Tabla de Contenidos
Топлината на образуване, наричана още енталпия на образуване или стандартна енталпия на образуване, е количеството топлина, свързано с процеса на образуване на 1 mol химично вещество от неговите съставни елементи, когато те са в стандартното си състояние, т.е. неговата най-стабилна естествена форма при 25 °C. В този смисъл топлината на образуване представлява разликата в енталпията между продуктите и реагентите на химическа реакция, проведена при 25 °C, при която единственият продукт е 1 mol от интересуващото ни вещество, докато реагентът или реагентите са елементите, които съставят споменатото вещество в неговото най-стабилно естествено състояние при споменатата температура.
Енталпията на образуване е представена със символа Δ f H° X , където f показва, че това е енталпия на образуване на веществото X (X съответства на химичната формула или името на веществото, което се образува), а символът ° е използвани за представяне на стандартни реакционни условия, в този случай T = 25 °C или 298,15 K.
Например, топлината на образуване на вода е представена като Δ f H° H2O и съответства на разликата в енталпията на следната реакция, проведена при 25 °C:
Бележка за добра практика: В миналото беше обичайно f на образуване да се поставя като долен индекс на H, когато представляваше енталпия или топлина на образуване (т.е. ΔH f ° X ). Концептуално обаче това е грешка, тъй като енталпията (H) е свойство на веществото, а не на процеса на образуване на веществото, така че не трябва да носи буквата f. От друга страна, символът Δ (делта), който представлява разликата между крайното и началното състояние, е свързан с процеса на формиране, поради което в момента f се поставя като долен индекс към него.
реакции на образуване
Горното е пример за реакция на образуване (реакция на образуване на вода). Важните подробности, които трябва да се вземат предвид, за да се разпознае реакцията на образуване, са:
- Трябва да има само един продукт (в този случай H 2 O).
- Стехиометричният коефициент на продукта трябва да бъде 1.
- Всички реагенти трябва да са елементарни вещества (в този случай водород и кислород), а не съединения.
- Алотропът на всеки присъстващ реагент трябва да съответства на най-стабилния алотроп при стандартни условия (в случая на елемента водород това е молекулярен водороден газ, а в случая на кислород е молекулярен кислороден газ).
Артикули в стандартно състояние
Някои примери за елементи в техните съответни най-стабилни естествени състояния при стандартни условия са:
| елемент | Най-стабилна форма при стандартни условия | елемент | Най-стабилна форма при стандартни условия |
| Водород | H2 (g) | Кислород | ИЛИ 2(g) |
| Азот | № 2(g) | Флуор | F2 (g) |
| хлор | Cl 2(g) | Бром | Br 2(l) |
| йод | аз 2(и) | живак | Hg (l) |
| въглерод | C (да, графити) | Сяра | S (s, ромбичен) |
| Сребро | Ag (и) | Желязо | Вяра (и) |
Какво е енталпия?
Енталпията е функция на състоянието, която характеризира система като химическо съединение, газ под налягане в бутало или дори планета, обикаляща около звезда. Това свойство е представено със символа H (който идва от думата топлина на английски, heat ) и от термодинамична гледна точка се определя като сбор от вътрешната енергия на система (U) и произведението на нейното налягане и неговия обем (продукт PV). Тоест:
С изключение на много прости системи като идеални газове, абсолютната енталпия (H) не може да бъде измерена експериментално или лесно изчислена. Това е така, защото за относително сложни системи определянето на вътрешната енергия (U) е изключително сложно за определяне, тъй като трябва да се вземат предвид твърде много променливи, които идват от взаимодействията между частиците, които изграждат системата.
Въпреки това, както ще се види в следващия раздел, изменението на енталпията по време на различни процеси може да бъде измерено експериментално, което позволява установяване на относителни стойности на енталпия, в които енталпиите на образуване играят съществена роля.
Топлината на реакцията ли е или енталпията на реакцията?
Поради термодинамичната дефиниция на енталпията (H=U+PV), може да се покаже математически, че промяната на енталпията (ΔH) на процес, извършван при постоянно налягане, е равна на топлината, освободена или погълната от системата по време на споменатия процес. процес. Тоест в общи линии:
където Q P представлява топлина при постоянно налягане. Това означава, че въпреки че не можем да измерим H, можем да измерим ΔH, тъй като топлината може да бъде измерена. Нещо подобно се случва с електрическия потенциал или напрежение, V, което не можем да измерим директно с волтметър, но можем да измерим разликата в напрежението, ΔV. Това отваря възможността за установяване на относителна скала на енталпията, при условие че намерим или дефинираме референтна система, към която свързваме стойността на нула.
