De entalpi av dannelse er endringen som entalpi gjennomgår i dannelsen av et mol av en forbindelse eller et stoff under standardbetingelser. Standardtrykkbetingelsen forstås å være når formasjonsreaksjonen utføres ved atmosfæretrykk av en atmosfære og ved romtemperatur på 25 grader Celsius eller 298,15 Kelvin..
Den normale tilstanden til reaktive elementer i en formasjonsreaksjon refererer til den vanligste tilstanden for aggregering (fast, flytende eller gassformig) av disse stoffene under standard betingelser for trykk og temperatur..
Normal tilstand refererer også til den mest stabile allotrope formen av disse reaktive elementene under standard reaksjonsbetingelser..
Entalpien H er en termodynamisk funksjon som er definert som den indre energien U pluss produktet av trykket P og volumet V av stoffene som deltar i den kjemiske reaksjonen ved dannelse av et stoff mol:
H = U + P ∙ V
Enthalpy har energidimensjoner, og i det internasjonale målesystemet måles den i Joule.
Artikkelindeks
Symbolet for entalpi er H, men i det spesifikke tilfelle av entalpi av dannelse er det betegnet med ΔH0f for å indikere at det refererer til endringen som oppleves av denne termodynamiske funksjonen i reaksjonen av dannelse av et mol av en bestemt forbindelse under standardbetingelser.
I notasjonen angir overskrift 0 standardbetingelsene, og abonnementet f refererer til dannelsen av et mol stoff startende fra reaktantene i aggregeringstilstand og den mest stabile allotrope formen av reaktantene under standardbetingelsene..
Den første loven fastslår at varmen som utveksles i en termodynamisk prosess er lik variasjonen av den indre energien til stoffene som er involvert i prosessen pluss arbeidet som er gjort av disse stoffene i prosessen:
Q = ΔU + W
I dette tilfellet utføres reaksjonen ved konstant trykk, spesielt ved trykket i en atmosfære, slik at arbeidet vil være produktet av trykket og volumendringen.
Da er dannelsesvarmen til en bestemt forbindelse som vi vil betegne med Q0f, relatert til endringen i indre energi og i volum som følger:
Q0f = UU + P ΔV
Men å huske definisjonen av standard entalpi vi har:
Q0f = ΔH0f
Dette uttrykket betyr ikke at formasjonsvarmen og entalpi av formasjonen er de samme. Den riktige tolkningen er at varmen som utveksles under dannelsesreaksjonen forårsaket en endring i entropien til det dannede stoffet i forhold til reaktantene under standardbetingelser..
På den annen side, siden entalpi er en omfattende termodynamisk funksjon, refererer formasjonsvarmen alltid til en mol av dannet forbindelse..
Hvis formasjonsreaksjonen er eksoterm, er dannelseens entalpi negativ.
Tvert imot, hvis dannelsesreaksjonen er endoterm, så er entalpi av dannelsen positiv..
I en termokjemisk formasjonsligning må ikke bare reaktantene og produktene angis. For det første er det nødvendig at den kjemiske ligningen balanseres på en slik måte at mengden av den dannede forbindelsen alltid er 1 mol.
På den annen side må aggregeringstilstanden for reaktanter og produkter angis i den kjemiske ligningen. Om nødvendig bør den allotropiske formen av den samme også angis, siden formasjonsvarmen avhenger av alle disse faktorene..
I en termokjemisk formasjonsligning må dannelse entalpi også angis.
La oss se på noen eksempler på godt posisjonerte termokjemiske ligninger:
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g); ΔH0f = -241,9 kJ / mol
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l); ΔH0f = -285,8 kJ / mol
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (s); ΔH0f = -292,6 kJ / mol
- Alle er balansert basert på dannelsen av 1 mol produkt.
- Aggregasjonsstatus for reagensene og produktet er angitt.
- Formasjonens entalpi er indikert.
Merk at entalpi av dannelse avhenger av tilstanden til aggregering av produktet. Av de tre reaksjonene er den mest stabile under standardforhold den andre.
Siden det som betyr noe i en kjemisk reaksjon og spesielt i en formasjonsreaksjon er entropiendringen og ikke selve entropien, er det enighet om at rene grunnstoffer i deres molekylære form og tilstand av naturlig aggregering under standardbetingelser har formasjonsentropi..
Her er noen eksempler:
O2 (g); ΔH0f = 0 kJ / mol
Cl2 (g); ΔH0f = 0 kJ / mol
Na (s); ΔH0f = 0 kJ / mol
C (grafitt); ΔH0f = 0 kJ / mol
Å vite at for dannelse av eten (C2H4) er det nødvendig å tilveiebringe 52 kJ varme for hvert mol og at reaktantene er hydrogen og grafitt, skriv den termokjemiske ligningen for dannelsen av eten.
Først hever vi den kjemiske ligningen og balanserer den basert på ett mol eten.
Så tar vi hensyn til at det kreves å gi varme for at formasjonsreaksjonen skal finne sted, noe som indikerer at det er en endoterm reaksjon og derfor er formasjonsentropien positiv..
2 C (fast grafitt) + 2 H2 (gass) → C2H4 (gass); ΔH0f = +52 kJ / mol
Under standard forhold blandes hydrogen og oksygen i en 5-liters beholder. Oksygen og hydrogen reagerer fullstendig uten at noen av reaktantene danner hydrogenperoksid. 38,35 kJ varme ble sluppet ut i miljøet i reaksjonen.
Angi den kjemiske og termokjemiske ligningen. Beregn entropien for dannelse av hydrogenperoksid.
Hydrogenperoksyddannelsesreaksjonen er:
H2 (gass) + O2 (gass) → H2O2 (væske)
Merk at ligningen allerede er balansert basert på en mol produkt. Det vil si at det tar en mol hydrogen og en mol oksygen å produsere en mol hydrogenperoksid..
Men problemstillingen forteller oss at hydrogen og oksygen blandes i en 5-liters beholder under standardforhold, så vi vet at hver av gassene opptar 5 liter.
På den annen side betyr standardbetingelsene trykk på 1 atm = 1.013 x 10⁵ Pa og temperatur på 25 ° C = 298.15 K.
Under standardforhold vil 1 mol ideell gass oppta 24,47 L, som kan bekreftes fra følgende beregning:
V = (1 mol * 8,3145 J / (mol * K) * 298,15 K) / 1,03 x 10⁵ Pa = 0,02447 m³ = 24,47 L.
Siden 5 L er tilgjengelig, blir antall mol av hver av gassene gitt av:
5 liter / 24,47 liter / mol = 0,204 mol av hver av gassene.
I henhold til den balanserte kjemiske ligningen vil 0,204 mol hydrogenperoksid bli dannet, og frigjøre 38,35 kJ varme til miljøet. For å danne en mol peroksid kreves 38,35 kJ / 0,204 mol = 188 kJ / mol.
Siden varme slippes ut i omgivelsene under reaksjonen, er dannelseens entalpi negativ. Resultatet til slutt følgende termokjemiske ligning:
H2 (gass) + O2 (gass) → H2O2 (væske); ΔH0f = -188 kJ / mol
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.