Minden kémiai reakció során hőt lehet kapni a környezetből, vagy kibocsátani a környezetbe. A hőcserét a kémiai reakció és környezete között a reakció entalpiájának, vagy H. -nak nevezzük. H idővel (úgy van írva H). H -val a tudós meg tudja határozni, hogy egy reakció hőt bocsát ki (vagy "exoterm"), vagy hőt kap (vagy "endoterm"). Általánosságban, H = m x s x T., ahol m a reagensek tömege, s a termékek fajhője, T pedig a reakcióban bekövetkező hőmérsékletváltozás.
Lépés
1. módszer a 3 -ból: Entalpia -problémák megoldása
1. lépés. Határozza meg termékeinek és reagenseinek reakcióját
Minden kémiai reakció két kémiai kategóriát foglal magában - termékeket és reagenseket. A termékek kémiai anyagok, amelyek reakciókból származnak, míg a reaktánsok olyan vegyi anyagok, amelyek egyesülnek vagy szétválnak, hogy termékeket állítsanak elő. Más szavakkal, a reakció reagensei olyanok, mint egy étel receptjének összetevői, míg a termékek a kész étel. A reakció H -értékének megállapításához először azonosítsa a termékeket és a reagenseket.
Tegyük fel például, hogy megtaláljuk a reakció entalpiáját a víz hidrogénből és oxigénből történő képződéséhez: 2H2 (Hidrogén) + O2 (Oxigén) → 2H2O (víz). Ebben az egyenletben, H2 és O2 a reaktáns és H2O egy termék.
2. lépés. Határozza meg a reagensek össztömegét
Ezután keresse meg a reagensek tömegét. Ha nem ismeri a tömegét, és nem tudja tudományos mérlegben mérni, akkor a moláris tömegével megkeresheti a tényleges tömegét. A moláris tömeg olyan állandó, amely megtalálható a rendszeres periódusos rendszerben (egyes elemek esetén) és más kémiai forrásokban (molekulák és vegyületek esetében). Csak szorozza meg az egyes reagensek moláris tömegét a mólok számával, hogy megtalálja a reagensek tömegét.
-
A vízi példában reaktánsaink hidrogén- és oxigéngázok, amelyek moláris tömege 2 g és 32 g. Mivel 2 mól hidrogént használunk (H 2 -es együttható alapján ítélve2) és 1 mól oxigént (az O együtthatóinak hiányából ítélve2), a reagensek össztömegét a következőképpen számíthatjuk ki:
2 × (2g) + 1 × (32g) = 4g + 32g = 36 g
3. lépés Keresse meg a termék fajlagos hőjét
Ezután keresse meg az elemzett termék fajhőjét. Minden elemnek vagy molekulának meghatározott fajlagos hője van: ez az érték állandó, és általában megtalálható a kémia tanulási forrásaiban (például a kémia tankönyv hátulján lévő táblázatban). A fajlagos hő kiszámítására különböző módszerek léteznek, de az általunk használt képlethez a Joule/gramm ° C mértékegységet használjuk.
- Ne feledje, hogy ha az egyenlete több termékből áll, ki kell számítania az egyes termékek előállításához használt elemek reakcióinak entalpiáját, majd összeadva meg kell találnia a reakció teljes entalpiáját.
- Példánkban a végtermék a víz, amelynek fajlagos hője kb. 4,2 joule/gramm ° C.
4. lépés. Keresse meg a hőmérséklet különbségét a reakció bekövetkezése után
Ezután megtaláljuk a T -t, a hőmérséklet változását a reakció előtt és után. A számításhoz vonjuk ki a reakció kezdeti hőmérsékletét (vagy T1) a reakció utáni végső hőmérsékletből (vagy T2). A legtöbb kémiai munkához hasonlóan a Kelvin (K) hőmérsékletet használják (bár Celsius (C) ugyanazt az eredményt adja).