В случай на напрежение, нула обикновено е напрежението на земята. В случай на енталпия нулата се състои от чистите елементи в тяхното стандартно състояние или най-стабилен естествен алотроп при 25°C.
Професионален съвет: Правилният начин да се посочи енталпията на даден процес като реакция на образуване трябва да бъде „промяна на енталпията“, тъй като това е ΔH. Това би позволило да се разграничи от абсолютната енталпия или H. Въпреки това, тъй като реакцията на образуване очевидно е процес на промяна от първоначално състояние към крайно, думата „вариация“ се разбира от само себе си. Така че, винаги когато се говори за енталпията на даден процес, се говори за стойност на ΔH, докато когато се говори за енталпията на система като чисто вещество в определено състояние, се говори за абсолютна енталпия (H ) .
Единици за топлина на образуване
Тъй като енталпията е сбор от енергия и фотоволтаичния продукт и освен това разликата в енталпията също представлява топлина при постоянно налягане, единиците за топлина на образуване са единици енергия на мол ([Енергия]/mol или [Енергия].mol -1 ). В повечето случаи мерните единици са kJ.mol -1 , но в някои случаи се използват и kcal.mol -1 .
Как се измерва топлината на образуване?
Топлината на образуване на химично вещество обикновено не се измерва директно, тъй като в по-голямата част от случаите не е възможно да се извърши реакцията на образуване. Само няколко реакции на образуване могат да се извършат в лабораторията, като образуването на вода чрез изгаряне на водороден газ или образуването на въглероден диоксид чрез изгаряне на въглероден графит.
Въпреки това, не е възможно да се произведе химично съединение като бензен от графитен въглерод и водород директно. Решението на този проблем се намира в закона на Хес . Това, което се прави вместо това, е, че топлината на реакция, в която участва веществото, се измерва и това също включва вещества, чиито енталпии на образуване знаем. Много често срещан пример е използването на реакции на горене, тъй като енталпията на образуване на кислород по дефиниция е нула, а тези на водата и въглеродния диоксид могат да бъдат измерени директно, както току-що обяснихме.
Пример:
Да предположим, че искаме да определим топлината на образуване на бензен (C 6 H 6 ). В този случай ще извършим изгарянето на бензен, чието химично уравнение е представено по-долу, и ще измерим енталпията на реакцията:
След това, използвайки закона на Хес и топлините на образуване на CO 2 и H 2 O, топлината на образуване на бензен се оказва:
Но как се измерва енталпията на реакции като горене? Извършва се с помощта на техника, наречена калориметрия.
калориметрия
Реакционните енталпии се измерват чрез калориметрия. Тази техника се състои от провеждане на химическа реакция вътре в калориметър с известен общ топлинен капацитет (C Cal ), за да се измери след това промяната в температурата на калориметъра, дължаща се на топлината, освободена или погълната от реакцията (ΔT = T f – T i ). Тази температурна промяна се използва за изчисляване на количеството топлина, освободено или погълнато от калориметъра (което е отрицателна стойност на топлината, погълната или освободена от реакцията), като се използва следното уравнение:
Има два основни вида калориметри, тези, които работят при постоянно налягане и тези, които работят при постоянен обем. В случай на калориметрия с постоянно налягане топлината, изчислена съгласно предишното уравнение, директно измерва енталпията на реакцията (Q r = Δ r H° = – Q Cal , не забравяйте, че енталпията на процес при постоянно налягане е равна на топлината на споменатия процес). Тази техника обаче не винаги е лесна за изпълнение.
Калориметрите с постоянен обем са по-често срещани и по-лесни за работа. Следващата фигура показва схема на типичен калориметър с постоянен обем, показваща неговите части.
Топлината, измерена в калориметрия с постоянен обем, представлява промяната във вътрешната енергия на системата, дължаща се на реакцията, а не на енталпията. Това обаче е свързано с енталпията на реакцията чрез следното уравнение:
Където Δ r n газ представлява вариацията в броя на моловете газове между продуктите и реагентите на участващата химическа реакция. От това уравнение енталпията на реакцията се получава, както следва:
За какво се използва енталпията на образуване или топлината на образуване?
