Gerçekleştir hesaplama entalpi bir tepkinin reaktanların karıştırılmasından ürünlerin oluşumuna kadar meydana gelen enerji değişimini belirlemek anlamına gelir. Aşağıdaki denklemde, reaktanların ve ürünlerin temsiline sahibiz.
A + B → C + D
A + B = Reaktifler
C + D = Ürünler
Bir reaksiyondaki her katılımcının bir entalpisi (H) vardır, yani, her katılımcının belirli bir miktarda enerjisi vardır. Reaksiyon sırasında, reaktanlar arasındaki bağlar kırılır ve ürünlerin atomları arasında bağlar oluşur. Bu şekilde, kimyasal reaksiyon sırasında bir enerji değişimi kurulur.
Bir tepkimenin entalpisinin hesaplanmasını belirlemek için öncelikle her bir katılımcının bireysel entalpilerini bilmek gerekir. Normalde alıştırmalar her zaman reaktanların ve ürünlerin entalpi değerlerini verir. Örneğin:
ZnS+O2 → ZnO + SO2
HZnS = - 49.23 Kcal/mol
HO2 = 0 Kcal/mol
HZnO = - 83.24 Kcal/mol
HSO2 = - 70.994 Kcal/mol
Basit bir maddemiz olsaydı, entalpi değeri sıfır olurdu. Bununla birlikte, eğer basit madde reaksiyonda bir allotrop ise, bu maddeyi oluşturan kimyasal elementin en kararlı allotropu ile uğraşıp ilgilenmediğimizi bilmeye dikkat etmeliyiz. Ö
allotrop daha kararlı her zaman sıfır entalpiye sahiptir, bu nedenle alıştırma bu gösterimi yapmayacaktır. Allotropları oluşturan elementleri ve daha kararlı olanları içeren bir tabloya bakın:
NOT: Elementin en kararlı allotropik formu, doğada daha fazla miktarda bulunan maddeyi belirtir.
Reaksiyonun entalpisinin hesaplanmasına genellikle entalpi değişimi denir ve her zaman kısaltma ile gösterilir. ∆H. Bu bir varyasyon olduğundan, reaksiyonun entalpisinin hesaplanması, ürünlerin entalpisinin reaktanların entalpisinden çıkarılmasını içerir:
∆H = HİÇİN - Hr
Entalpi değişimini hesaplamak, reaksiyonun endotermik mi yoksa ekzotermik mi olduğunu belirlememizi sağlar. Sonuç negatifse, reaksiyon ekzotermik olacaktır; sonuç pozitif ise, reaksiyon endotermik olacaktır.
∆H = - (Ekzotermik)
∆H = + (Endotermik)
Bir reaksiyonun entalpi değişiminin hesaplanmasını yaparken, çok önemli olmamız çok önemlidir. egzersizin sağladığı entalpi değerleri her zaman ifade edildiğinden dengeye dikkat edin mol olarak Bu nedenle, reaksiyon katılımcısının birden fazla molü varsa, entalpi değerini dengelemede ifade edilen miktarı ile çarpmalıyız. Bir örneğe bakın:
2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2
Denklemi dengeleyen katsayıların 2, 3, 2 ve 2 olduğunu görüyoruz. Böylece, katılımcıların her birinin entalpi değerleri şöyle olacaktır:
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
Bu verilerden reaksiyonun entalpi değişimini hesaplayabiliriz. Ürünlerin değerlerinin yanı sıra reaktiflerin değerlerinin de eklenmesi gerektiğini hatırlamakta fayda var:
∆H = HİÇİN - Hr
∆H = [(-166.48) + (-141.998)] - [(-98.46) + 0]
∆H = (- 308.468) - (-98.46)
∆H = -308.468 + 98.46
∆H = - 210.08 Kcal/mol
NOT: Sonuç negatif olduğu için bu reaksiyon ekzotermiktir.
Şimdi bir reaksiyonun entalpisini hesaplamak için bir vestibüler alıştırmanın çözümünü takip edin:
(UFMS) Aşağıdaki dengeli denklem için H değeri: Veri: 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
Alıştırmalar tarafından sağlanan veriler şunlardır:
NOT: O'ya nasıl sahibiz?2 oksijenin en kararlı allotropu olan denklemde entalpisi 0 KJ'dir. Ag basit bir madde olduğu için entalpisi 0 KJ değerindedir.
HAg2S = - 32.6 KJ/mol
HH2O = - 285.8 KJ/mol
HH2S = - 20,6 KJ/mol
Dengeyi hesaba katarak, katsayıyı her bir katılımcının entalpisi ile çarpmalıyız:
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
Son olarak, sadece entalpi değişim formülündeki verileri kullanın:
∆H = HİÇİN - 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
Varyasyonun sonucu pozitif olduğu için reaksiyon endotermiktir.
Benden Diogo Lopes Dias
Kaynak: Brezilya Okulu - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculo-entalpia-uma-reacao.htm