Mis on reaktsiooni soojus?

The reaktsiooni soojus või reaktsiooni entalpia (AH) on muutus püsiva rõhu all esineva keemilise reaktsiooni entalpias (Anne Marie Helmenstine, 2014).

Kuna entalpia tuleneb rõhust, mahust ja sisemisest energiast, mis on kõik riigi funktsioonid, on entalpia ka riigi funktsioon (Rachel Martin, 2014).

ΔH või entalpia muutus kujunes mõõtühikuks süsteemi energiamuutuse arvutamiseks, kui ΔU leidmine või süsteemi sisemise energia muutmine oli liiga raske, mõõtes samaaegselt soojuse ja töö kogust. vahetada.

Pideva rõhu tõttu on entalpia muutus võrdne soojusega ja seda saab mõõta kui ΔH = q.

Märkus ΔHº või ΔHº_r siis selgub reaktsiooni soojuse täpne temperatuur ja rõhk AH.

Reaktsiooni standardse entalpia sümboliseerib ΔHº või ΔHºrxn ja võib eeldada nii positiivseid kui ka negatiivseid väärtusi. ΔHº ühikud on kilojoulid mooli kohta või kj / mol.

Eelmine kontseptsioon reaktsiooni soojuse mõistmiseks: erinevused ΔH ja ΔHº vahel_r.

Δ = esindab entalpia muutust (toodete entalpia miinus reaktantide entalpia).

Positiivne väärtus näitab, et toodetel on suurem entalpia või et see on endotermiline reaktsioon (soojus on vajalik)..

Negatiivne väärtus näitab, et reaktiividel on kõrgem entalpia või et see on eksotermiline reaktsioon (soojus toodetakse).

º = tähendab, et reaktsioon on standardne entalpia muutus ja esineb etteantud rõhul / temperatuuril.

r = tähistab, et see muutus on reaktsiooni entalpia.

Standardseisund: tahke aine või vedeliku standardseisund on puhas aine rõhul 1 bar või sama atmosfäär (105 Pa) ja temperatuur 25 ° C või sama, mis on 298 K.

ΔHº_r on reaktsiooni standardne soojus või reaktsiooni standardne entalpia ning kuna AH mõõdab ka reaktsiooni entalpiat. Kuid ΔHºrxn toimub standardtingimustes, mis tähendab, et reaktsioon toimub 25 ° C ja 1 atm juures..

AH mõõtmine standardtingimustes seisneb selles, et võime seostada ΔHº väärtust teise, kuna need esinevad samades tingimustes (Clark, 2013).

Koolituse soojus

Moodustumise standardne soojus, AH_fº, kemikaali on sellise soojuse kogus, mis on absorbeeritud või vabanenud 1 mooli selle kemikaali moodustumisest 25 kraadi Celsiuse järgi ja 1 baari selle elemendid oma standardsetes olekutes.

Element on standardseisundis, kui see on kõige stabiilsemas vormis ja selle füüsikaline olek (tahke, vedel või gaasiline) 25 kraadi ja 1 baari juures (Jonathan Nguyen, 2017).

Näiteks süsinikdioksiidi moodustumise standardkuum eeldab reaktiividena hapnikku ja süsinikku.

Hapnik on stabiilsem kui gaasimolekulid või₂, samas kui süsinik on stabiilsem kui tahke grafiit. (Standardtingimustes on grafiit stabiilsem kui teemant.)

Määratluse teiseks väljendamiseks on standardne soojuse soojus soojuse standardreaktsiooni eriliik.

Reaktsiooniks on 1 mooli selle elementide kemikaali moodustumine nende standardsetes tingimustes standardtingimustes.

Moodustumise standardset soojust nimetatakse ka formatsiooni tavaliseks entalpiaks (kuigi see on tegelikult entalpia muutus).

Määratlusest tulenevalt ei põhjusta iseenese elemendi moodustumine entalpias mingit muutust, mistõttu kõigi elementide reaktsioonitemperatuur on null (Cai, 2014).

Reaktsiooni entalpia arvutamine

1 - Eksperimentaalne arvutus

Entalpiat saab mõõta eksperimentaalselt kalorimeetri abil. Kalorimeeter on mõõteriist, kus proov reageeritakse aktiveerivat energiat pakkuvate elektrikaablite kaudu. Proov on konteineris, mida ümbritseb pidevalt raputav vesi.

