Ενθαλπία Αντίδρασης, Σχηματισμού &Καύσης

Βασικές έννοιες

Σε αυτό το άρθρο, θα μάθετε τα βασικά της ενθαλπίας, καθώς και πώς να χρησιμοποιείτε την ενθαλπία σχηματισμού για να υπολογίσετε τις ενθαλπίες της αντίδρασης και τις ενθαλπίες της καύσης.

Ενθαλπία

Οι χημικοί και οι φυσικοί τείνουν να ορίζουν την αλλαγή στην ενθαλπία ως την ανταλλαγή θερμότητας ενός συστήματος σε σταθερή πίεση.

Η ενθαλπία είναι μια σημαντική θερμοδυναμική έννοια επειδή πληροφορεί εάν είναι πιθανό να συμβεί μια διεργασία, συμπεριλαμβανομένων των χημικών αντιδράσεων. Συγκεκριμένα, οι χημικοί χρησιμοποιούν συχνά την ελεύθερη ενέργεια Gibbs για να αναπαραστήσουν την ευνοϊκότητα ή τον αυθορμητισμό μιας αντίδρασης. Η ενθαλπία έχει άμεση σχέση με την ελεύθερη ενέργεια Gibbs, όπως φαίνεται από την εξίσωση:

Δεδομένου ότι οι αρνητικές αλλαγές στο Gibbs υποδηλώνουν αυθόρμητες αντιδράσεις, πολλές «εξώθερμες» αντιδράσεις, που περιλαμβάνουν αρνητικές αλλαγές στην ενθαλπία, τείνουν να είναι αυθόρμητες. Το αντίθετο ισχύει για τις «ενδόθερμες» αντιδράσεις που έχουν θετικές αλλαγές στην ενθαλπία. Λόγω της σημασίας της ενθαλπίας στη θερμοδυναμική περιγραφή των χημικών αντιδράσεων, οι χημικοί έχουν καθορίσει πολλούς τρόπους μέτρησης και υπολογισμού της ενθαλπίας.

Ενθαλπία Σχηματισμού

Ένας από τους πιο συνηθισμένους τρόπους υπολογισμού της ενθαλπίας μιας αντίδρασης (ή «θερμότητας αντίδρασης») περιλαμβάνει τη χρήση αυτού που οι χημικοί αποκαλούν ενθαλπίες σχηματισμού (ή «θερμότητα σχηματισμού»). Για το πλαίσιο, κάθε μόριο έχει μια χαρακτηριστική ενθαλπία σχηματισμού. Αυτή η ενθαλπία ουσιαστικά αντιπροσωπεύει το άθροισμα της συνολικής ενέργειας κάθε δεσμού στο μόριο. Εκφραζόμενη διαφορετικά, η ενθαλπία σχηματισμού ενός μορίου είναι η θερμότητα που σχετίζεται με το σχηματισμό του από τα πιο βασικά συστατικά του.

Για παράδειγμα, πάρτε την αντίδραση σχηματισμού εξανίου (C6H14) από έξι γραμμομόρια στοιχειακού άνθρακα και επτά γραμμομόρια Η2. Η θερμότητα που εκπέμπεται από αυτή την αντίδραση, υπό σταθερή πίεση, είναι ίση με την ενθαλπία σχηματισμού εξανίου.

Είναι σημαντικό να σημειωθεί ότι η παραπάνω τιμή για την ενθαλπία σχηματισμού ισχύει μόνο υπό «τυπικές συνθήκες». Συγκεκριμένα, θερμοκρασία 20 βαθμών Κελσίου (ή 298,15Κ) και πίεση 1 atm. Στο πλαίσιο, θα δείτε συχνά τις τυπικές συνθήκες που συντομεύονται σε "STP" για "κανονική θερμοκρασία και πίεση". Εάν η αντίδραση λάβει χώρα υπό μη τυπικές συνθήκες, η ενθαλπία σχηματισμού θα άλλαζε. Όλες οι ενθαλπίες που υποθέτουν τυπικές συνθήκες έχουν έναν μικρό κύκλο στον εκθέτη, παρόμοιο με τον συμβολισμό των μοιρών.

