Kas yra reakcijos šiluma?
Reakcijos karštis arba reakcijos entalpija (ΔH) yra cheminės reakcijos entalpijos, kuri vyksta esant pastoviam slėgiui, pokytis (Anne Marie Helmenstine, 2014).
Kadangi entalpija gaunama iš slėgio, tūrio ir vidinės energijos, kurios yra visos valstybės funkcijos, entalpija taip pat yra valstybės funkcija (Rachel Martin, 2014).
ΔH, arba entalpijos pokyčiai atsirado kaip matavimo vienetas sistemos energijos keitimo skaičiavimui, kai tapo per sunku surasti ΔU arba sistemos vidinės energijos pokyčius, tuo pačiu metu matuojant šilumos ir darbo kiekį. keičiamasi.
Esant pastoviam slėgiui, entalpijos pokytis yra lygus šilumai ir gali būti matuojamas kaip ΔH = q.
Tada atsiranda ΔHº arba ΔHº r, kad paaiškintumėte tikslią reakcijos šilumos temperatūrą ir slėgį ΔH.
Standartinė reakcijos entalpija simbolizuojama ΔHº arba ΔHºrxn ir gali prisiimti ir teigiamas, ir neigiamas vertes. ΔHº vienetai yra kilodžauliai vienam moliui arba kj / mol.
Ankstesnė koncepcija, skirta suprasti reakcijos šilumą: skirtumai tarp ΔH ir ΔHº r .
Δ = reiškia entalpijos pokyčius (produktų entalpija, atėmus reagentų entalpiją).
Teigiama vertė rodo, kad produktai turi didesnę entalpiją arba yra endoterminė reakcija (reikalinga šiluma).
Neigiama vertė rodo, kad reagentai turi didesnę entalpiją arba yra egzoterminė reakcija (šiluma gaminama).
º = reiškia, kad reakcija yra standartinė entalpijos kaita ir atsiranda esant iš anksto nustatytam slėgiui / temperatūrai.
r = reiškia, kad šis pokytis yra reakcijos entalpija.
Standartinė būsena: standartinė kietos arba skystosios medžiagos būsena yra gryna medžiaga, esant 1 bar slėgiui arba tai, kas yra ta pati 1 atmosfera (105 Pa) ir 25 ° C temperatūra, arba tai, kas yra ta pati 298 K,
ΔHº r yra standartinė reakcijos šiluma arba standartinė reakcijos entalpija, o taip pat ΔH matuoja reakcijos entalpiją. Tačiau ΔHºrxn vyksta „standartinėmis“ sąlygomis, o tai reiškia, kad reakcija vyksta 25 ° C ir 1 atm.
ΔH matavimo standartinėse sąlygose privalumas yra gebėjimas susieti ΔHº vertę su kita, nes jie atsiranda tomis pačiomis sąlygomis (Clark, 2013).
Mokymo šiluma
Standartinė cheminės medžiagos susidarymo šiluma, ΔH f º, yra šilumos, sugeriamos arba išsiskyrusios iš 1 molio šios cheminės medžiagos susidarymo 25 laipsnių Celsijaus ir 1 baro jos elementų, kiekis.
Elementas yra standartinėje būsenoje, jei ji yra stabiliausia ir jos fizinė būsena (kieta, skysta ar dujos) 25 laipsnių Celsijaus ir 1 baro (Jonathan Nguyen, 2017).
Pavyzdžiui, standartinė anglies dioksido susidarymo šiluma yra reagentų deguonis ir anglis.
Deguonis yra stabilesnis kaip O2 dujų molekulės, o anglis yra stabilesnė kaip kietas grafitas. (Standartinėmis sąlygomis grafitas yra stabilesnis nei deimantas.)
Norint išreikšti apibrėžimą kitaip, standartinė formavimo šiluma yra specialus standartinės reakcijos šilumos tipas.
Reakcija yra 1 molio jo elementų cheminės medžiagos susidarymas standartinėse sąlygose standartinėmis sąlygomis.
