Πώς να υπολογίσετε την αλλαγή ενθαλπίας

Η μεταβολή της ενθαλπίας μιας αντίδρασης είναι η ποσότητα θερμότητας που απορροφάται ή απελευθερώνεται καθώς λαμβάνει χώρα η αντίδραση, εάν συμβαίνει σε σταθερή πίεση. Ολοκληρώνετε τον υπολογισμό με διαφορετικούς τρόπους ανάλογα με τη συγκεκριμένη κατάσταση και τις πληροφορίες που έχετε στη διάθεσή σας. Για πολλούς υπολογισμούς, ο νόμος του Hess είναι η βασική πληροφορία που πρέπει να χρησιμοποιήσετε, αλλά εάν γνωρίζετε την ενθαλπία των προϊόντων και των αντιδρώντων, ο υπολογισμός είναι πολύ πιο απλός.

TL;DR (Πολύ μεγάλο χρονικό διάστημα; Δεν έχω διαβάσει)

Μπορείτε να υπολογίσετε τις αλλαγές στην ενθαλπία χρησιμοποιώντας τον απλό τύπο:∆H =H_{προϊόντα} − H_{αντιδρώντα}

Ορισμός της Ενθαλπίας

Ο ακριβής ορισμός της ενθαλπίας (H) είναι το άθροισμα της εσωτερικής ενέργειας (U) συν το γινόμενο της πίεσης (P) και του όγκου (V). Στα σύμβολα, αυτό είναι:

H =U + PV

Μια μεταβολή στην ενθαλπία (∆H) είναι επομένως:

∆H =∆U + ∆P∆V

Όπου το σύμβολο δέλτα (Δ) σημαίνει «αλλαγή μέσα». Στην πράξη, η πίεση διατηρείται σταθερή και η παραπάνω εξίσωση φαίνεται καλύτερα ως:

∆H =∆U + P∆V

Ωστόσο, για μια σταθερή πίεση, η μεταβολή της ενθαλπίας είναι απλώς η θερμότητα (q) που μεταφέρεται:

∆H =q

Εάν το (q) είναι θετικό, η αντίδραση είναι ενδόθερμη (δηλαδή, απορροφά θερμότητα από το περιβάλλον της), και εάν είναι αρνητική, η αντίδραση είναι εξώθερμη (δηλαδή απελευθερώνει θερμότητα στο περιβάλλον της). Η ενθαλπία έχει μονάδες kJ/mol ή J/mol, ή γενικά, ενέργεια/μάζα. Οι παραπάνω εξισώσεις σχετίζονται πραγματικά με τη φυσική της ροής θερμότητας και της ενέργειας:θερμοδυναμική.

Απλός Υπολογισμός Αλλαγής Ενθαλπίας

Ο πιο βασικός τρόπος υπολογισμού της μεταβολής της ενθαλπίας χρησιμοποιεί την ενθαλπία των προϊόντων και των αντιδρώντων. Εάν γνωρίζετε αυτές τις ποσότητες, χρησιμοποιήστε τον ακόλουθο τύπο για να υπολογίσετε τη συνολική αλλαγή:

∆H =H_{προϊόντα} − H_{αντιδρώντα}

Η προσθήκη ενός ιόντος νατρίου σε ένα ιόν χλωρίου για να σχηματιστεί χλωριούχο νάτριο είναι ένα παράδειγμα αντίδρασης που μπορείτε να υπολογίσετε με αυτόν τον τρόπο. Το ιονικό νάτριο έχει ενθαλπία −239,7 kJ/mol και το ιόν χλωρίου έχει ενθαλπία −167,4 kJ/mol. Το χλωριούχο νάτριο (επιτραπέζιο αλάτι) έχει ενθαλπία −411 kJ/mol. Η εισαγωγή αυτών των τιμών δίνει:

∆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

Έτσι, ο σχηματισμός αλατιού απελευθερώνει σχεδόν 4 kJ ενέργειας ανά mole.

Ενθαλπία μεταβάσεων φάσης

Όταν μια ουσία αλλάζει από στερεή σε υγρή, υγρή σε αέρια ή στερεή σε αέρια, υπάρχουν συγκεκριμένες ενθαλπίες που εμπλέκονται σε αυτές τις αλλαγές. Η ενθαλπία (ή λανθάνουσα θερμότητα) της τήξης περιγράφει τη μετάβαση από το στερεό σε υγρό (το αντίστροφο είναι μείον αυτήν την τιμή και ονομάζεται ενθαλπία της σύντηξης), η ενθαλπία της εξάτμισης περιγράφει τη μετάβαση από υγρό σε αέριο (και το αντίθετο είναι συμπύκνωση) και η ενθαλπία της εξάχνωσης περιγράφει τη μετάβαση από στερεό σε αέριο (το αντίστροφο ονομάζεται και πάλι ενθαλπία συμπύκνωσης).