Είναι σημαντικό ότι όλες οι ενθαλπίες είναι αυτό που οι χημικοί αποκαλούν συναρτήσεις κατάστασης, καθώς η μεταβολή της ενθαλπίας μεταξύ δύο καταστάσεων είναι ίση με τη διαφορά μεταξύ των ενθαλπιών των καταστάσεων, ανεξάρτητα από τα ενδιάμεσα βήματα που γίνονται μεταξύ των δύο καταστάσεων. Έτσι, ανεξάρτητα από τον μηχανισμό μεταξύ του άνθρακα και του υδρογόνου, μια ενθαλπική αλλαγή της τάξης των -199 kJ/mol συμβαίνει πάντα υπό τυπικές συνθήκες.

Ενθαλπία Αντίδρασης

Χρησιμοποιώντας ενθαλπίες σχηματισμού, μπορείτε να υπολογίσετε την ενθαλπική μεταβολή οποιασδήποτε χημικής αντίδρασης σε μια δεδομένη θερμοκρασία. Είναι σημαντικό ότι υπάρχουν πολλοί τρόποι για τον υπολογισμό της ενθαλπίας της αντίδρασης. Μερικά παραδείγματα περιλαμβάνουν τη χρήση ενθαλπιών δεσμού ή την αλλαγή θερμοκρασίας στο περιβάλλον. Ωστόσο, εάν η αντίδρασή σας περιλαμβάνει γνωστά αντιδρώντα υπό γνωστές συνθήκες, τότε οι απαραίτητες ενθαλπίες σχηματισμού υπάρχουν στο διαδίκτυο. Σε τέτοιες περιπτώσεις, με έναν αρκετά απλό τύπο, οι ενθαλπίες σχηματισμού δίνουν πιο εύκολα την ενθαλπία αντίδρασης.

Για να υπολογίσετε την ενθαλπία της αντίδρασης, πρέπει να πολλαπλασιάσετε τις ενθαλπίες σχηματισμού καθενός από τα αντιδρώντα σας με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές αυτών των αντιδρώντων στην ισορροπημένη χημική εξίσωση. Στη συνέχεια, πρέπει να προσθέσετε τις πολλαπλασιασμένες ενθαλπίες των προϊόντων και των αντιδρώντων ξεχωριστά. Τέλος, αφαιρείτε τη συνδυασμένη ενθαλπία των αντιδρώντων από τα προϊόντα για να προκύψει η συνολική ενθαλπία της αντίδρασης.

Είναι ενδιαφέρον ότι οι χημικοί χρησιμοποιούν επίσης αυτή τη διαδικασία αφαίρεσης των συνδυασμένων τιμών των αντιδρώντων από τις συνδυασμένες τιμές των προϊόντων για να υπολογίσουν μια συνολική τιμή αντίδρασης για πολλές άλλες μεταβλητές κατάστασης, όπως η εντροπία αντίδρασης και η ελεύθερη ενέργεια αντίδρασης Gibbs. Γενικά, οι χημικοί ονομάζουν αυτή τη μέθοδο υπολογισμού της μεταβολής σε μια μεταβλητή κατάστασης Νόμος του Hess, από τον Ελβετό χημικό Germain Hess. Πολλοί φοιτητές χημείας απομνημονεύουν τη φράση "προϊόντα μείον αντιδρώντα" για να θυμούνται τον τύπο που σχετίζεται με τον νόμο του Hess.

Ας δούμε ένα λειτουργικό παράδειγμα.

Παράδειγμα ενθαλπίας αντίδρασης:Αποσύνθεση διοξειδίου του αζώτου

Το διοξείδιο του αζώτου μερικές φορές αποσυντίθεται σε μονοξείδιο του αζώτου και διατομικό οξυγόνο σύμφωνα με την ακόλουθη χημική αντίδραση:

Υπό τυπικές συνθήκες, το διοξείδιο του αζώτου και το μονοξείδιο του αζώτου έχουν ενθαλπίες σχηματισμού 33,18 kJ/mol και 90,25 kJ/mol, αντίστοιχα. Επειδή το στοιχειακό οξυγόνο εμφανίζεται φυσικά ως διατομικό οξυγόνο, το O2 έχει μηδενική ενθαλπία σχηματισμού.

