Υπολογισμός ενθαλπίας:Οι τέσσερις καλύτερες μέθοδοι
Βασικές έννοιες
Σε αυτό το άρθρο, θα μάθετε για τις πιο σημαντικές μεθόδους υπολογισμού της ενθαλπίας των χημικών αντιδράσεων. Μετά την ανάγνωση, θα μπορείτε να υπολογίσετε την ενθαλπία μιας αντίδρασης σε διάφορες κοινές καταστάσεις.
Θέματα που καλύπτονται σε άλλα άρθρα
- Ενθαλπία δεσμού
- Ενθαλπία καύσης
- Οι νόμοι της θερμοδυναμικής
- Gibbs Free Energy
- Σταθερές ισορροπίας
Τι είναι η ενθαλπία;
Οι χημικοί και οι φυσικοί ορίζουν την ενθαλπία ως τη θερμότητα που απελευθερώνεται από μια διαδικασία υπό σταθερή πίεση. Η ενθαλπία είναι μια "μεταβλητή κατάστασης", που σημαίνει ότι η αλλαγή της ενθαλπίας ενός συστήματος εξαρτάται μόνο από τις αρχικές και τελικές καταστάσεις του συστήματος και όχι από τη συγκεκριμένη διαδρομή που ακολουθείται μεταξύ των δύο καταστάσεων.
Στη χημεία, η ενθαλπία έχει τη μεγαλύτερη εφαρμογή κατά την κατανόηση της θερμοδυναμικής μιας χημικής αντίδρασης. Συγκεκριμένα, το σημάδι της αλλαγής της ενθαλπίας μιας αντίδρασης δίνει σημαντικές πληροφορίες.
Για παράδειγμα, εάν η αλλαγή της ενθαλπίας μιας αντίδρασης έχει θετικό πρόσημο, οι χημικοί ονομάζουν την αντίδραση «ενδόθερμη». Οι ενδόθερμες αντιδράσεις περιλαμβάνουν αντιδρώντα που απορροφούν θερμότητα από το περιβάλλον. Γενικά, οι ενδόθερμες αντιδράσεις είτε δεν ευνοούνται θερμοδυναμικά είτε ευνοούνται μόνο σε υψηλές θερμοκρασίες.
Αντίθετα, εάν η αλλαγή της ενθαλπίας μιας αντίδρασης έχει αρνητικό πρόσημο, οι χημικοί αποκαλούν την αντίδραση «εξώθερμη». Αντίθετα, οι εξώθερμες αντιδράσεις περιλαμβάνουν αντιδρώντα που απελευθερώνουν θερμότητα στο περιβάλλον. Γενικά, οι εξώθερμες αντιδράσεις είτε ευνοούνται πάντα θερμοδυναμικά είτε ευνοούνται μόνο σε χαμηλές θερμοκρασίες.
Λόγω της θερμοδυναμικής σημασίας της ενθαλπίας, οι χημικοί έχουν αναπτύξει πολλές μεθόδους για τον υπολογισμό της ενθαλπίας της αντίδρασης. Σε αυτό το άρθρο, θα καλύψουμε τις τέσσερις πιο σημαντικές μεθόδους, καθεμία από τις οποίες χρησιμοποιεί διαφορετικά δεδομένα ή πόρους:
- Ενθαλπίες δεσμών
- Ενθαλπίες Σχηματισμού
- Ειδική θερμότητα
- Ισορροπία αντίδρασης
Όπως θα δείτε, διαφορετικές καταστάσεις απαιτούν διαφορετικές μεθόδους για να λάβετε ενθαλπία, ανάλογα με τις πληροφορίες που γνωρίζετε ήδη για τα αντιδρώντα και την αντίδρασή σας.
Υπολογισμός ενθαλπίας με ενθαλπίες σχηματισμού
Η πιο απλή μέθοδος υπολογισμού της ενθαλπίας μιας αντίδρασης περιλαμβάνει τη χρήση αυτού που οι χημικοί αποκαλούν «ενθαλπίες σχηματισμού». Εν ολίγοις, κάθε μόριο έχει μια χαρακτηριστική «ενθαλπία σχηματισμού», η οποία είναι ουσιαστικά η αλλαγή στην ενθαλπία που σχετίζεται με τη συναρμολόγηση του μορίου από τα αντίστοιχα άτομα του. Για περισσότερες πληροφορίες σχετικά με την ενθαλπία σχηματισμού, ανατρέξτε σε αυτό το άρθρο.
