A képződéshő definíciója

A képződéshő, más néven képződésentalpia vagy standard képződésentalpia, az a hőmennyiség, amely ahhoz a folyamathoz kapcsolódik, amely során 1 mól kémiai anyag keletkezik az alkotóelemeiből, amikor azok standard állapotukban vannak, azaz legstabilabb természetes formája 25 °C-on. Ebben az értelemben a képződéshő egy 25 °C-on lezajlott kémiai reakció termékei és reagensei közötti entalpiakülönbséget jelenti, amelyben az egyetlen termék 1 mól a kérdéses anyagból, míg a reaktáns vagy reagensek azok az elemek, amelyek az anyagot az említett hőmérsékleten a legstabilabb természetes állapotában állítjuk elő.

_{A képződés entalpiáját a Δ f} H° _X szimbólum jelöli , ahol f azt jelzi, hogy az X anyag képződési entalpiája (X a keletkező anyag kémiai képletének vagy nevének felel meg), a ° szimbólum pedig A standard reakciókörülmények reprezentálására szolgál, ebben az esetben T = 25 °C vagy 298,15 K.

_{Például a víz képződési hőjét Δ f} H° _H2O- val ábrázoljuk, és ez a következő, 25 °C-on végrehajtott reakció entalpiakülönbségének felel meg:

Jó gyakorlat megjegyzés: A múltban általános volt, hogy a formáció f-jét a H alsó indexeként helyezték el, amikor entalpiát vagy képződéshőt (azaz ΔH _f ° _X ) jelentett. Ez azonban fogalmilag tévedés, mivel az entalpia (H) az anyag tulajdonsága, nem pedig az anyag képződésének folyamata, ezért nem szabad f betűt viselnie. Másrészt a Δ (delta) szimbólum, amely a vég- és a kezdeti állapot közötti különbséget jelenti, a kialakulási folyamathoz kapcsolódik, ezért jelenleg az f alsó indexeként van elhelyezve.

képződési reakciók

A fenti egy példa a képződési reakcióra (a víz képződési reakciójára). A képződési reakció felismeréséhez figyelembe kell venni a következő fontos részleteket:

• Csak egy termék legyen (ebben az esetben H ₂ O).
• A szorzat sztöchiometrikus együtthatójának 1-nek kell lennie.
• A reaktánsoknak elemi anyagoknak kell lenniük (ebben az esetben hidrogénnek és oxigénnek), nem pedig vegyületeknek.
• Az egyes reagensek allotrópjának meg kell felelnie a standard körülmények között legstabilabb allotrópnak (a hidrogén elem esetében molekuláris hidrogéngáz, oxigén esetében molekuláris oxigéngáz).

Normál állapotban lévő elemek

Néhány példa a szabványos körülmények között legstabilabb természetes állapotukban lévő elemekre:

Mi az entalpia?

Az entalpia egy olyan állapotfüggvény, amely olyan rendszert jellemez, mint például egy kémiai vegyület, egy dugattyú belsejében lévő nyomás alatti gáz, vagy akár egy csillag körül keringő bolygó. Ezt a tulajdonságot a H szimbólum jelöli (amely az angol hő szóból származik, hő ), és termodinamikai szempontból egy rendszer belső energiájának (U) és nyomásának szorzataként definiálható. és mennyisége (termék PV). Vagyis:

Az olyan nagyon egyszerű rendszerek kivételével, mint az ideális gázok, az abszolút entalpia (H) nem mérhető kísérleti úton vagy egyszerűen kiszámítható. Ennek az az oka, hogy viszonylag összetett rendszerek esetén a belső energia (U) meghatározása rendkívül bonyolult, mivel túl sok olyan változót kell figyelembe venni, amely a rendszert alkotó részecskék közötti kölcsönhatásokból származik.

Azonban, mint a következő részben látni fogjuk, a különböző folyamatok során tapasztalható entalpiaváltozások kísérletileg mérhetők, ami lehetővé teszi relatív entalpia értékek megállapítását, amelyekben a képződési entalpiák lényeges szerepet játszanak.

Ez a reakcióhő vagy a reakcióentalpia?

Az entalpia termodinamikai definíciója miatt (H=U+PV) matematikailag kimutatható, hogy egy állandó nyomáson végrehajtott folyamat entalpiaváltozása (ΔH) megegyezik a folyamat során a rendszer által felszabaduló vagy elnyelt hővel. folyamat. Vagyis általánosságban:

ahol Q _P állandó nyomású hőt jelent. Ez azt jelenti, hogy bár H-t nem tudunk mérni, ΔH-t mérhetünk, mivel a hő mérhető. Valami hasonló történik a V elektromos potenciállal vagy feszültséggel, amelyet voltmérővel nem tudunk közvetlenül mérni, de a feszültségkülönbséget, ΔV meg tudjuk mérni. Ezzel lehetőség nyílik egy relatív entalpia skála felállítására, amennyiben találunk vagy definiálunk egy referenciarendszert, amelyhez a nulla értékét társítjuk.