-
Példánkban tegyük fel, hogy a reakció kezdeti hőmérséklete 185 K, de a reakció befejeződésekor 95 K -ra hűl. Ebben a feladatban a T -t a következőképpen kell kiszámítani:
T = T2 - T1 = 95K - 185K = - 90 ezer
5. lépés: A megoldáshoz használja a H = m x s x T képletet
Ha van m, a reagensek tömege, s, a termékek fajlagos hője és T, a reakció hőmérsékletének változása, akkor készen áll a reakció entalpiájának megtalálására. Dugja be értékeit a H = m x s x T képletbe, és szorozza meg a megoldáshoz. A válasz energiaegységekben van írva, nevezetesen Joules (J).
-
Példaproblémánkban a reakció entalpiája a következő:
H = (36g) × (4,2 JK-1 g-1) × (-90K) = - 13 608 J.
6. lépés Határozza meg, hogy a reakció energiát kap vagy veszít
A különböző reakciók H számításának egyik leggyakoribb oka annak meghatározása, hogy a reakció exoterm (energiát veszít és hőt bocsát ki) vagy endoterm (energiát nyer és hőt vesz fel). Ha a H -ra adott végleges válasz jele pozitív, akkor a reakció endoterm. Eközben, ha a jel negatív, a reakció exoterm. Minél nagyobb ez a szám, annál nagyobb az exo- vagy endoterm reakció. Legyen óvatos az erős exoterm reakciókkal - néha nagy mennyiségű energiát szabadít fel, ami nagyon gyorsan felszabadulva robbanást okozhat.
Példánkban a végső válasz -13608J. Mivel a jel negatív, tudjuk, hogy a reakciónk az hőtermelő. Ennek van értelme - H2 és O.2 gáz, míg H2O, a termék folyadék. A forró gáznak (gőz formájában) energiát kell kibocsátania a környezetbe hő formájában, hogy lehűtse folyadék képződése érdekében, azaz a H2O exoterm.
2. módszer a 3 -ból: Az entalpia méretének becslése
1. lépés. Használja a kötési energiákat az entalpia becsléséhez
Szinte minden kémiai reakció magában foglalja az atomok közötti kötések kialakulását vagy megszakítását. Mivel a kémiai reakciók során az energiát nem lehet elpusztítani vagy létrehozni, ha ismerjük a reakcióban a kötések kialakításához vagy megszakításához szükséges energiamennyiséget, akkor nagy pontossággal megbecsülhetjük a teljes reakció entalpiaváltozását, ha összeadjuk ezeket a kötéseket energiák.
-
Például a reakcióban H -t használunk2 + F2 → 2HF. Ebben az egyenletben a H. molekula H atomjainak lebontásához szükséges energia2 436 kJ/mol, míg az F -hez szükséges energia2 158 kJ/mol. Végül a HF -ből és F -ből HF képződéséhez szükséges energia = -568 kJ/mol. Szorozzuk 2 -vel, mert az egyenlet szorzata 2 HF, tehát ez 2 × -568 = -1136 kJ/mol. Ha mindezt összeadjuk, akkor a következőket kapjuk:
436 + 158 + -1136 = - 542 kJ/mol.
2. lépés. Az entalpia becsléséhez használja a képződés entalpiáját
A képződési entalpia a H értékek halmaza, amely a kémiai anyagot előállító reakció entalpiaváltozását jelenti. Ha ismeri a képződés entalpiáját, amely az egyenletben szereplő termékek és reagensek előállításához szükséges, összeadhatja őket az entalpia becsléséhez, mint a fent leírt kötési energiák.
-
Például az egyenlet a C -t használta2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O. Ebben az egyenletben tudjuk, hogy a következő reakció képződési entalpiája:
C2H5OH → 2C + 3H2 +0,5O2 = 228 kJ/mol
2C + 2O2 → 2CO2 = -394 × 2 = -788 kJ/mol
3H2 +1,5 O2 → 3H2O = -286 × 3 = -858 kJ/mol
Mivel ezeket az egyenleteket összegezve megkaphatjuk a C -t2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2Ó, a reakcióból, amellyel megpróbáljuk megtalálni az entalpiát, csak össze kell adnunk a fenti képződési reakció entalpiáját, hogy megtaláljuk ennek a reakciónak az entalpiáját, az alábbiak szerint:
228 + -788 + -858 = - 1418 kJ/mol.