Εάν γνωρίζετε τις ενθαλπίες σχηματισμού για κάθε μόριο στην αντίδρασή σας, τότε μπορείτε να υπολογίσετε τη συνολική ενθαλπική αλλαγή της αντίδρασης. Για να το κάνετε αυτό, πρέπει να χρησιμοποιήσετε έναν τύπο ενθαλπίας που είναι γνωστός ως Νόμος του Hess:
∆Hrxn =∑∆Hf,προϊόντα – ∑∆Hf,αντιδρώντα
Αρχικά, πολλαπλασιάζετε την ενθαλπία σχηματισμού κάθε μορίου με τον στοιχειομετρικό συντελεστή του στην εξίσωση αντίδρασης. Δεύτερον, προσθέτετε τις πολλαπλασιασμένες ενθαλπίες των προϊόντων και αυτές των αντιδρώντων. Τρίτον, αφαιρείτε τις συνδυασμένες ενθαλπίες των προϊόντων με αυτές των αντιδρώντων, δίνοντας τη συνολική ενθαλπία της αντίδρασης.
aA + bB → cC + dD
∆Hrxn =((c * ∆Hf,C ) + (d * ∆Hf,D )) – ((a * ∆Hf,A ) + (b * ∆Hf,B ))
Οι χημικοί γνωρίζουν την ενθαλπία σχηματισμού ενός μορίου μόνο μέσω πειραματισμού, και συγκεκριμένα θερμιδομετρίας. Έτσι, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε ενθαλπίες σχηματισμού μόνο όταν έχετε να κάνετε με γνωστά μόρια σε καλά μελετημένες θερμοκρασίες (όπως 25°C και 37°C). Τα άγνωστα μόρια και συνθήκες τείνουν να μην έχουν άμεσα διαθέσιμες πληροφορίες σχετικά με την ενθαλπία σχηματισμού τους.
Παράδειγμα υπολογισμού
Υπολογίστε την ενθαλπία της ακόλουθης αντίδρασης στους 25°C:
Ca(OH)2 + (NH4 )2 CO3 → CaCO3 + 2NH4 OH
| ∆Hf (kJ/mol) | |
| Ca(OH)2 | -1003. |
| (NH4 )2 CO3 | -412.1 |
| CaCO3 | -1207 |
| NH4 OH | -362.5 |
∆Hrxn =(∆Hf,CaCO3 + (2*∆Hf,NH4OH )) – (∆Hf,Ca(OH)2 + ∆Hf,(NH4)2CO3 )
∆Hrxn =(-1207 + (2 * -362,5)) – ( -1003 + -412,1)) =-516,9 kJ/mol
Αυτή η αντίδραση είναι εξώθερμη.
Υπολογισμός ενθαλπίας με ενθαλπίες δεσμού
Μια άλλη συχνή μέθοδος υπολογισμού της ενθαλπίας μιας αντίδρασης περιλαμβάνει τη χρήση ενθαλπιών δεσμού. Συγκεκριμένα, κάθε χημικός δεσμός μεταξύ δύο ατόμων περιλαμβάνει κάποια ενθαλπική αλλαγή στο σχηματισμό του. Για να μάθετε περισσότερα σχετικά με τις ενθαλπίες ομολόγων, ανατρέξτε σε αυτό το άρθρο.
Θα χρειαστεί να εφαρμόσετε μια παρόμοια μέθοδο για τον υπολογισμό της ενθαλπίας της αντίδρασης όπως ο νόμος του Hess, αλλά με σημαντικές διαφορές.
Πρώτα, πρέπει να βρείτε τις ενθαλπίες δεσμού κάθε δεσμού που σχηματίζεται ή σπάει κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. Τυχόν δεσμοί που παραμένουν αμετάβλητοι από την αντίδραση δεν επηρεάζουν τη συνολική ενθαλπία της αντίδρασης. Δεύτερον, προσθέτετε όλες τις ενθαλπίες των σπασμένων δεσμών και αυτές των δεσμών που σχηματίστηκαν. Τρίτον, αφαιρείτε τις προστιθέμενες ενθαλπίες των σπασμένων δεσμών με αυτές των δεσμών που σχηματίστηκαν, δίνοντας τη συνολική ενθαλπία αντίδρασης.
∆Hrxn =∑∆HΟμόλογα κατεστραμμένα – ∑HΔημιουργήθηκαν δεσμοί
Σε αντίθεση με τον νόμο του Hess, αυτή η μέθοδος δεν περιλαμβάνει «προϊόντα μείον αντιδρώντα», αλλά μάλλον «σπασμένους δεσμούς μείον σχηματισμένους δεσμούς». Αυτό είναι σημαντικό να επισημανθεί γιατί ουσιαστικά συμβαίνει το αντίθετο:νεοσχηματισμένοι δεσμοί βρίσκονται στα προϊόντα, ενώ σπασμένοι δεσμοί βρίσκονται στα αντιδρώντα.