Για το νερό, η ενθαλπία της τήξης είναι ∆H_τήξη =6,007 kJ/mol. Φανταστείτε ότι θερμαίνετε πάγο από 250 Kelvin μέχρι να λιώσει και μετά θερμαίνετε το νερό στους 300 Κ. Η αλλαγή ενθαλπίας για τα θερμαντικά μέρη είναι ακριβώς η απαιτούμενη θερμότητα, οπότε μπορείτε να τον βρείτε χρησιμοποιώντας:

∆H =nC∆T

Όπου (n) είναι ο αριθμός των moles, (ΔT) είναι η μεταβολή της θερμοκρασίας και (C) είναι η ειδική θερμότητα. Η ειδική θερμότητα του πάγου είναι 38,1 J/K mol και η ειδική θερμότητα του νερού είναι 75,4 J/K mol. Άρα ο υπολογισμός γίνεται σε λίγα μέρη. Αρχικά, ο πάγος πρέπει να θερμανθεί από 250 K σε 273 K (δηλαδή, -23 °C έως 0 °C). Για 5 mole πάγου, αυτό είναι:

∆H =nC∆T

=5 mol × 38,1 J/K mol × 23 K

=4,382 kJ

Τώρα πολλαπλασιάστε την ενθαλπία της τήξης με τον αριθμό των γραμμομορίων:

∆H =n ∆H_τήξη

=5 mol × 6,007 kJ/mol

=30,035 kJ

Οι υπολογισμοί για την εξάτμιση είναι οι ίδιοι, εκτός από την ενθαλπία εξάτμισης στη θέση της τήξης. Τέλος, υπολογίστε την τελική φάση θέρμανσης (από 273 έως 300 K) με τον ίδιο τρόπο όπως η πρώτη:

∆H =nC∆T

=5 mol × 75,4 J/K mol × 27 K

=10,179 kJ

Αθροίστε αυτά τα μέρη για να βρείτε τη συνολική μεταβολή της ενθαλπίας για την αντίδραση:

∆H_σύνολο =10,179 kJ + 30,035 kJ + 4,382 kJ

=44.596 kJ

Ο νόμος του Hess

Ο νόμος του Hess είναι χρήσιμος όταν η αντίδραση που εξετάζετε έχει δύο ή περισσότερα μέρη και θέλετε να βρείτε τη συνολική αλλαγή στην ενθαλπία. Δηλώνει ότι η μεταβολή της ενθαλπίας για μια αντίδραση ή διεργασία είναι ανεξάρτητη από την οδό μέσω της οποίας συμβαίνει. Αυτό σημαίνει ότι εάν η αντίδραση μετασχηματιστεί στην ουσία σε μια άλλη, δεν έχει σημασία αν η αντίδραση συμβαίνει σε ένα στάδιο (τα αντιδρώντα γίνονται προϊόντα αμέσως) ή αν περνάει από πολλά στάδια (τα αντιδρώντα γίνονται ενδιάμεσοι και στη συνέχεια γίνονται προϊόντα), η προκύπτουσα ενθαλπία αλλάζει είναι το ίδιο και στις δύο περιπτώσεις.

Συνήθως βοηθά να σχεδιάσετε ένα διάγραμμα (δείτε Πόρους) για να σας βοηθήσει να χρησιμοποιήσετε αυτόν τον νόμο. Ένα παράδειγμα είναι εάν ξεκινήσετε με έξι mol άνθρακα σε συνδυασμό με τρία υδρογόνο, καίγονται για να συνδυαστούν με οξυγόνο ως ενδιάμεσο βήμα και στη συνέχεια σχηματίζουν βενζόλιο ως τελικό προϊόν.

Ο νόμος του Hess δηλώνει ότι η μεταβολή της ενθαλπίας της αντίδρασης είναι το άθροισμα των αλλαγών στην ενθαλπία και των δύο μερών. Σε αυτή την περίπτωση, η καύση ενός mol άνθρακα έχει ∆Η =−394 kJ/mol (αυτό συμβαίνει έξι φορές στην αντίδραση), η μεταβολή της ενθαλπίας για την καύση ενός γραμμορίου αερίου υδρογόνου είναι ΔΗ =−286 kJ /mol (αυτό συμβαίνει τρεις φορές) και τα ενδιάμεσα διοξειδίου του άνθρακα και νερού γίνονται βενζόλιο με μεταβολή ενθαλπίας ΔH =+3.267 kJ/mol.

Πάρτε το άθροισμα αυτών των αλλαγών για να βρείτε τη συνολική μεταβολή της ενθαλπίας, θυμηθείτε να πολλαπλασιάσετε την καθεμία με τον αριθμό των γραμμομορίων που απαιτούνται στο πρώτο στάδιο της αντίδρασης:

∆H_σύνολο =6×(−394) + 3×(−286) +3.267

=3.267 − 2.364 - 858

=45 kJ/mol