Feszültség esetén a nulla általában a földfeszültség. Az entalpia esetében a nulla a tiszta elemek standard állapotában vagy a legstabilabb természetes allotróp 25 °C-on.

Profi tipp: A folyamat entalpiájának képződési reakcióként való utalásának helyes módja az „entalpiaváltozás”, mivel ez egy ΔH. Ez lehetővé tenné, hogy megkülönböztessük az abszolút entalpiától vagy H-tól. Mivel azonban a képződési reakció nyilvánvalóan egy kezdeti állapotból a végső állapotba való átalakulás folyamata, a „variáció” szó magától értetődik. Tehát amikor valaki egy folyamat entalpiájáról beszél, akkor ΔH értékről beszélünk, míg amikor egy rendszer, mint egy adott állapotú tiszta anyag entalpiájáról beszélünk, abszolút entalpiára (H ) beszélünk. .

A képződéshő mértékegységei

Mivel az entalpia az energia és a fotovoltaikus szorzat összege, ráadásul az entalpiakülönbség is állandó nyomáson lévő hőt jelent, a képződéshő mértékegységei a molenkénti energia egységei ([Energia]/mol vagy [Energia ].mol). ^-1 ). A legtöbb esetben a mértékegységek kJ.mol ^-1 , de néhány esetben kcal.mol ^-1 is használatos.

Hogyan mérik a képződéshőt?

Egy kémiai anyag képződéshőjét általában nem mérik közvetlenül, mivel az esetek túlnyomó többségében nem lehet a képződési reakciót végrehajtani. Laboratóriumban csak néhány képződési reakció hajtható végre, például vízképzés hidrogéngáz elégetésével , vagy szén-dioxid képződés széngrafit elégetésével.

Grafitszénből és hidrogénből azonban nem lehet közvetlenül előállítani olyan kémiai vegyületet, mint a benzol. A probléma megoldása a Hess-törvényben található . Ehelyett megmérik annak a reakciónak a hőjét, amelyben az anyag részt vesz, és olyan anyagokra is, amelyek képződési entalpiáját ismerjük. Nagyon gyakori példa az égési reakciók alkalmazása, mivel az oxigénképződés entalpiája definíció szerint nulla, a víz és a szén-dioxid entalpiája pedig közvetlenül mérhető, amint azt az imént kifejtettük.

Példa:

_{Tegyük fel, hogy meg akarjuk határozni a benzol (C 6} H ₆ ) képződéshőjét . Ebben az esetben a benzol elégetését végezzük el, amelynek kémiai egyenlete az alábbiakban látható, és megmérjük a reakció entalpiáját:

_{Ezután a Hess-törvény, valamint a CO 2} és H ₂ O képződéshői alapján a benzol képződési hője a következő:

De hogyan mérhető az olyan reakciók entalpiája, mint az égés? Ezt a kalorimetriának nevezett technikával végzik.

kalorimetria

A reakcióentalpiákat kalorimetriával mérjük. Ez a technika abból áll, hogy egy ismert teljes hőkapacitású (C _{Cal )} kaloriméteren belül kémiai reakciót hajtanak végre , hogy megmérjék a kaloriméter hőmérsékletének változását a reakció során felszabaduló vagy elnyelt hő miatt (ΔT = T f – _T ) . _i ). Ezzel a hőmérséklet-változással számítjuk ki a kaloriméter által felszabaduló vagy elnyelt hőmennyiséget (ami a reakció által elnyelt vagy felszabaduló hő negatív értéke) a következő egyenlet segítségével:

A kalorimétereknek két fő típusa van, amelyek állandó nyomáson és állandó térfogaton működnek. Állandó nyomású kalorimetria esetén az előző egyenlet szerint számított hő közvetlenül méri a reakció entalpiáját (Q _r = Δ _r H° = – Q _Cal , ne feledjük, hogy az állandó nyomású folyamat entalpiája egyenlő a hővel az említett folyamatról). Ezt a technikát azonban nem mindig könnyű megvalósítani.

Az állandó térfogatú kaloriméterek elterjedtebbek és könnyebben kezelhetők. A következő ábra egy tipikus állandó térfogatú kaloriméter vázlatos rajzát mutatja, amelyen a részei láthatók.

Az állandó térfogatú kalorimetriával mért hő a rendszer belső energiájának a reakció miatti változását jelenti, nem az entalpiát. Ez azonban a reakció entalpiájához kapcsolódik a következő egyenlet révén:

Ahol Δ _r n _gáz a gázmolok számának változását jelenti az érintett kémiai reakció termékei és reaktánsai között. Ebből az egyenletből a reakció entalpiája a következőképpen adódik:

Mire használják a képződésentalpiát vagy a képződéshőt?

#1 A reakcióentalpiák meghatározására szolgál.

