De løsningsvarme eller entalpi av løsning er varmen som absorberes eller avgis under oppløsningsprosessen av en viss mengde av det oppløste stoffet i løsningsmidlet, under betingelse av konstant trykk.
Når en kjemisk reaksjon finner sted, kreves det energi både for å danne og bryte bindinger som tillater dannelse av nye stoffer. Energien som strømmer for at disse prosessene skal finne sted er varme, og termokjemi er den vitenskapsgrenen som er ansvarlig for å studere dem..
Angående begrepet entalpi, øst Den brukes til å betegne varmestrømmen når kjemiske prosesser skjer under forhold med konstant trykk. Opprettelsen av dette begrepet tilskrives den nederlandske fysikeren Heike Kamerlingh Onnes (1853 - 1926), den samme som oppdaget superledningsevne..
Artikkelindeks
For å finne entalpi, må vi starte fra den første loven om termodynamikk, som anser at variasjonen i den indre energien ofU i et system skyldes den absorberte varmen Q og arbeidet W utført på det av et eller annet eksternt middel:
ΔU = Q + W
Der arbeid er den negative integralen over hele volumet av produktet av trykk og differensial i volumendring. Denne definisjonen tilsvarer den negative integralen av det skalære produktet av kraften og forskyvningsvektoren i mekanisk arbeid:
Når konstanttrykkstilstanden nevnt ovenfor påføres, kan P gå ut av integralen; derfor er jobben:
W = -P (V.F -Veller) = -PΔV
Hvis dette resultatet er erstattet med ΔELLER er oppnådd:
ΔU = Q - PΔV
Q = ΔU + PΔV = UF - ELLEReller + P (V.F -Veller) = UF + PVF - (ELLEReller + PVeller )
Mengden U + PV kalles entalpi H, så det:
Q = HF - Heller = ΔH
Enthalpy måles i joule, siden det er energi.
De opprinnelige komponentene i en løsning er løselig og løsningsmiddel, og de har en original entalpi. Når denne oppløsningen finner sted, vil den ha sin egen entalpi.
I dette tilfellet kan entalpiendringen i joule uttrykkes som:
ΔH = Hløsning - Hreagenser
Enten i standard entalpiform ΔHeller, der resultatet er i joule / mol
ΔHeller = Heller løsning - Hellerreagenser
Hvis reaksjonen gir fra seg varme, er tegnet på ΔH det er negativt (eksoterm prosess), hvis det absorberer varme (endoterm prosess) vil tegnet være positivt. Og naturlig nok vil verdien av løsningsentalpien avhenge av konsentrasjonen av den endelige løsningen..
Mange ioniske forbindelser er oppløselige i polare løsningsmidler, slik som vann. Løsninger av salt (natriumklorid) i vann eller saltlake er vanlig bruk. Nå kan løsningens entalpi betraktes som bidraget fra to energier:
- En for å bryte bindinger med løsemiddel og løsemiddel
- Den andre er det som kreves i dannelsen av nye løsningsmidler..
I tilfelle oppløsning av et ionisk salt i vann, er det nødvendig å kjenne den såkalte gitter entalpi av det faste stoffet og hydreringens entalpi for å danne løsningen, når det gjelder vann. Hvis det ikke er vann, så kalles det entalpi av oppløsningen.
De gitter entalpi er energien som er nødvendig for nedbrytningen av det ioniske nettverket og danner gassionene, en prosess som alltid er endoterm, siden energi må tilføres det faste stoffet for å skille det inn i dets bestanddeler og bringe dem til gassform.
På den annen side er hydratiseringsprosesser alltid eksoterme, siden hydratiserte ioner er mer stabile enn ioner i gassform..
På denne måten kan dannelsen av løsningen være eksoterm eller endoterm, avhengig av om nedbrytningen av det ioniske gitteret til det oppløste stoffet krever mer eller mindre energi enn hydrering gir..
I praksis er det mulig å måle ΔH i et kalorimeter, som i utgangspunktet består av en isolert beholder utstyrt med et termometer og en rørestang.
Når det gjelder beholderen, helles det nesten alltid vann i den, som er den kalorimetriske væsken par excellence, siden dens egenskaper er den universelle referansen for alle væsker..
Selvfølgelig er materialene til kalorimeteret også involvert i varmeveksling, i tillegg til vann. Men kalorikapasiteten til hele settet, kalt konstant kalorimeter, kan bestemmes separat fra reaksjonen og deretter tas i betraktning når den oppstår.
Energibalansen er som følger, og husk tilstanden at det ikke er energilekkasjer i systemet:
ΔH løsning + ΔH Vann + C kalorimeter ΔT = 0
Fra hvor:
ΔH løsning = - m Vann . c Vann . ΔT - C kalorimeter ΔT = -Q Vann - Spørsmål kalorimeter
Og for å oppnå standard entalpi:
- Oppløsningsmasse: ms
- Oppløst molekylvekt: Ms
- Vannmasse: mVann
- Molekylvekt av vann: MVann
- Molar varmekapasitet for vann: CVann; m*
- Temperaturendring: ΔT
* CP.m vann er 75,291 J / mol. K
Entalpi av dannelse av fast kaliumhydroksid KOH er ΔHeller = +426 KJ / mol, det av flytende vann HtoEller er det 285,9 kJ / mol.
Videre er det kjent at når metallisk kaliumhydroksyd reagerer med flytende vann, hydrogen og ΔHeller = -2011 kJ / mol. Med disse dataene beregner du entalpi av løsningen av KOH i vann.
- KOH bryter ned i komponentene:
KOHfast → Kfast + ½ Oto + ½ Hto; ΔHeller = - 426 kJ / mol
- Flytende vann dannes:
½ Oto + ½ Hto → HtoELLERvæske; ΔHeller = -285,9 kJ / mol
- Nå må du danne løsningen:
Kfast + HtoO → ½ Hto + KOHvandig ; ΔHeller = -2011 kJ / mol
Merk at tegnet på entalpi av oppløsningen av KOH har blitt invertert, noe som skyldes Hess's lov: når reaktantene blir omdannet til produkter, avhenger ikke entalpiendringen av trinnene som følges og når ligningen må inverteres, som i dette tilfellet endrer entalpi tegn.
Energibalansen er den algebraiske summen av entalpiene:
- 426 kJ / K - 285,9 kJ / mol - 2011 kJ / mol = -2722,9 kJ / mol
Entalpien av oppløsningen for neste reaksjon bestemmes i et kalorimeter med konstant trykk, og det er kjent at kalorimeterkonstanten er 342,5 J / K. Når 1423 g natriumsulfat Na er oppløsttoSW4 i 100,34 g vann er temperaturendringen 0,037 K. Beregn standard entalpi av løsning for NatoSW4 fra disse dataene.
Standardentalpi av løsningen løses fra ligningen gitt ovenfor:
For natriumsulfat: Ms = 142,04 g / mol; ms = 1423 g
Og for vannet: mVann = 100,34 g; MVann = 18,02 g / mol; Cvann; m = 75,291 J / K mol
ΔT = 0,037 K
C kalorimeter = 342,5 J / K
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.