Bagaimana Mengira Perubahan Enthalpy

Kandungan

• TL; DR (Terlalu Panjang, Tidak Baca)
• Definisi Enthalpy
• Perubahan Enthalpy Mudah Pengiraan
• Peralihan Enthalpy Fasa
• Undang-undang Hess

Perubahan entalpi tindak balas adalah jumlah haba yang diserap atau dilepaskan apabila tindak balas berlaku, jika berlaku pada tekanan malar. Anda menyelesaikan pengiraan dengan cara yang berbeza bergantung pada keadaan tertentu dan maklumat yang ada. Bagi pengiraan yang banyak, undang-undang Hess adalah kunci maklumat yang perlu anda gunakan, tetapi jika anda tahu entalpi produk dan reaktan, pengiraan lebih mudah.

TL; DR (Terlalu Panjang, Tidak Baca)

Anda boleh mengira perubahan entalpi menggunakan formula mudah: ΔH = H_produk - H_reaktan

Definisi Enthalpy

Takrif tepat entalpi (H) adalah jumlah tenaga dalaman (U) ditambah produk tekanan (P) dan isipadu (V). Dalam simbol, ini adalah:

H = U + PV

Oleh itu, perubahan dalam enthalpy (ΔH)

ΔH = ΔU + ΔPΔV

Di mana simbol delta (Δ) bermaksud "perubahan." Dalam praktiknya, tekanan tetap berterusan dan persamaan di atas lebih baik ditunjukkan sebagai:

ΔH = ΔU + PΔV

Walau bagaimanapun, untuk tekanan malar, perubahan dalam entalpi hanyalah haba (q) yang dipindahkan:

ΔH = q

Jika (q) positif, tindak balas adalah endotermik (iaitu, menyerap haba dari persekitarannya), dan jika negatif, tindak balas adalah exothermic (iaitu, mengeluarkan haba ke dalam persekitarannya). Enthalpy mempunyai unit kJ / mol atau J / mol, atau secara umum, tenaga / jisim. Persamaan di atas benar-benar berkaitan dengan fizik aliran haba dan tenaga: termodinamik.

Perubahan Enthalpy Mudah Pengiraan

Cara yang paling asas untuk mengira perubahan entalpi menggunakan entalpi produk dan reaktan. Sekiranya anda mengetahui kuantiti ini, gunakan formula berikut untuk mengatasi perubahan keseluruhan:

ΔH = H_produk - H_reaktan

Penambahan ion natrium ke ion klorida untuk membentuk natrium klorida adalah contoh tindak balas yang anda boleh mengira dengan cara ini. Natrium ionik mempunyai entalpi daripada -239.7 kJ / mol, dan ion klorida mempunyai enthalpy -167.4 kJ / mol. Natrium klorida (garam meja) mempunyai entalpi sebanyak -411 kJ / mol. Memasukkan nilai ini memberikan:

∆H = -411 kJ / mol - (-239.7 kJ / mol -167.4 kJ / mol)

= -411 kJ / mol - (-407.1 kJ / mol)

= -411 kJ / mol + 407.1 kJ / mol = -3.9 kJ / mol

Oleh itu pembentukan garam melepaskan hampir 4 kJ tenaga setiap tahi lalat.

Peralihan Enthalpy Fasa

Apabila bahan berubah daripada pepejal kepada cecair, cecair ke gas atau pepejal ke gas, ada enthalpies khusus yang terlibat dalam perubahan ini. Entalpi (atau haba laten) peleburan menerangkan peralihan dari pepejal ke cecair (sebaliknya adalah menolak nilai ini dan dikenali sebagai entalpi gabungan), entalpi pengewapan menggambarkan peralihan dari cecair ke gas (dan sebaliknya adalah pemeluwapan) dan enthalpy pemejalwapan menggambarkan peralihan dari pepejal ke gas (sebaliknya sekali lagi dipanggil entalpi pemeluwapan).

Untuk air, entalpi lebur adalah ΔH_lebur = 6.007 kJ / mol. Bayangkan bahawa anda memanaskan ais dari 250 Kelvin sehingga ia cair, dan kemudian memanaskan air menjadi 300 K. Perubahan entalpi untuk bahagian-bahagian pemanasan hanyalah haba yang dibutuhkan supaya anda dapat menggunakannya:

ΔH = nCΔT

Di mana (n) adalah bilangan tahi lalat, (ΔT) adalah perubahan suhu dan (C) ialah haba tertentu. Haba spesifik ais ialah 38.1 J / K mol dan haba spesifik air ialah 75.4 J / K mol. Jadi perhitungan berlaku di beberapa bahagian. Pertama, ais perlu dipanaskan dari 250 K hingga 273 K (iaitu, -23 ° C hingga 0 ° C). Untuk 5 mol ais, ini adalah:

ΔH = nCΔT

= 5 mol × 38.1 J / K mol × 23 K

= 4.382 kJ

Sekarang kalikan enthalpy lebur dengan jumlah tahi lalat:

ΔH = n ΔH_lebur

= 5 mol × 6.007 kJ / mol

= 30.035 kJ

Pengiraan untuk pengewapan adalah sama, kecuali dengan entalpi pengewapan sebagai pengganti lebur. Akhirnya, hitung fasa pemanasan terakhir (dari 273 hingga 300 K) dengan cara yang sama seperti yang pertama:

ΔH = nCΔT

= 5 mol × 75.4 J / K mol × 27 K

= 10.179 kJ

Jumlah bahagian ini untuk mencari perubahan jumlah entalpi untuk reaksi:

ΔH_jumlahnya = 10.179 kJ + 30.035 kJ + 4.382 kJ

= 44.596 kJ

Undang-undang Hess

Undang-undang Hess berguna apabila reaksi yang anda sedang mempertimbangkan mempunyai dua atau lebih bahagian dan anda ingin mencari perubahan keseluruhan entalpi. Ia menyatakan bahawa perubahan entalpi untuk reaksi atau proses adalah bebas dari laluan yang mana ia berlaku. Ini bermakna jika tindakbalas mengubah bahan ke yang lain, tidak mengapa jika tindak balas berlaku dalam satu langkah (reaktan menjadi produk dengan serta-merta) atau sama ada ia melalui banyak langkah (reaktan menjadi perantara dan kemudian menjadi produk), perubahan entalpi yang terhasil adalah sama dalam kedua-dua kes.

Ia biasanya membantu untuk membuat gambarajah (lihat Sumber) untuk membantu anda menggunakan undang-undang ini. Satu contoh adalah jika anda mula dengan enam tahi karbon yang digabungkan dengan tiga hidrogen, mereka terbakar untuk bergabung dengan oksigen sebagai langkah perantara dan kemudian membentuk benzena sebagai produk akhir.

Undang-undang Hess menyatakan bahawa perubahan dalam entalpi tindak balas adalah jumlah perubahan dalam entalpi kedua-dua bahagian. Dalam kes ini, pembakaran satu mol karbon mempunyai ΔH = -394 kJ / mol (ini berlaku enam kali dalam tindak balas), perubahan dalam entalpi untuk pembakaran satu mole gas hidrogen adalah ΔH = -286 kJ / mol (ini berlaku tiga kali) dan perantara karbon dioksida dan air menjadi benzena dengan perubahan entalpi ΔH = +3,267 kJ / mol.

Ambil jumlah perubahan ini untuk mencari perubahan total entalpi, ingat untuk membiak setiap satu dengan jumlah tahi lalat yang diperlukan pada peringkat pertama tindak balas:

ΔH_jumlahnya = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267

= 3,267 − 2,364 - 858

= 45 kJ / mol