Standartinė formavimo šiluma taip pat vadinama standartine formavimo entalpija (nors tai tikrai yra entalpijos pokytis).
Pagal apibrėžimą, paties elemento formavimasis nesukeltų entalpijos pokyčių, todėl standartinis visų elementų reakcijos karštis yra nulis (Cai, 2014).
Reakcijos entalpijos apskaičiavimas
1 - Eksperimentiniai skaičiavimai
Entalpija gali būti išmatuota eksperimentiškai naudojant kalorimetrą. Kalorimetras yra prietaisas, kuriame mėginys reaguoja per elektros kabelius, kurie suteikia aktyvinimo energiją. Mėginys yra talpykloje, apsuptoje vandens, kuris nuolat maišomas.
Matuojant temperatūros pokytį, kuris atsiranda reaguojant į mėginį, ir žinant specifinę vandens šilumą ir jos masę, šiluma, kuri išskiria arba sugeria reakciją, apskaičiuojama pagal lygtį q = Cesp xmx ΔT.
Šioje lygtyje q yra šiluma, Cesp yra specifinė šiluma, kai vandens kiekis yra lygus 1 kalorijai vienam gramui, m yra vandens masė ir ΔT yra temperatūros pokytis.
Kalorimetras yra izoliuota sistema, kurioje yra pastovus slėgis, todėl ΔH r = q
2- Teoriniai skaičiavimai
Entalpijos pokyčiai nepriklauso nuo konkretaus reakcijos kelio, bet tik nuo bendro produktų ir reagentų energijos lygio. Entopija yra valstybės funkcija, todėl ji yra priedas.
Norint apskaičiuoti standartinę reakcijos entalpiją, mes galime pridėti standartinių reagentų susidarymo entalpijų ir atimti iš standartinių produktų formavimo entalpijų sumos (Boundless, SF). Matematiniu požiūriu tai suteikia mums:
ΔH r ° = Σ ΔH f º (produktai) - Σ ΔH f º (reagentai).
Reakcijų entalpijos paprastai apskaičiuojamos pagal reagento susidarymo entalpijas normaliomis sąlygomis (1 bar slėgis ir temperatūra 25 laipsniai Celsijaus).
Šiam termodinamikos principui paaiškinti apskaičiuojame metano (CH4) degimo reakcijos entalpiją pagal formulę:
CH4 (g) + 2O2 (g) → CO 2 (g) + 2H2O (g)
Norint apskaičiuoti standartinę reakcijos entalpiją, mes turime ieškoti standartinių formavimo entalpijų kiekvienam reakcijai priklausančiam reagentui ir produktui.
Paprastai jie pateikiami priede arba keliose interneto lentelėse. Dėl šios reakcijos mums reikalingi duomenys:
Hf ° CH4 (g) = -75 kjoul / mol.
HfO2 (g) = 0 kjoul / mol.
HfCO2 (g) = -394 kjoul / mol.
HfH20 (g) = -284 kjoul / mol.
Atkreipkite dėmesį, kad standartinė deguonies dujų susidarymo entalpija yra 0 kJ / mol.
Toliau apibendriname standartines mokymo entalpijas. Atkreipkite dėmesį, kad kadangi vienetai yra kJ / mol, mes turime dauginti iš stechiometrinių koeficientų subalansuotos reakcijos lygtyje (Leaf Group Ltd, SF).
Σ ΔH f º (produktai) = ΔH f º CO 2 + 2 ΔH f º H 2 O
H ΔH fº (produktai) = -1 (394 kjoul / mol) -2 (284 kjoul / mol) = -962 kjoul / mol
Σ ΔH f ((reagentai) = ΔH f CH CH4 + ΔH fOO2
Δ ΔH f º (reagentai) = -75 kjoul / mol + 2 (0 kjoul / mol) = -75 kjoul / mol
Dabar mes galime rasti standartinę reakcijos entalpiją:
ΔH r ° = Σ ΔH fº (produktai) - Σ ΔH fº (reagentai) = (- 962) - (- 75) =
ΔH r ° = - 887 kJ / mol.