Για να υπολογίσουμε την ενθαλπία της αντίδρασης, πρέπει να πολλαπλασιάσουμε τις ενθαλπίες σχηματισμού τόσο του διοξειδίου του αζώτου όσο και του μονοξειδίου του αζώτου επί 2, επειδή και οι δύο έχουν στοιχειομετρικό συντελεστή 2 στην ισορροπημένη χημική εξίσωση. Στη συνέχεια, παίρνουμε την πολλαπλασιασμένη ενθαλπία του διοξειδίου του αζώτου (τα «προϊόντα») και αφαιρούμε την πολλαπλασιασμένη ενθαλπία του μονοξειδίου του αζώτου (τα «αντιδρώντα») για να πάρουμε τη συνολική μας ενθαλπία αντίδρασης των 114,14 kilojoules ανά «ένα mole αντίδρασης». Αυτή η θετική ενθαλπία αντίδρασης αποκαλύπτει ότι η αποσύνθεση του διοξειδίου του αζώτου είναι ενδόθερμη.

Είναι σημαντικό ότι το "ένα mole αντίδρασης" εδώ αναφέρεται στην αποσύνθεση δύο γραμμομορίων διοξειδίου του αζώτου. Αυτό συμβαίνει επειδή υπολογίσαμε την ενθαλπία της αντίδρασης χρησιμοποιώντας μια ισορροπημένη εξίσωση που έδωσε στο διοξείδιο του αζώτου συντελεστή 2. Αν αντ' αυτού θέλετε να μάθετε την ενθαλπία αντίδρασης της αποσύνθεσης ενός mole διοξειδίου του αζώτου, μπορείτε απλά να διαιρέσετε την ενθαλπία που υπολογίσαμε με δύο , αφού αυτό θα ήταν «μισό μόριο αντίδρασης». Ομοίως, αν θέλατε να κάνετε το ίδιο για τέσσερα γραμμομόρια διοξειδίου του αζώτου ή «δύο γραμμομόρια αντίδρασης», θα πολλαπλασιάζατε την τιμή μας επί 2.

Ενθαλπία Καύσης

Οι αντιδράσεις καύσης παρέχουν έναν από τους πιο συνηθισμένους τύπους αντιδράσεων για τους οποίους οι χημικοί χρησιμοποιούν τον νόμο του Hess για να υπολογίσουν την ενθαλπία της αντίδρασης από τις ενθαλπίες σχηματισμού. Είναι σημαντικό ότι ο όρος «ενθαλπία καύσης» χρησιμοποιείται για τέτοιες ενθαλπίες αντίδρασης, ειδικά όσον αφορά το μόριο που καίγεται. Για παράδειγμα, οι χημικοί θα χρησιμοποιούσαν τη φράση "ενθαλπία καύσης εξανίου" για να περιγράψουν την τυπική ενθαλπία αντίδρασης που σχετίζεται με την αντίδραση καύσης του εξανίου.

Οι ίδιοι κανόνες με την ενθαλπία της αντίδρασης ισχύουν κατά τον υπολογισμό της ενθαλπίας της καύσης, με το πρόσθετο πλεονέκτημα ότι διαφορετικές αντιδράσεις καύσης έχουν συχνά τα ίδια προϊόντα. Για τους υδρογονάνθρακες, τα προϊόντα γενικά περιλαμβάνουν μόνο διοξείδιο του άνθρακα και νερό, αν και οι ποσότητες μπορεί να διαφέρουν ανάλογα με τον αριθμό των ανθράκων και των οξυγόνων στο μόριο. Η καύση μπορεί επίσης να παράγει διοξείδιο του αζώτου και υδρόθειο εάν το καμένο μόριο έχει άζωτα ή θεία.

Ας δούμε ένα άλλο παράδειγμα, αυτή τη φορά μια αντίδραση καύσης.

Παράδειγμα αντίδρασης ενθαλπίας καύσης:Καύση αιθανόλης

Όταν ένα μόριο αιθανόλης καίγεται υπό τυπικές συνθήκες, η αντίδραση παράγει δύο διοξείδια του άνθρακα και τρία μόρια νερού σύμφωνα με την ακόλουθη εξίσωση:

Έτσι, για να προκύψει η ενθαλπία της αντίδρασης καύσης, αθροίζουμε τις ενθαλπίες σχηματισμού των προϊόντων, σταθμισμένες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές τους, και αφαιρούμε την ενθαλπία σχηματισμού αιθανόλης. Το αποτέλεσμα είναι η τυπική ενθαλπία καύσης της αιθανόλης -1234,79 kJ/mol.