Definition af dannelsesvarme

Dannelsesvarmen, også kaldet dannelsesentalpi eller standard dannelsesentalpi, er den mængde varme, der er forbundet med processen med at danne 1 mol af et kemisk stof fra dets bestanddele, når de er i deres standardtilstand, dvs. dens mest stabile naturlige form ved 25 °C. I denne forstand repræsenterer dannelsesvarmen entalpiforskellen mellem produkterne og reaktanterne af en kemisk reaktion udført ved 25 °C, hvor det eneste produkt er 1 mol af det relevante stof, mens reaktanten eller reaktanterne er de elementer, der udgøre nævnte stof i sin mest stabile naturlige tilstand ved nævnte temperatur.

Dannelsesentalpien er repræsenteret ved symbolet Δ _f H° _X , hvor f angiver, at det er en dannelsesentalpi af stof X (X svarer til den kemiske formel eller navnet på det stof, der dannes) og symbolet ° er bruges til at repræsentere standardreaktionsbetingelser, i dette tilfælde T = 25 °C eller 298,15 K.

For eksempel er dannelsesvarmen af ​​vand repræsenteret som Δ _f H ° _H2O og svarer til entalpiforskellen for følgende reaktion udført ved 25 °C:

Notat til god praksis: Tidligere var det almindeligt at placere f for formation som et underskrift af H, når det repræsenterede entalpi eller dannelsesvarme (dvs. ΔH _f ° _X ). Begrebsmæssigt er dette dog en fejl, da entalpi (H) er en egenskab ved stoffet, ikke ved stoffets dannelsesproces, så det bør ikke bære bogstavet f. På den anden side er symbolet Δ (delta), der repræsenterer en forskel mellem slut- og begyndelsestilstanden, relateret til dannelsesprocessen, hvilket er grunden til, at f i øjeblikket er placeret som et underskrift til det.

dannelsesreaktioner

Ovenstående er et eksempel på en dannelsesreaktion (vandets dannelsesreaktion). De vigtige detaljer at tage i betragtning for at genkende en dannelsesreaktion er:

• Der bør kun være ét produkt (i dette tilfælde H ₂ O).
• Den støkiometriske koefficient for produktet skal være 1.
• Reaktanterne skal alle være elementære stoffer (i dette tilfælde brint og oxygen), ikke forbindelser.
• Allotropen af ​​hver tilstedeværende reaktant skal svare til den mest stabile allotrop under standardbetingelser (i tilfælde af grundstoffet brint er det molekylær hydrogengas, og i tilfælde af oxygen er det molekylær oxygengas).

Varer i standardtilstand

Nogle eksempler på grundstoffer i deres respektive mest stabile naturlige tilstande under standardbetingelser er:

Hvad er entalpi?

Entalpi er en tilstandsfunktion, der karakteriserer et system såsom en kemisk forbindelse, en gas under tryk inde i et stempel eller endda en planet, der kredser om en stjerne. Denne egenskab er repræsenteret ved symbolet H (som kommer fra ordet varme på engelsk, heat ) og er fra et termodynamisk synspunkt defineret som summen af ​​den indre energi i et system (U) og produktet af dets tryk og dets volumen (produkt PV). Det vil sige:

Bortset fra meget simple systemer såsom ideelle gasser, kan absolut entalpi (H) ikke måles eksperimentelt eller let beregnes. Dette skyldes, at for relativt komplekse systemer er bestemmelsen af ​​den indre energi (U) uhyre kompleks at bestemme, da for mange variabler, der kommer fra interaktionerne mellem partiklerne, der udgør systemet, skal tages i betragtning.

Men som det vil ses i næste afsnit, kan entalpivariationen under forskellige processer måles eksperimentelt, hvilket gør det muligt at etablere relative entalpiværdier, hvor formationsentalpier spiller en væsentlig rolle.

Er det reaktionsvarme eller reaktionsentalpi?

På grund af den termodynamiske definition af entalpi (H=U+PV) kan det matematisk vises, at entalpiændringen (ΔH) af en proces udført ved konstant tryk er lig med den varme, der frigives eller absorberes af systemet under nævnte proces. behandle. Det vil sige generelt:

hvor Q _P repræsenterer varme ved konstant tryk. Det betyder, at selvom vi ikke kan måle H, kan vi måle ΔH, da varme kan måles. Noget lignende sker med det elektriske potentiale eller spænding, V, som vi ikke kan måle direkte med et voltmeter, men vi kan måle forskellen i spænding, ΔV. Dette åbner mulighed for at etablere en relativ entalpiskala, forudsat at vi finder eller definerer et referencesystem, som vi knytter værdien af ​​nul til.

