Definisjon av formasjonsvarme

Formasjonsvarmen, også kalt formasjonsentalpi eller standard formasjonsentalpi, er mengden varme assosiert med prosessen med å danne 1 mol av et kjemisk stoff fra dets bestanddeler når de er i standardtilstanden, dvs. den mest stabile naturlige formen ved 25 °C. I denne forstand representerer dannelsesvarmen entalpiforskjellen mellom produktene og reaktantene i en kjemisk reaksjon utført ved 25 °C der det eneste produktet er 1 mol av stoffet av interesse, mens reaktanten eller reaktantene er elementene som utgjør nevnte substans i sin mest stabile naturlige tilstand ved nevnte temperatur.

Dannelsesentalpien er representert med symbolet Δ _f H° _X , hvor f indikerer at det er en dannelsesentalpi av stoffet X (X tilsvarer den kjemiske formelen eller navnet på stoffet som dannes) og symbolet ° er brukes til å representere standard reaksjonsbetingelser, i dette tilfellet T = 25 °C eller 298,15 K.

For eksempel er dannelsesvarmen av vann representert som Δ _f H ° _H2O og tilsvarer entalpiforskjellen til følgende reaksjon utført ved 25 °C:

Merknad om god praksis: Tidligere var det vanlig å plassere f for formasjon som en subskript av H når det representerte entalpi eller formasjonsvarme (dvs. ΔH _f ° _X ). Imidlertid er dette konseptuelt en feil, siden entalpi (H) er en egenskap ved stoffet, ikke av prosessen med dannelse av stoffet, så det bør ikke bære bokstaven f. På den annen side er symbolet Δ (delta) som representerer en forskjell mellom slutt- og starttilstanden, relatert til dannelsesprosessen, og det er derfor f-en for øyeblikket er plassert som et abonnent på den.

formasjonsreaksjoner

Ovenstående er et eksempel på en formasjonsreaksjon (dannelsesreaksjonen av vann). De viktige detaljene å ta hensyn til for å gjenkjenne en formasjonsreaksjon er:

• Det skal bare være ett produkt (i dette tilfellet H ₂ O).
• Den støkiometriske koeffisienten til produktet må være 1.
• Reaktantene må alle være elementære stoffer (i dette tilfellet hydrogen og oksygen), ikke forbindelser.
• Allotropen til hver tilstedeværende reaktant må tilsvare den mest stabile allotropen under standardbetingelser (når det gjelder grunnstoffet hydrogen, er det molekylær hydrogengass, og når det gjelder oksygen, er det molekylær oksygengass).

Varer i standard tilstand

Noen eksempler på elementer i deres respektive mest stabile naturlige tilstander under standardforhold er:

Hva er entalpi?

Entalpi er en tilstandsfunksjon som karakteriserer et system som en kjemisk forbindelse, en trykkgass inne i et stempel, eller til og med en planet som går i bane rundt en stjerne. Denne egenskapen er representert av symbolet H (som kommer fra ordet varme på engelsk, heat ) og er fra et termodynamisk synspunkt definert som summen av den indre energien til et system (U) og produktet av dets trykk og dets volum (produkt PV). Det er å si:

Med unntak av svært enkle systemer som ideelle gasser, kan absolutt entalpi (H) ikke måles eksperimentelt eller enkelt beregnes. Dette er fordi, for relativt komplekse systemer, er bestemmelsen av den indre energien (U) uhyre kompleks å bestemme, siden for mange variabler som kommer fra interaksjonene mellom partiklene som utgjør systemet, må vurderes.

Som det vil ses i neste avsnitt, kan imidlertid entalpivariasjonen under forskjellige prosesser måles eksperimentelt, noe som gjør det mulig å etablere relative entalpiverdier, der formasjonsentalpier spiller en viktig rolle.

Er det reaksjonsvarme eller reaksjonsentalpi?

På grunn av den termodynamiske definisjonen av entalpi (H=U+PV), kan det vises matematisk at entalpiendringen (ΔH) av en prosess utført ved konstant trykk er lik varmen som frigjøres eller absorberes av systemet under nevnte prosess. prosess. Det vil si generelt:

hvor Q _P representerer varme ved konstant trykk. Dette betyr at selv om vi ikke kan måle H, kan vi måle ΔH, siden varme kan måles. Noe lignende skjer med det elektriske potensialet eller spenningen, V, som vi ikke kan måle direkte med et voltmeter, men vi kan måle forskjellen i spenning, ΔV. Dette åpner muligheten for å etablere en relativ entalpiskala, forutsatt at vi finner eller definerer et referansesystem som vi assosierer verdien av null til.