Proovi reageerimisel toimuva temperatuurimuutusega mõõtmisel ja vee ja selle massi erisoojuse teadmisel arvutatakse reaktsioon, mis vabastab või absorbeerib reaktsiooni, võrrandi q = Cesp x m x ΔT abil..

Selles võrrandis q on soojus, Cesp on konkreetne soojus sellisel juhul vee puhul, mis on võrdne 1 kaloriga grammi kohta, m on vee mass ja ΔT on temperatuuri muutus.

Kalorimeeter on isoleeritud süsteem, millel on konstantne rõhk, seega ΔH_r= q

2 Teoreetiline arvutus

Entalpia muutus ei sõltu reaktsiooni konkreetsest teest, vaid ainult toodete ja reaktiivide üldisest energia tasemest. Entalpia on riigi funktsioon ja sellisena on see aditiivne.

Reaktsiooni standardse entalpia arvutamiseks saame lisada reagentide moodustumise standardse entalpia ja lahutada see saaduste moodustamise standardse entalpia summast (Boundless, S.F.). Matemaatiliselt öeldes annab see meile:

AH_r° = Σ ΔH_fº (tooted) - Σ ΔH_fº (reagendid).

Reaktsioonide entalpiad arvutatakse tavaliselt reaktiivide moodustumise entalpiast normaalsetes tingimustes (rõhk 1 baari ja temperatuur 25 ° C).

Selle termodünaamika põhimõtte selgitamiseks arvutame metaani põletamise reaktsiooni entalpia (CH₄) vastavalt valemile:

CH₄ (g) + 2O₂ g) → CO₂ (g) + 2H₂O (g)

Reaktsiooni standardse entalpia arvutamiseks peame otsima iga reaktiivi ja reaktsiooni sisaldava toote standardse moodustumise entalpia..

Need on tavaliselt lisades või mitmes online-tabelis. Selle reaktsiooni jaoks on vajalikke andmeid:

H_fCH₄ (g) = -75 kjoul / mol.

H_fº O₂ (g) = 0 kjoul / mol.

H_fCO₂ (g) = -394 kjoul / mol.

H_fº H₂O (g) = -284 kjoul / mol.

Pange tähele, et kuna see on standardse olekus, on hapniku gaasi moodustumise standardne entalpia 0 kJ / mol.

Järgmisena võtame kokku meie standardse koolituse entalpia. Pange tähele, et kuna ühikud on kJ / mol, peame tasakaalustatud reaktsiooni võrrandis korrutama stöhhiomeetriliste koefitsientidega (Leaf Group Ltd, S.F.).

Σ ΔH_fº (tooted) = ΔH_fCO₂ +2 AH_fº H₂O

Σ ΔH_fº (tooted) = -1 (394 kjoul / mol) -2 (284 kjoul / mol) = -962 kjoul / mol

Σ ΔH_fº (reagendid) = ΔH_fCH₄ + AH_fº O₂

Σ ΔH_fº (reaktiivid) = -75 kjoul / mol + 2 (0 kjoul / mol) = -75 kjoul / mol

Nüüd leiame reaktsiooni standardse entalpia:

AH_r° = Σ ΔH_fº (tooted) - Σ ΔH_fº (reagendid) = (- 962) - (- 75) =

AH_r° = - 887 kJ / mol.

Viited

1. Anne Marie Helmenstine. (2014, 11. juuni). Reaktsiooni määratluse entalpia. Leitud rubriigist thinkco: thinkco.com.
2. (S.F.). Reaktsiooni standardne entalpia. Taastati piirideta: boundless.com.
3. Cai, E. (2014, 11. märts). moodustumise standardne soojus. Taastati keemilisest statistikast: chemicalstatistician.wordpress.com.
4. Clark, J. (2013, mai). Erinevad entalpia muutmise määratlused. Välja otsitud aadressilt chemguide.co.uk: chemguide.co.uk.
5. Jonathan Nguyen, G. L. (2017, 9. veebruar). Vormindamise standardne entalpia. Välja otsitud aadressilt chem.libretexts.org: chem.libretexts.org.
6. Leaf Group Ltd. (S.F.). Kuidas arvutada reaktsiooni entalpiad? Taastati sciencingist: sciencing.com.
7. Rachel Martin, E. Y. (2014, 7. mai). Reaktsiooni soojus. Välja otsitud aadressilt chem.libretexts.org: chem.libretexts.org.