#1 Използва се за определяне на реакционните енталпии.
Енталпията се подчинява на закона на Хес, което е начин за изразяване на факта, че енталпията е функция на състоянието. Този закон гласи, че „когато реагентите се превръщат в продукти по време на химическа реакция, промяната на енталпията е една и съща, независимо дали реакцията се извършва в една стъпка или в няколко стъпки. ” С други думи, законът на Хес гласи, че промяната на енталпията е независима от пътя, поет за достигане от реагентите до продуктите.
Едно следствие от закона на Хес е, че тъй като можем да напишем реакции на образуване за всяко съединение, което съществува, и тъй като можем да манипулираме реакциите на образуване по желание, стига промените да са отразени в енталпията на модифицираните реакции, можем да напишем енталпията на всяка химическа реакция по отношение на енталпиите на образуване на реагентите и продуктите, участващи в реакцията. Като цяло можем да напишем, че за обща реакция като следното:
енталпията на реакцията (Δ r H°) се дава от
Или по-общо:
Където ν j и ν i представляват стехиометричните коефициенти на всеки продукт и реагент, съответно, и Δ f H j ° и Δ f H i ° представляват топлината на образуване на всеки продукт и реагент, съответно.
#2 Те представляват стойността на относителната енталпия на химичните вещества в тяхното стандартно състояние.
Както споменахме по-рано, чистите елементи в тяхното стандартно състояние или най-стабилен естествен алотроп при 25 °C представляват отправна точка за определяне на скалата на относителната енталпия. Това е така, защото, като се има предвид определението за реакции на образуване, енталпията на образуване на чисти елементи в тяхното най-стабилно естествено състояние трябва да бъде нула, тъй като тяхната реакция на образуване би имала същия реагент и същия продукт (това би било нулева реакция).
Тъй като тази реакция на образуване всъщност не включва промяна на състоянието, тогава енталпията на тази реакция, която е равна на крайната енталпия минус началната енталпия, трябва да бъде нула, тъй като и двете състояния са равни.
Например, реакцията за образуване на кислороден газ при 25°C се дава от:
Тогава енталпията на тази реакция, която трябва да бъде равна на енталпията на образуване на кислород, ще бъде дадена от:
Това ни позволява да измерим енталпиите на реакцията, както видяхме преди.
Следвайки подобно разсъждение, можем също да дефинираме абсолютната енталпия на елементите в тяхното най-стабилно естествено състояние като нула и по този начин енталпиите на образуване на различните вещества (Δ f H X °) стават относителни енталпии на веществата под стандартни условия (H X °).
Например, за случая на образуване на вода, представен по-горе:
Ако дефинираме енталпиите на водорода и кислорода като нула, тогава получаваме, че енталпията на образуване на вода е равна на стандартната енталпия на водата в тази относителна скала:
Тази енталпия е много важна, тъй като чрез изчисляване или измерване на вариациите на енталпията можем да трансформираме тези относителни енталпии, които са при стандартни условия, в относителни енталпии при всеки друг набор от условия (при други температури или други налягания, например). Това е особено полезно за изучаване на енергийния обмен на химични реакции и фазови промени при нестандартни условия, така че е обичайно да се получават таблици на енталпията за често използвани вещества като вода и други разтворители, горивни вещества и други химични вещества при различни температури и налягания, всички изчислени от енталпиите на образуване.
Препратки
Atkins, P. & dePaula, J. (2010). Аткинс. Физическа химия (8- мо издание ). Панамериканска медицинска редакция.
Byjus. (2021 г., 22 март). Измерване на промяната на енталпията . https://byjus.com/chemistry/measurement-of-enthalpy-and-internal-energy-change/
Чанг, Р. (2012). Химия (11-то издание ). Образование на McGraw-Hill.
Редактори на Енциклопедия Британика. (2020 г., 9 април). Енталпия | Определение, уравнение и единици . Енциклопедия Британика. https://www.britannica.com/science/enthalpy
Планас, О. (2019 г., 25 септември). Какво е енталпия? Слънчева енергия. https://solar-energia.net/termodinamica/propiedades-termodinamicas/entalpia
Национален технологичен университет. (nd). ДИАГРАМИ НА ЕНТАЛПИЙНИЯ СЪСТАВ . https://www.frro.utn.edu.ar/repositorio/catedras/quimica/3_anio/integracion3/diagramas_de_entalpia_composicion.pdf