Επίσης, η χρήση ενθαλπιών δεσμού λειτουργεί για περισσότερες αντιδράσεις από τις ενθαλπίες σχηματισμού. Με αυτό, μπορείτε να υπολογίσετε τις ενθαλπίες αντίδρασης για μη συμβατικά προϊόντα και αντιδρώντα, εφόσον η αντίδραση περιλαμβάνει γνωστούς δεσμούς. Ωστόσο, εξακολουθείτε να είστε περιορισμένοι από την εξοικείωση των συνθηκών και των ομολόγων.
Παράδειγμα υπολογισμού
Υπολογίστε την ενθαλπία της ακόλουθης αντίδρασης στους 25°C:
| ∆HBond (kJ/mol) | |
| C-H | 412 |
| C-C | 348 |
| C-Cl | 338 |
| C=C | 612 |
| O-H | 463 |
∆Hrxn =(∆HBond, C-H + ∆HBond, C-C + ∆HBond, C-Cl ) – (∆HBond, C=C + ∆HBond, O-H )
Σημείωση:Όταν μόνο ένας από τους δεσμούς σε ένα αλκένιο σπάει, μπορείτε να το σκεφτείτε ως διάσπαση δεσμού C=C και σχηματισμό δεσμού C–C.
∆Hrxn =(412 + 348 + 338) – (612 + 443) =43 kJ/mol
Αυτή η αντίδραση είναι ενδόθερμη.
Υπολογισμός ενθαλπίας με ειδική θερμότητα
Μια άλλη απλή μέθοδος υπολογισμού της ενθαλπίας της αντίδρασης περιλαμβάνει τη χρήση της ειδικής θερμότητας μιας ουσίας. Κάθε ουσία έχει μια ιδιότητα που ονομάζεται «ειδική θερμότητα» η οποία υποδεικνύει την ποσότητα ενέργειας για την αύξηση της θερμοκρασίας της ουσίας. Εάν θέλετε να μάθετε περισσότερα σχετικά με τη συγκεκριμένη θερμότητα, ανατρέξτε σε αυτό το άρθρο.
Αυτή η προσέγγιση περιλαμβάνει τη μέτρηση της ανταλλαγής θερμότητας μέσω μιας αντίδρασης, καθιστώντας την πολύ πιο άμεση και πειραματική από τις δύο πρώτες.
Δεδομένου ότι οι χημικές αντιδράσεις εξ ορισμού περιλαμβάνουν ορισμένες ουσίες που μεταβάλλονται σε άλλες, οι ειδικές θερμότητες των προϊόντων και των αντιδρώντων δεν επηρεάζουν την ενθαλπία της αντίδρασης. Αντίθετα, μπορούμε να δούμε την ειδική θερμότητα του περιβάλλοντος αντίδρασης.
Εάν απομονώσουμε μια αντίδραση σε ένα δοχείο, μπορούμε να μετρήσουμε τη θερμότητα που εκπέμπεται από την αντίδραση παρακολουθώντας τη μεταβολή της θερμοκρασίας του αέρα στο δοχείο. Σε αυτή την περίπτωση, ο αέρας χρησιμεύει ως μέσο αντίδρασης, με ειδική θερμότητα 1,01 J/(g°C). Αν αντίθετα παρατηρήσουμε μια αντίδραση σε ένα υδατικό διάλυμα, το νερό χρησιμεύει ως μέσο μας, με ειδική θερμότητα 4,18 J/(g°C).
Για να βρούμε θερμότητα, πρέπει να χρησιμοποιήσουμε τον ακόλουθο τύπο:
q=mC∆T
q:Θερμότητα που απορροφάται ή απελευθερώνεται από το μέσο αντίδρασης (σε Joules)
m:Μάζα του μέσου αντίδρασης (σε γραμμάρια)
C:Ειδική θερμότητα του μέσου αντίδρασης (σε J/(g°C))
∆T:Μεταβολή της θερµοκρασίας του µέσου αντίδρασης (σε βαθµούς Κελσίου)
Στις περισσότερες περιπτώσεις, η ποσότητα της θερμότητας που ανταλλάσσεται από το μέσο αντίδρασης ισούται με την ενθαλπία της αντίδρασης. Οι μόνες εξαιρέσεις είναι όταν δεν πληρούνται οι προϋποθέσεις «σταθερής πίεσης». Ωστόσο, η πίεση του συστήματος θα άλλαζε μόνο εάν η αντίδραση περιελάμβανε αέρια και υπήρχαν άνισα γραμμομόρια αερίου μεταξύ των προϊόντων και των αντιδρώντων.