Az entalpia engedelmeskedik a Hess-törvénynek, amely egy módja annak, hogy kifejezze azt a tényt, hogy az entalpia állapotfüggvény. Ez a törvény kimondja, hogy „amikor a reagensek termékké alakulnak egy kémiai reakció során, az entalpia változása ugyanaz, függetlenül attól, hogy a reakció egyetlen vagy több lépésben megy végbe. Más szóval, a Hess-törvény kimondja, hogy az entalpia változása független attól az úttól, amelyen a reaktánsoktól a termékekig eljutunk.

A Hess-törvény egyik következménye, hogy mivel bármely létező vegyületre írhatunk képződési reakciókat, és mivel tetszés szerint manipulálhatjuk a képződési reakciókat, mindaddig, amíg a változások tükröződnek a módosított reakciók entalpiájában, felírhatjuk a reakciók entalpiáját. bármely kémiai reakció a reakcióban részt vevő reaktánsok és termékek képződési entalpiája szempontjából. Általánosságban elmondhatjuk, hogy az alábbi általános reakciókhoz:

a reakció entalpiáját (Δ _r H°) adjuk meg

Vagy általánosabban:

Ahol ν _j és ν _i jelenti az egyes termékek és reagensek sztöchiometrikus együtthatóit, Δ _f H _j ° és Δ _f H _i ° pedig az egyes termékek és reagensek képződési hőjét.

#2 Ezek a kémiai anyagok relatív entalpiájának értékét jelentik standard állapotukban.

Mint korábban említettük, a tiszta elemek standard állapotukban vagy a legstabilabb természetes allotróp 25 °C-on jelentik a referenciapontot a relatív entalpia skála meghatározásához. Ennek az az oka, hogy a képződési reakciók definíciójában a tiszta elemek képződési entalpiája a legstabilabb természetes állapotukban nulla kell, hogy legyen, mivel a keletkezési reakciójukban ugyanaz a reagens és ugyanaz a termék (ez nullreakció lenne).

Mivel ez a képződési reakció valójában nem jár halmazállapot-változással, ezért ennek a reakciónak az entalpiájának, amely egyenlő a végső entalpiával mínusz a kezdeti entalpia, nullának kell lennie, mert mindkét állapot egyenlő.

Például az oxigéngáz képződésének reakcióját 25 °C-on a következő képlet adja meg:

Ekkor ennek a reakciónak az entalpiáját, amelynek meg kell egyeznie az oxigénképződés entalpiájával, a következő képlet adja meg:

Ez lehetővé teszi a reakció entalpiájának mérését, ahogy azt korábban láttuk.

Hasonló érvelést követve a legstabilabb természetes állapotukban lévő elemek abszolút entalpiáját nullának is meghatározhatjuk, és ezáltal a különböző anyagok képződési entalpiái (Δ f H X °) az alatta lévő anyagok relatív entalpiáivá _{válnak .} standard körülmények (H _X °).

Például a fent bemutatott vízképződés esetére:

Ha a hidrogén és az oxigén entalpiáját nullának definiáljuk, akkor azt kapjuk, hogy a víz képződési entalpiája megegyezik a víz standard entalpiájával ezen a relatív skálán:

Ez az entalpia nagyon fontos, mivel az entalpiaváltozások kiszámításával vagy mérésével ezeket a standard körülmények között fennálló relatív entalpiákat bármilyen más körülmények között (például más hőmérsékleten vagy más nyomáson) relatív entalpiákká alakíthatjuk. Ez különösen hasznos a kémiai reakciók és fázisváltozások energiacseréjének tanulmányozásához nem szabványos körülmények között, ezért gyakran készítenek entalpiatáblázatokat az általánosan használt anyagokra, például vízre és más oldószerekre, üzemanyagokra és más vegyi anyagokra. és nyomások, mindezt a képződés entalpiáiból számítjuk ki.

Hivatkozások

Atkins, P. és dePaula, J. (2010). Atkins. Fizikai kémia (8. ^kiadás ). Panamerican Medical Editorial.

Byjus. (2021, március 22.). Entalpiaváltozás mérése . https://byjus.com/chemistry/measurement-of-enthalpy-and-internal-energy-change/

Chang, R. (2012). Kémia (11. ^kiadás ). McGraw-Hill oktatás.

Az Encyclopaedia Britannica szerkesztői. (2020. április 9.). Entalpia | Definíció, egyenlet és mértékegységek . Encyclopedia Britannica. https://www.britannica.com/science/enthalpy

Planas, O. (2019, szeptember 25.). Mi az entalpia? Napenergia. https://solar-energia.net/termodinamica/propiedades-termodinamicas/entalpia

Nemzeti Műszaki Egyetem. (nd). ENTALPIAI ÖSSZETÉTEL DIAGRAMOK . https://www.frro.utn.edu.ar/repositorio/catedras/quimica/3_anio/integracion3/diagramas_de_entalpia_composicion.pdf