Енталпија: шта је то, врсте, варијације, примери

ТХЕ енталпија је термодинамичка функција којом израчунава топлоту укључену у изобарне процесе, односно који се држе под сталним притиском. Његов развој се десио убрзо након пада теорије калорија, са напретком термодинамика између 1840. и 1850. године.

Енталпија, за Штаумица, нема много смисла ако се ради као апсолутна и изолована вредност, али има када се узме у обзир варијација његове вредности у хемијском процесу. Постоји неколико начина да се израчуна варијација енталпије процеса, а главни су путем енергије формирања, везивања и такође путем тамохеј од хеса.

Прочитајте такође: Шта је Гиббс Фрее Енерги?

Енталпија Резиме

• Енталпија је термодинамички алат за израчунавање топлоте укључене у процесе који се дешавају при константном притиску.

• Дефинисао га је амерички физичар Џосија В. Гибс, у контексту пада теорије калорија.

• У хемији увек користимо промену енталпије, представљену као ΔХ.

• Хемијске реакције које апсорбују топлоту називају се ендотермне и имају ΔХ > 0.

• Хемијске реакције које ослобађају топлоту називају се егзотермне и имају ΔХ < 0.

Видео лекција о енталпији

Шта је енталпија?

Енталпија, увек представљена са Х, у почетку је била дефинисао амерички физичар Џозаја Вилард Гибс, коју је назвао функцијом топлоте при константном притиску, пошто, по његовим речима:

„[…] смањење функције представља, у свим случајевима када притисак не варира, топлоту коју систем одаје.”

Не заустављај се сада... Има више после реклама ;)

Из Гибсовог рада, дакле, можемо разумети енталпију као термодинамичку функцију чија варијација је бројчано једнака количини топлоте размењене у систему, до притисак константан. То значи да, у изобарним процесима (као и већина хемијских процеса), знање израчунати варијацију функције енталпије, онда се може знати вредност топлоте размењене између система и комшилук.

Слика која приказује Јосиах Виллард Гиббс (1839-1903).

Таква корелација са топлотом изазива многи ученици погрешно мисле да је енталпија синоним за топлота или нешто попут енергетског садржаја, топлотног садржаја, ослобођене топлоте и апсорбоване топлоте и слично.

Енталпија је настала у контексту колапса калоријске теорије, која је третирала топлоту као неважну материјалну супстанцу која се преносила са топлијих тела на хладнија тела. Стога се појавила потреба за новим алатом за израчунавање топлоте. Решење је, дакле, било коришћење величина које су већ имале дефинисане термодинамичке једначине, као што је енталпија.

Прочитајте такође: Како израчунати промену енталпије раствора?

варијација енталпије

Пошто је енталпија алат који се користи за израчунавање топлоте размењене у хемијском процесу, нема смисла користити је као апсолутни, изоловани број, али с обзиром на њену варијацију, односно у пракси, треба само проценити колико се, нумерички, енталпија променила током хемијског процеса, будући да нас термодинамика уверава да је њена варијација је бројчано једнак топлоти која се ослобађа или апсорбује у процесу.

Строго говорећи, варијацију енталпије можемо дефинисати као:

ΔХ = Х_{Коначни} - Х_{почетни}

Као иу хемијским процесима, завршни корак се може сматрати производима, а почетни корак се може сматрати реагенсима. Такође је уобичајено видети дефиницију варијације енталпије као:

ΔХ = Х_{производи} - Х_{реагенси}

Са практичне и интерпретативне тачке гледишта, ако је промена енталпије позитивна (ΔХ> 0), кажемо да је хемијска реакција ендотермни, односно постоји апсорпција топлоте током целог процеса. Већ ако је промена енталпије негативна (ΔХ< 0), кажемо да је хемијска реакција егзотермни, односно топлота се ослобађа током целог процеса.

Варијација енталпије се у многим случајевима посматра на графиконима, као што је приказано у следећим примерима.

