De reaksjonsvarme eller Enthalpy of Reaction (ΔH) er endringen i entalpi av en kjemisk reaksjon som oppstår ved konstant trykk. Det er en termodynamisk måleenhet som er nyttig for å beregne mengden energi per mol som frigjøres eller produseres i en reaksjon.
Siden entalpi er avledet fra trykk, volum og indre energi, som alle er tilstandsfunksjoner, er entalpi også en tilstandsfunksjon..
ΔH, eller entalpiendringen dukket opp som en måleenhet beregnet på å beregne energiforandringen til et system når det ble for vanskelig å finne ΔU, eller endring i den indre energien til et system, samtidig som man måler mengden varme og utvekslet arbeid.
Gitt et konstant trykk, er entalpiendringen lik varme og kan måles som ΔH = q.
Notasjonen ΔHº eller ΔHºr deretter oppstår for å forklare den presise temperaturen og trykket til reaksjonsvarmen ΔH.
Standard reaksjonens entalpi er symbolisert av ΔHº eller ΔHºrxn og kan anta både positive og negative verdier. Enhetene for ΔHº er kiloJoules per mol, eller kj / mol.
Δ = representerer endringen i entalpi (entalpi av produkter minus entalpi av reaktanter).
En positiv verdi indikerer at produktene har høyere entalpi, eller at det er en endoterm reaksjon (varme er nødvendig).
En negativ verdi indikerer at reaktantene har høyere entalpi, eller at det er en eksoterm reaksjon (varme produseres).
º = betyr at reaksjonen er en standard endalpiendring, og skjer ved et forhåndsinnstilt trykk / temperatur.
r = betegner at denne endringen er reaksjonens entalpi.
Standardtilstanden: standardtilstanden for et fast stoff eller en væske er den rene substansen ved et trykk på 1 bar eller hva som er den samme 1 atmosfære (105 Pa) og en temperatur på 25 ° C, eller hva er det samme 298 K.
ΔHºr er standard reaksjonsvarme eller standard entalpi av en reaksjon, og som ΔH måler den også reaksjonens entalpi. Imidlertid foregår ΔHºrxn under "standard" forhold, noe som betyr at reaksjonen finner sted ved 25 ° C og 1 atm..
Fordelen med en ΔH-måling under standardforhold ligger i muligheten til å relatere en ΔHº-verdi til en annen, siden de forekommer under de samme forholdene.
Standard formasjonsvarme, ΔHFº, av et kjemisk produkt er mengden varme som absorberes eller frigjøres fra dannelsen av 1 mol av kjemikaliet ved 25 grader Celsius og 1 bar av dets grunnstoffer i standardtilstander.
Et element er i sin standardtilstand hvis det er i sin mest stabile form og i dets fysiske tilstand (fast, væske eller gass) ved 25 grader Celsius og 1 bar.
For eksempel involverer standard dannelsesvarme for karbondioksid oksygen og karbon som reaktanter..
Oksygen er mer stabil som O-gassmolekylerto, mens karbon er mer stabil som fast grafitt. (Grafitt er mer stabil enn diamant under standardforhold).
For å uttrykke definisjonen på en annen måte, er standardformasjonsvarmen en spesiell type standard reaksjonsvarme..
Reaksjonen er dannelsen av 1 mol av et kjemikalie fra dets grunnstoffer i standardtilstander under standardbetingelser.
Standard formasjonsvarme kalles også standard dannelse-entalpi (selv om det faktisk er en endring i entalpi).
Per definisjon ville dannelsen av et element i seg selv ikke gi noen endring i entalpi, så standard reaksjonsvarme for alle elementer er null (Cai, 2014).
Enthalpy kan måles eksperimentelt ved hjelp av et kalorimeter. Et kalorimeter er et instrument der en prøve reageres gjennom elektriske kabler som gir aktiveringsenergien. Prøven er i en beholder omgitt av vann som kontinuerlig omrøres.
Ved å måle temperaturendringen som oppstår når prøven reagerer og kjenne den spesifikke varmen til vann og dens masse, beregnes varmen som frigjøres eller absorberes av reaksjonen ved hjelp av ligningen q = Cesp x m x ΔT.
I denne ligningen er q varme, Cesp er den spesifikke varmen i dette tilfellet av vann som er lik 1 kalori per gram, m er massen av vann og AT er temperaturendringen.
Kalorimeteret er et isolert system som har et konstant trykk, så ΔHr= q
Endalpiendringen avhenger ikke av den spesielle reaksjonsveien, men bare av det globale energinivået til produktene og reaktantene. Enthalpy er en funksjon av tilstanden, og som sådan er den additiv.
For å beregne standard entalpi av en reaksjon, kan vi legge til standard entalpier for dannelse av reaktantene og trekke den fra summen av standard entalpier for dannelse av produktene (Boundless, S.F.). Oppgitt matematisk gir dette oss:
ΔHr° = Σ ΔHFº (produkter) - Σ ΔHFº (reaktanter).
Enthalpier av reaksjoner beregnes vanligvis fra entalpier av reaktantdannelse under normale forhold (trykk på 1 bar og temperatur 25 grader Celsius).
For å forklare dette prinsippet om termodynamikk, vil vi beregne entalpi av reaksjonen for forbrenning av metan (CH4) i henhold til formelen:
CH4 (g) + 2Oto (g) → COto (g) + 2HtoO (g)
For å beregne standard entalpi av reaksjonen, må vi finne standard entalpier av dannelse for hver av reaktantene og produktene som er involvert i reaksjonen..
Disse finnes vanligvis i et vedlegg eller i forskjellige tabeller på nettet. For denne reaksjonen er dataene vi trenger:
HFº CH4 (g) = -75 kjoul / mol.
HFº Oto (g) = 0 kjoul / mol.
HFº COto (g) = -394 kjoul / mol.
HFº HtoO (g) = -284 kjoul / mol.
Merk at fordi den er i sin standardtilstand, er standard entalpi for dannelse av oksygengass 0 kJ / mol.
Her oppsummerer vi våre standard entalpier av dannelse. Merk at fordi enhetene er i kJ / mol, må vi multiplisere med de støkiometriske koeffisientene i den balanserte reaksjonsligningen (Leaf Group Ltd, S.F.).
Σ ΔHFº (produkter) = ΔHFº COto +2 ΔHFº HtoELLER
Σ ΔHFº (produkter) = -1 (394 kjoul / mol) -2 (284 kjoul / mol) = -962 kjoul / mol
Σ ΔHFº (reaktanter) = ΔHFº CH4 + ΔHFº Oto
Σ ΔHFº (reaktanter) = -75 kjoul / mol + 2 (0 kjoul / mol) = -75 kjoul / mol
Nå kan vi finne reaksjonens standard entalpi:
ΔHr° = Σ ΔHFº (produkter) - Σ ΔHFº (reaktanter) = (- 962) - (- 75) =
ΔHr° = - 887kJ / mol.
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.