I tilfælde af spænding er nul normalt jordspændingen. I tilfælde af entalpi består nul af de rene grundstoffer i deres standardtilstand eller mest stabile naturlige allotrope ved 25°C.

Pro-tip: Den korrekte måde at henvise til en process entalpi som en dannelsesreaktion bør være “enthalpiændring”, da det er en ΔH. Dette ville gøre det muligt at skelne det fra absolut entalpi eller H. Men da dannelsesreaktionen naturligvis er en ændringsproces fra en begyndelsestilstand til en endelig, siger ordet “variation” sig selv. Så når man taler om entalpien af ​​en proces, taler man om en værdi af ΔH, hvorimod, når man taler om entalpien af ​​et system som et rent stof i en bestemt tilstand, refererer man til en absolut entalpi (H ) .

Enheder for dannelsesvarme

Da entalpi er summen af ​​energi og PV-produktet, og derudover entalpiforskellen også repræsenterer varme ved konstant tryk, er dannelsesvarmeenhederne energienheder pr. mol ([Energy]/mol eller [Energy].mol ^-1 ). I de fleste tilfælde er enhederne kJ.mol ^-1 , men i nogle tilfælde anvendes også kcal.mol ^{-1 .}

Hvordan måles dannelsesvarmen?

Et kemisk stofs dannelsesvarme måles normalt ikke direkte, da det i langt de fleste tilfælde ikke er muligt at gennemføre dannelsesreaktionen. Kun en håndfuld dannelsesreaktioner kan udføres i laboratoriet, såsom dannelse af vand ved afbrænding af brintgas, eller dannelse af kuldioxid ved afbrænding af kulgrafit.

Det er dog ikke muligt at fremstille en kemisk forbindelse som benzen fra grafitkulstof og brint direkte. Løsningen på dette problem findes i Hess’ lov . Det man gør i stedet er, at man måler varmen fra en reaktion, som stoffet er involveret i, og det involverer også stoffer, hvis dannelsesentalpier vi kender. Et meget almindeligt eksempel er at bruge forbrændingsreaktioner, da entalpien for iltdannelse per definition er nul, og entalpien for vand og kuldioxid kan måles direkte, som vi lige har forklaret.

Eksempel:

Antag, at vi vil bestemme dannelsesvarmen for benzen (C ₆ H ₆ ). I dette tilfælde ville vi udføre forbrændingen af ​​benzen, hvis kemiske ligning er præsenteret nedenfor, og vi vil måle entalpien af ​​reaktionen:

Så ved hjælp af Hess’ lov og dannelsesvarmen af ​​CO ₂ og H ₂ O, viser dannelsesvarmen af ​​benzen sig at være:

Men hvordan måles entalpien af ​​reaktioner såsom forbrænding? Det gøres ved hjælp af en teknik kaldet kalorimetri.

kalorimetri

Reaktionsentalpier måles ved kalorimetri. Denne teknik består i at udføre en kemisk reaktion inde i et kalorimeter med kendt total varmekapacitet (C _Cal ), for derefter at måle ændringen i kalorimeterets temperatur på grund af den varme, der frigives eller absorberes af reaktionen (ΔT = T f _– T _i ). Denne temperaturændring bruges til at beregne mængden af ​​varme, der frigives eller absorberes af kalorimeteret (som er det negative af den varme, der absorberes eller frigives ved reaktionen) ved hjælp af følgende ligning:

Der er to hovedtyper af kalorimetre, dem der arbejder ved konstant tryk og dem der arbejder ved konstant volumen. I tilfælde af konstant trykkalorimetri måler varmen beregnet i henhold til den foregående ligning direkte reaktionsentalpien (Q _r = Δ _r H° = – Q _Cal , husk at entalpien for en proces ved konstant tryk er lig med varmen af nævnte proces). Denne teknik er dog ikke altid let at implementere.

Kalorimetre med konstant volumen er mere almindelige og nemmere at betjene. Følgende figur viser et skema over et typisk kalorimeter med konstant volumen, der angiver dets dele.

Varmen målt i konstant volumen kalorimetri repræsenterer ændringen i systemets indre energi på grund af reaktionen, ikke entalpien. Dette er dog relateret til reaktionens entalpi gennem følgende ligning:

Hvor Δ _r n _gas repræsenterer variationen i antallet af mol gasser mellem produkterne og reaktanterne af den involverede kemiske reaktion. Ud fra denne ligning opnås reaktionsentalpien som følger:

Hvad bruges dannelsesentalpien eller dannelsesvarmen til?

#1 Det bruges til at bestemme reaktionsentalpier.