Når det gjelder spenning, er null vanligvis jordspenningen. Når det gjelder entalpi, består null av de rene elementene i deres standardtilstand eller mest stabile naturlige allotrope ved 25°C.

Proff-tips: Den riktige måten å referere til entalpien til en prosess som en formasjonsreaksjon bør være «entalpiforandring» siden det er en ΔH. Dette vil gjøre det mulig å skille den fra absolutt entalpi eller H. Men siden formasjonsreaksjonen åpenbart er en endringsprosess fra en begynnelsestilstand til en endelig, sier ordet «variasjon» seg selv. Så hver gang man snakker om entalpien til en prosess, snakker man om en verdi av ΔH, mens når man snakker om entalpien til et system som et rent stoff i en bestemt tilstand, refererer man til en absolutt entalpi (H ) .

Enheter for formasjonsvarme

Siden entalpi er en sum av energi og PV-produktet, og i tillegg entalpiforskjellen også representerer varme ved konstant trykk, er enhetene for formasjonsvarme enheter av energi per mol ([Energy]/mol eller [Energy ].mol ^-1 ). I de fleste tilfeller er enhetene kJ.mol ^-1 , men i noen tilfeller brukes også kcal.mol ^{-1 .}

Hvordan måles formasjonsvarmen?

Dannelsesvarmen til et kjemisk stoff måles vanligvis ikke direkte siden det i de aller fleste tilfeller ikke er mulig å gjennomføre dannelsesreaksjonen. Bare en håndfull formasjonsreaksjoner kan utføres i laboratoriet, for eksempel dannelse av vann ved forbrenning av hydrogengass, eller dannelse av karbondioksid ved forbrenning av karbongrafitt.

Det er imidlertid ikke mulig å produsere en kjemisk forbindelse som benzen fra grafittkarbon og hydrogen direkte. Løsningen på dette problemet finnes i Hess’s lov . Det som gjøres i stedet er at varmen fra en reaksjon der stoffet er involvert måles, og som også involverer stoffer hvis dannelsesentalpier vi kjenner til. Et veldig vanlig eksempel er å bruke forbrenningsreaksjoner, siden entalpien for oksygendannelse per definisjon er null, og de for vann og karbondioksid kan måles direkte, som vi nettopp har forklart.

Eksempel:

Anta at vi ønsker å bestemme dannelsesvarmen til benzen (C ₆ H ₆ ). I dette tilfellet vil vi utføre forbrenningen av benzen hvis kjemiske ligning er presentert nedenfor, og vi vil måle entalpien til reaksjonen:

Så, ved å bruke Hess’ lov, og dannelsesvarmene av CO ₂ og H ₂ O, viser dannelsesvarmen av benzen seg å være:

Men hvordan måles entalpien til reaksjoner som forbrenning? Det gjøres ved hjelp av en teknikk som kalles kalorimetri.

kalorimetri

Reaksjonsentalpier måles ved kalorimetri. Denne teknikken består i å utføre en kjemisk reaksjon inne i et kalorimeter med kjent total varmekapasitet (C _Cal ), for deretter å måle endringen i temperaturen til kalorimeteret på grunn av varmen som frigjøres eller absorberes av reaksjonen (ΔT = T f _– T _i ). Denne temperaturendringen brukes til å beregne mengden varme som frigjøres eller absorberes av kalorimeteret (som er det negative av varmen som absorberes eller frigjøres av reaksjonen) ved å bruke følgende ligning:

Det er to hovedtyper av kalorimetre, de som opererer ved konstant trykk og de som opererer med konstant volum. Ved konstanttrykkkalorimetri måler varmen beregnet i henhold til forrige ligning direkte reaksjonsentalpien (Q _r = Δ _r H° = – Q _Cal , husk at entalpien til en prosess ved konstant trykk er lik varmen av nevnte prosess). Imidlertid er denne teknikken ikke alltid lett å implementere.

Konstant volumkalorimetre er mer vanlig og enklere å betjene. Den følgende figuren viser et skjema over et typisk konstantvolumkalorimeter som indikerer delene.

Varmen målt i konstant volumkalorimetri representerer endringen i systemets indre energi på grunn av reaksjonen, ikke entalpien. Imidlertid er dette relatert til entalpien til reaksjonen gjennom følgende ligning:

Hvor Δ _r n _gass representerer variasjonen i antall mol gasser mellom produktene og reaktantene av den involverte kjemiske reaksjonen. Fra denne ligningen oppnås reaksjonsentalpien som følger:

Hva brukes formasjonsentalpien eller formasjonsvarmen til?