Παράδειγμα υπολογισμού
Ένα mole NaOH και HCl αντιδρούν για να σχηματίσουν NaCl και H2O σε 1,00 L (1000 g) νερού. Στη συνέχεια, η θερμοκρασία του νερού αυξάνεται κατά 13,7°C. Βρείτε την ενθαλπία της αντίδρασης.
NaOH + HCl → NaCl + H2 O
q =mC∆T =(1000g)(4,18 J/(g°C))(13,7°C) =57,2 kJ/mol
Σημείωση:αφού υπολογίσαμε τη θερμότητα που απορροφάται από το νερό, πρέπει να αναστρέψουμε το σύμβολο για να πάρουμε τη θερμότητα που εκπέμπεται από την αντίδραση.
∆Hrxn =-q=-57,2 kJ/mol
Αυτή η αντίδραση είναι εξώθερμη.
Υπολογισμός ενθαλπίας με σταθερές ισορροπίας
Μπορείτε επίσης να λύσετε την ενθαλπία αντίδρασης χρησιμοποιώντας τις σταθερές ισορροπίας της αντίδρασης, οι οποίες είναι τιμές που αντιπροσωπεύουν τις αναλογίες ισορροπίας προϊόντων και αντιδρώντων. Εάν θέλετε να μάθετε περισσότερα σχετικά με τις σταθερές ισορροπίας, ρίξτε μια ματιά σε αυτό το άρθρο.
Αυτή η μέθοδος αντιπροσωπεύει έναν άλλο πειραματικό τρόπο υπολογισμού της ενθαλπίας. Συγκεκριμένα, εκμεταλλεύεται τη σχέση μεταξύ των θερμοδυναμικών χαρακτηριστικών μιας αντίδρασης με τη δυναμική ισορροπίας της. Ανάλογα με το είδος της αντίδρασής σας, οι συγκεντρώσεις ισορροπίας μπορούν εύκολα να μετρηθούν χρησιμοποιώντας φασματοφωτομετρία, δίνοντας εύκολες ενθαλπικές πληροφορίες.
Για να βρείτε την ενθαλπία χρησιμοποιώντας σταθερές ισορροπίας, πρέπει να μετρήσετε τις συγκεντρώσεις ισορροπίας των προϊόντων και των αντιδρώντων σε δύο διαφορετικές θερμοκρασίες. Στη συνέχεια, μπορείτε να βρείτε την ενθαλπία της αντίδρασης χρησιμοποιώντας αυτό που οι χημικοί αποκαλούν εξίσωση ενθαλπίας Van’t Hoff:
lnK2 – lnK1 =(-∆H/R)(1/T2 – 1/T1 )
K1 :Σταθερά ισορροπίας στη Θερμοκρασία 1
K2 :Σταθερά ισορροπίας στη Θερμοκρασία 2
T1 :Θερμοκρασία 1 (σε βαθμούς Kelvin)
T2 :Θερμοκρασία 2 (σε βαθμούς Kelvin)
R:Ideal Gas Constant (8.314 J/molK)
Παράδειγμα υπολογισμού
Έχετε μια φιάλη 1,0M αντιδραστηρίου Α και 2,0Μ αντιδρώντος Β και παρατηρείτε την ακόλουθη αντίδραση:
A + 2B → C
Στους 25°C, παρατηρείτε τις ακόλουθες συγκεντρώσεις ισορροπίας:
[A]=0,70 εκατ.
[B]=1,4 εκατ.
[C]=0,30M
Στους 50°C, παρατηρείτε τις ακόλουθες συγκεντρώσεις ισορροπίας:
[A]=0,44 εκατ.
[B]=0,88 εκατ.
[C]=0,54M
Υπολογίστε την ενθαλπία της αντίδρασης.
T1 =298K T2 =323K
K1 =(0,30M)/((0,70M)(1,4M)) =0,39 K2 =(0,54)/((0,44M)(0,88M)) =1,6
ln(1.6) – ln(0.39) =(-∆Hrxn /8.314)((1/323K)-(1/298K))
∆Hrxn =-8,314(ln(1,6) – ln(0,39))/(( 1/323)-(1/298)) =9,1 J/mol
Αυτή η αντίδραση είναι ενδόθερμη.