Entalpi adlyder Hess’ lov, som er en måde at udtrykke det faktum, at entalpi er en tilstandsfunktion. Denne lov siger, at “når reaktanter omdannes til produkter under en kemisk reaktion, er entalpiændringen den samme, uanset om reaktionen udføres i et enkelt trin eller i flere trin. ” Med andre ord siger Hess’ lov, at entalpiændringen er uafhængig af vejen fra reaktanterne til produkterne.

En konsekvens af Hess’ lov er, at da vi kan skrive dannelsesreaktioner for enhver forbindelse, der eksisterer, og da vi kan manipulere dannelsesreaktioner efter behag, så længe ændringerne afspejles i entalpien af ​​de modificerede reaktioner, kan vi skrive entalpien for enhver kemisk reaktion i form af entalpierne for dannelse af de reaktanter og produkter, der er involveret i reaktionen. Generelt kan vi skrive det for en generisk reaktion som følgende:

reaktionsentalpien (Δ _r H°) er givet ved

Eller mere generelt:

Hvor ν _j og ν _i repræsenterer de støkiometriske koefficienter for henholdsvis hvert produkt og reaktant, og Δ _f H _j ° og Δ _f H _i ° repræsenterer dannelsesvarmen for hvert produkt og reaktant, henholdsvis.

#2 De repræsenterer værdien af ​​den relative entalpi af kemiske stoffer i deres standardtilstand.

Som vi nævnte tidligere repræsenterer de rene grundstoffer i deres standardtilstand eller mest stabile naturlige allotrope ved 25 °C referencepunktet for bestemmelsen af ​​den relative entalpiskala. Dette skyldes, givet definitionen af ​​dannelsesreaktioner, at entalpien for dannelse af rene grundstoffer i deres mest stabile naturlige tilstand skal være nul, da deres dannelsesreaktion ville have den samme reaktant og det samme produkt (det ville være en nulreaktion).

Da denne dannelsesreaktion faktisk ikke involverer nogen tilstandsændring, så skal entalpien for denne reaktion, som er lig med den endelige entalpi minus den indledende entalpi, være nul, fordi begge tilstande er ens.

For eksempel er reaktionen for dannelsen af ​​oxygengas ved 25°C givet ved:

Derefter ville entalpien for denne reaktion, som skal være lig med entalpien for iltdannelse, blive givet ved:

Dette giver os mulighed for at måle reaktionens entalpier, som vi så før.

_{Efter et lignende ræsonnement kan vi også definere grundstoffernes absolutte entalpi i deres mest stabile naturlige tilstand som nul, og derved bliver} dannelsesentalpierne af de forskellige stoffer (Δ f H X °) relative entalpier af _stofferne under standardbetingelser (H _X °).

For eksempel i tilfælde af dannelsen af ​​vand præsenteret ovenfor:

Hvis vi definerer entalpierne af brint og oxygen til at være nul, får vi, at entalpien for dannelse af vand er lig med standardentalpien for vand på denne relative skala:

Denne entalpi er meget vigtig, da vi gennem beregning eller måling af entalpivariationer kan omdanne disse relative entalpier, der er under standardbetingelser, til relative entalpier under et hvilket som helst andet sæt forhold (ved andre temperaturer eller andre tryk, for eksempel). Dette er især nyttigt til at studere energiudvekslinger af kemiske reaktioner og faseændringer under ikke-standardforhold, så det er almindeligt at opnå entalpitabeller for almindeligt anvendte stoffer såsom vand og andre opløsningsmidler, brændstofstoffer og andre kemiske stoffer ved forskellige temperaturer. og tryk, alt sammen beregnet ud fra dannelsesentalpierne.

Referencer

Atkins, P., & dePaula, J. (2010). Atkins. Fysisk kemi (8. ^udg .). Panamerican Medical Editorial.

Byjus. (2021, 22. marts). Måling af entalpiændring . https://byjus.com/chemistry/measurement-of-enthalpy-and-internal-energy-change/

Chang, R. (2012). Kemi (11. ^udgave ). McGraw-Hill uddannelse.

Redaktører af Encyclopaedia Britannica. (2020, 9. april). Entalpi | Definition, ligning og enheder . Encyclopedia Britannica. https://www.britannica.com/science/enthalpy

Planas, O. (2019, 25. september). Hvad er entalpi? Solenergi. https://solar-energia.net/termodinamica/propiedades-termodinamicas/entalpia

Nationale Teknologiske Universitet. (nd). ENTALPI KOMPOSITIONSDIAGRAMMER . https://www.frro.utn.edu.ar/repositorio/catedras/quimica/3_anio/integracion3/diagramas_de_entalpia_composicion.pdf