#1 Den brukes til å bestemme reaksjonsentalpier.

Entalpi følger Hess’ lov, som er en måte å uttrykke det faktum at entalpi er en tilstandsfunksjon. Denne loven sier at «når reaktanter omdannes til produkter under en kjemisk reaksjon, er entalpiendringen den samme uavhengig av om reaksjonen utføres i et enkelt trinn eller i flere trinn. ” Med andre ord, Hess lov sier at entalpiendringen er uavhengig av veien fra reaktantene til produktene.

En konsekvens av Hess’ lov er at siden vi kan skrive formasjonsreaksjoner for enhver forbindelse som eksisterer, og siden vi kan manipulere formasjonsreaksjoner etter eget ønske, så lenge endringene reflekteres i entalpien til reaksjonene som er modifisert, kan vi skrive entalpien til enhver kjemisk reaksjon når det gjelder entalpiene for dannelsen av reaktantene og produktene som er involvert i reaksjonen. Generelt kan vi skrive det for en generisk reaksjon som følgende:

reaksjonsentalpien (Δ _r H°) er gitt av

Eller mer generelt:

Hvor ν _j og ν _i representerer de støkiometriske koeffisientene til henholdsvis hvert produkt og reaktant, og Δ _f H _j ° og Δ _f H _i ° representerer dannelsesvarmene til henholdsvis hvert produkt og reaktant.

#2 De representerer verdien av den relative entalpien til kjemiske stoffer i deres standardtilstand.

Som vi nevnte tidligere, representerer de rene elementene i deres standardtilstand eller mest stabile naturlige allotrope ved 25 ° C referansepunktet for bestemmelse av den relative entalpiskalaen. Dette er fordi, gitt definisjonen av formasjonsreaksjoner, må entalpien for dannelse av rene elementer i deres mest stabile naturlige tilstand være null, siden deres formasjonsreaksjon ville ha samme reaktant og samme produkt (det ville være en nullreaksjon).

Siden denne formasjonsreaksjonen faktisk ikke involverer noen tilstandsendring, må entalpien til denne reaksjonen, som er lik den endelige entalpien minus den innledende entalpien, være null, fordi begge tilstander er like.

For eksempel er reaksjonen for dannelse av oksygengass ved 25 °C gitt av:

Deretter vil entalpien til denne reaksjonen, som må være lik entalpien for oksygendannelse, gis av:

Dette lar oss måle reaksjonsentalpiene slik vi så før.

_{Etter et lignende resonnement kan vi også definere den absolutte entalpien til elementene i deres mest stabile naturlige tilstand som null, og ved å gjøre det blir} dannelsesentalpiene til de forskjellige stoffene (Δ f H X °) relative entalpier for _stoffene under standardbetingelser (H _X °).

For eksempel, for dannelsen av vann presentert ovenfor:

Hvis vi definerer entalpiene for hydrogen og oksygen til null, får vi at entalpien for dannelse av vann er lik standardentalpien til vann på denne relative skalaen:

Denne entalpien er veldig viktig siden vi, gjennom beregning eller måling av entalpivariasjoner, kan transformere disse relative entalpiene som er under standardforhold, til relative entalpier under et hvilket som helst annet sett med forhold (ved andre temperaturer eller andre trykk, for eksempel). Dette er spesielt nyttig for å studere energiutvekslinger av kjemiske reaksjoner og faseendringer under ikke-standardiserte forhold, så det er vanlig å få entalpitabeller for vanlige stoffer som vann og andre løsemidler, brenselstoffer og andre kjemiske stoffer ved forskjellige temperaturer. og trykk, alt beregnet fra formasjonsentalpiene.

Referanser

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

Byjus. (2021, 22. mars). Måling av entalpi endring . https://byjus.com/chemistry/measurement-of-enthalpy-and-internal-energy-change/

Chang, R. (2012). Kjemi (11. ^utgave ). McGraw-Hill utdanning.

Redaktører av Encyclopaedia Britannica. (2020, 9. april). Entalpi | Definisjon, ligning og enheter . Encyclopedia Britannica. https://www.britannica.com/science/enthalpy

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

Nasjonalt teknologisk universitet. (nd). ENTALPI SAMMENSETNINGSDIAGRAMMER . https://www.frro.utn.edu.ar/repositorio/catedras/quimica/3_anio/integracion3/diagramas_de_entalpia_composicion.pdf