Пример 1:

Табела ендотермне реакције

На графиконима енталпије за ендотермне реакције, може се видети да је количина енталпије производа већа од количине реактаната, што указује да је варијација дуж реакције позитивна. Дакле, ако је ΔХ > 0, можемо рећи да се хемијски процес одвијао уз апсорпцију топлоте.

Пример 2:

Табела егзотермне реакције:

На графиконима енталпије за егзотермне реакције, може се видети да је количина енталпије производа мања од оне реактаната, што указује да је варијација дуж реакције негативна. Дакле, будући да је ΔХ < 0, можемо рећи да се хемијски процес одвијао ослобађањем топлоте.

Више о овим класификацијама хемијских реакција прочитајте у тексту: ЗАендотермни и егзотермни процеси.

Врсте енталпије

1. енталпија формирања

ТХЕ енталпија формирања é израчунати базира на формирање хемијских реакција, које су реакције у којима се из њихових најстабилнијих једноставних супстанци формира један мол сложених супстанци на собној температури и 1 атмосфери притиска.

Х₂(г) + ½ О₂ (г) → Х₂О (л) Х°_ф = -286 кЈ/мол

Велика предност енталпије формирања је да једноставне супстанце које су стабилније на собној температури и 1 атмосфери притиска имају енталпију договорену на нулу. То не значи да су заправо нула, али се, ради поједностављења и боље класификације, третирају овако.

Бити Х = Х_{производи} - Х_{реагенси}, ако узмемо у обзир, онда, да је Х_{реагенси} = 0, можемо рећи да се посматрана вредност ΔХ односи само на производе који су, у овим случајевима, увек један мол супстанце једињења. Стога, ову вредност приказујемо као стандардну варијацију енталпије формирања воде, представљену са ΔХ°_ф.

Са овом методологијом је неколико супстанци имало своје варијације стандардна енталпија табеле формирања, као што видимо у наставку.

Супстанце	Енталпија формирања (ΔХ°ф) у кЈ/мол
ЦО2 (г)	-393,4
ЦаО(с)	-634,9
ХИ(г)	+25,9
НЕ (г)	+90,1

1. енталпија везивања

Енталпија везивања служи за означавање количине енергије укључене у руптуру или формирање датог мола. хемијска веза.

Подразумева се да, да би се прекинула хемијска веза, потребно је апсорбовати топлоту, тако да везујући атоми повећавају своје унутрашња енергија и, сходно томе, повећати своју кинетичку енергију. са већим кинетичке енергије, атоми вибрирају интензивније, што доводи до пуцања веза. Дакле, сваки прекид везе је ендотермни процес.

У супротном, да би формирали хемијску везу, атоми губе слободу кретања и морају да смање степен кретања, смањујући своју кинетичку енергију. Резервна енергија се тада ослобађа у облику топлоте. Тако, сво формирање веза је егзотермни процес.

Табела испод показује вредности енергија повезаних са сваком хемијском везом.

Веза	Енергија везивања (кЈ/мол)
Ц-Х	412,9
Ц-Ц	347,8
О═О	497,8
Ф-Ф	154,6
НЕ	943,8

Имајте на уму да у вредностима нема знакова, јер су у модулу. То је зато што сигнал морате доделити ви у зависности од тога да ли је веза прекинута или формирана.

1. Енталпија сагоревања

ТХЕ енталпија сагоревања служи за указивање на количина топлоте која се ослобађа при сагоревању једног мола супстанце. Треба напоменути да је свака реакција сагоревања егзотермна, јер свако сагоревање ослобађа топлоту.

ЦХ₄ (г) + 2 О₂ (г) → ЦО₂ (г) + 2 Х₂ΔХ°_Ц = -889,5 кЈ/мол

Табела испод показује енталпију вредности сагоревања за неке хемијске супстанце.

Супстанце	Енталпија сагоревања (ΔХ°Ц) у кЈ/мол
Етанол - Ц2Х5ОХ (1)	-1368
Бензен - Ц6Х6 (1)	-3268
Октан - Ц8Х18 (1)	-5471
Глукоза - Ц6Х12О6 (с)	-2808

1. Енталпија промене физичког стања

Свака промена физичког стања укључује размену топлоте. Стога енталпија промене физичког стања служи за указивање на количина топлоте укључена у процесе промене физичког стања.

