja za nekatere kemične snovi.

Snov	Entalpija zgorevanja (ΔH°Ç) v kJ/mol
Etanol - C2H5OH (1)	-1368
Benzen - C6H6 (1)	-3268
oktan - C8H18 (1)	-5471
Glukoza - C6H12O6 (s)	-2808

1. Entalpija spremembe fizičnega stanja

Vsaka sprememba fizičnega stanja vključuje izmenjavo toplote. Zato je entalpija spremembe agregatnega stanja služi za označevanje količina toplote, vključena v procese spreminjanja fizikalnega stanja.

Na primer, imamo vodno izhlapevanje:

H₂O (1) → H₂O (g) ΔH = +44 kJ/mol

Pri taljenju vode imamo:

H₂O(s) → H₂O (l) ΔH = +7,3 kJ/mol

Vrednosti entalpije so simetrične za inverzne procese, kar pomeni, da je na primer sprememba entalpije pri utekočinjenju vode -44 kJ/mol, medtem ko je pri strjevanju enaka -7,3 kJ/mol.

Preberite tudi: Kaj je entropija?

Rešene vaje na entalpijo

Vprašanje 1 - (UERJ 2018) Zmogljivost onesnaževanja ogljikovodika, ki se uporablja kot gorivo, je določena z razmerjem med sproščeno energijo in količino CO₂ nastane pri njegovem popolnem zgorevanju. Višje kot je razmerje, manjša je onesnaževalna zmogljivost. Spodnja tabela prikazuje standardno entalpijo zgorevanja štirih ogljikovodikov.

Iz tabele je ogljikovodik z najmanjšo zmogljivostjo onesnaževanja:

1. oktan

2. heksan

3. Benzen

4. pentan

Resolucija

Alternativa D

Vprašanje kaže, da je onesnaževalna zmogljivost opredeljena kot razmerje (količnik) med sproščeno energijo in količino CO.₂ nastane pri njegovem popolnem zgorevanju. Večje kot razlog, manjša je onesnaževalna zmogljivost, to pomeni, da se več energije sprosti na mol CO₂ ustvarjeno.

Popolne reakcije zgorevanja ogljikovodiki citirani so:

oktan: Ç₈H₁₈ +25/2 O₂ → 8 CO₂ + 9 ur₂Razlog: 5440/8 = 680

heksan: Ç₆H₁₄ +19/2 O₂ → 6 CO₂ + 7 ur₂Razlog: 4140/6 = 690

Benzen: Ç₆H₆ + 15/2 O₂ → 6 CO₂ + 3 H₂Razlog: 3270/6 = 545

pentan: Ç₅H₁₂ + 8 O₂ → 5 CO₂ + 6 H₂Razlog: 3510/5 = 702

Tako lahko sklepamo, da je pentan ogljikovodik z najmanjšo onesnaževalno zmogljivostjo.

2. vprašanje - (Enem 2015) Uporaba gozdnih ostankov je vsak dan bolj privlačna, saj so obnovljiv vir energije. Slika predstavlja zgorevanje bio-olja, pridobljenega iz lesnih odpadkov, kjer je ΔH₁ sprememba entalpije zaradi gorenja 1 g tega bioolja, kar povzroči ogljikov dioksid in tekočo vodo ter ΔH₂ sprememba entalpije pri pretvorbi 1 g vode v plinastem stanju v tekoče.

Sprememba entalpije v kJ za zgorevanje 5 g tega bio-olja, kar povzroči CO₂ (plinast) in H₂(plinast) je:

A) -106

B) -94

C) -82

D) -21.2

E) -16,4

Resolucija

Alternativa C

Iz prikazanega grafa imamo ΔH₁ kot sprememba entalpije pri izgorevanju bio-olja, ki proizvaja CO₂ (g) in H₂O (1) in ΔH₂ kot sprememba entalpije utekočinjenja vode, saj CO₂ ostane plinasto in samo agregatno stanje Voda spremembe (iz plina v tekočino).

Vaja zahteva spremembo entalpije zgorevanja 5 g bio-olja, kar povzroči CO₂ (plinast) in H₂O (plinast). Iz diagrama lahko to spremembo entalpije definiramo kot ΔH = ΔH₁ – H₂. Tako bo vrednost ΔH enaka -16,4 kJ/g. Ta variacija, kot lahko vidimo v enoti, je za VSAKI gram bio-olja. Za 5 gramov moramo narediti razmerje:

1 g bio-olja -16,4 kJ

5 g bio-olja x

1. x = 5. (-16,4)

x = -82 kJ

Nato lahko označimo alternativo C.

Avtor: Stéfano Araújo Novais
Učiteljica kemije