На пример, имамо испаравање воде:

Х₂О (1) → Х₂О (г) ΔХ = +44 кЈ/мол

У топљењу воде имамо:

Х₂О(с) → Х₂О (л) ΔХ = +7,3 кЈ/мол

Вредности енталпије су симетричне за инверзне процесе, што значи да је, на пример, промена енталпије у течности воде -44 кЈ/мол, док је, у њеном очвршћавању, једнака -7,3 кЈ/мол.

Прочитајте такође: Шта је ентропија?

Решене вежбе о енталпији

Питање 1 - (УЕРЈ 2018) Капацитет загађивања угљоводоника који се користи као гориво одређен је односом између ослобођене енергије и количине ЦО.₂ настала у његовом потпуном сагоревању. Што је тај однос већи, то је мањи капацитет загађивања. Табела испод приказује стандардну енталпију сагоревања четири угљоводоника.

Из табеле, угљоводоник са најмањим капацитетом загађивања је:

1. Оцтане

2. хексан

3. Бензен

4. пентан

Резолуција

Алтернатива Д

Питање указује да је капацитет загађивања дефинисан као однос (количник) између ослобођене енергије и количине ЦО.₂ настала у његовом потпуном сагоревању. Што је већа разлог, што је мањи капацитет загађивања, односно ослобађа се више енергије по молу ЦО₂ генерисан.

Реакције комплетног сагоревања Угљоводоници цитирани су:

Оцтане: Ц₈Х₁₈ +25/2 О₂ → 8 ЦО₂ + 9 сати₂Разлог: 5440/8 = 680

хексан: Ц₆Х₁₄ +19/2 О₂ → 6 ЦО₂ + 7 сати₂Разлог: 4140/6 = 690

Бензен: Ц₆Х₆ + 15/2 О₂ → 6 ЦО₂ + 3 Х₂Разлог: 3270/6 = 545

пентан: Ц₅Х₁₂ + 8 О₂ → 5 ЦО₂ + 6 Х₂Разлог: 3510/5 = 702

Дакле, можемо закључити да је пентан угљоводоник са најмањим капацитетом загађивања.

Питање 2 - (Енем 2015) Коришћење шумских остатака сваким даном постаје све привлачније, јер су обновљиви извор енергије. Слика представља сагоревање био-уља екстрахованог из дрвног отпада, где је ΔХ₁ варијација енталпије услед сагоревања 1 г овог био-уља, што резултира угљен-диоксидом и течном водом, и ΔХ₂ промена енталпије укључена у конверзију 1 г воде у гасовитом стању у течно стање.

Варијација енталпије, у кЈ, за сагоревање 5 г овог био-уља, што резултира ЦО₂ (гасовити) и Х₂(гасовит) је:

А) -106

Б) -94

Ц) -82

Д) -21.2

Е) -16.4

Резолуција

Алтернатива Ц

Из приказаног графикона имамо ΔХ₁ као варијација енталпије сагоревања био-уља при чему се производи ЦО₂ (г) и Х₂О (1) и ΔХ₂ као промена енталпије течности воде, пошто ЦО₂ остаје гасовито и само физичко стање Вода промене (из гаса у течност).

Вежба захтева промену енталпије сагоревања 5 г био-уља, што резултира ЦО₂ (гасовити) и Х₂О (гасовити). Из дијаграма, ова промена енталпије се може дефинисати као ΔХ = ΔХ₁ – Х₂. Дакле, вредност ΔХ ће бити једнака -16,4 кЈ/г. Ова варијација, као што видимо у јединици, је за СВАКИ грам био-уља. За 5 грама, морамо да урадимо пропорција:

1 г био-уља -16,4 кЈ

5 г био-уља х

1. к = 5. (-16,4)

к = -82 кЈ

Затим можемо означити алтернативу Ц.

Аутор: Стефано Араујо Новаис
наставник хемије