3. lépés. Ne felejtse el megváltoztatni a jelet az egyenlet megfordításakor
Fontos megjegyezni, hogy amikor a képződés entalpiáját használjuk a reakció entalpiájának kiszámításához, akkor meg kell változtatnunk a képződés entalpiájának jelét, amikor megfordítjuk az elemek reakciójának egyenletét. Más szóval, ha egy vagy több egyenletét megfordítja a reakció kialakulásához, így a termékek és a reagensek kioltják egymást, akkor változtassa meg a felcserélődő reakció entalpiájának jelét.
A fenti példában vegye figyelembe, hogy a képződési reakciót C esetében alkalmaztuk2H5Ó fejjel lefelé. C2H5OH → 2C + 3H2 +0,5O2 mutasd C2H5Az OH meghasadt, nem képződött. Mivel megfordítottuk ezt az egyenletet úgy, hogy a termékek és a reagensek kioltják egymást, a képződési entalpia előjelét 228 kJ/mol értékre módosítottuk. Valójában a C kialakulásának entalpiája2H5OH értéke -228 kJ/mol.
3. módszer 3 -ból: Az entalpiaváltozás megfigyelése a kísérletekben
1. lépés. Vegyen egy tiszta edényt, és töltse fel vízzel
Egyszerű kísérlettel könnyen belátható az entalpia elve. Annak biztosítása érdekében, hogy kísérleti reakciója ne szennyeződjön külső anyagokkal, tisztítsa meg és sterilizálja a használni kívánt edényeket. A tudósok speciális lezárt tartályokat használnak kalorimetereknek az entalpia mérésére, de bármilyen üveggel vagy kis kémcsővel jó eredményeket érhet el. Bármilyen edényt használ, töltse fel tiszta, szobahőmérsékletű vízzel. Kísérletezzen hideg helyiségben is.
Ehhez a kísérlethez elég kis tartályra lesz szüksége. Megvizsgáljuk az Alka-Seltzer entalpiaváltozásának vízre gyakorolt hatását, így minél kevesebb vizet használ, annál kifejezettebb lesz a hőmérsékletváltozás
2. lépés Helyezze be a hőmérőt a tartályba
Vegyünk egy hőmérőt, és helyezzük a tartályba úgy, hogy a hőmérő hegye a víz alatt legyen. Olvassa el a víz hőmérsékletét - célunk szerint a víz hőmérsékletét T1 jelzi, a reakció kezdeti hőmérséklete.
Tegyük fel, hogy megmérjük a víz hőmérsékletét, és az eredmény 10 fok. Néhány lépésben ezekkel a hőmérsékleti értékekkel igazoljuk az entalpia elvét
3. lépés. Adjon hozzá egy Alka-Seltzer-t a tartályhoz
Ha készen áll a kísérlet megkezdésére, dobjon egy Alka-Seltzert a vízbe. Azonnal észreveszi, hogy a gabona buborékol és sziszeg. Amikor a gyöngyök vízben feloldódnak, kémiai hidrogén -karbonáttá (HCO) bomlanak.3-) és citromsav (amely hidrogénionok formájában reagál, H+). Ezek a vegyi anyagok víz és szén -dioxid gázt képeznek a 3HCO egyenletben3− + 3H+ → 3H2O + 3CO2.
4. lépés: Mérje meg a hőmérsékletet, amikor a reakció befejeződött
Figyelje a reakció előrehaladását - az Alka -Seltzer granulátumok lassan feloldódnak. Amint a szemcsés reakció véget ér (vagy lelassult), mérje meg újra a hőmérsékletet. A víznek hidegebbnek kell lennie, mint korábban. Ha melegebb, a kísérletet külső hatások is befolyásolhatják (például ha a helyiség meleg).
Kísérleti példánkhoz tegyük fel, hogy a víz hőmérséklete 8 ° C, miután a szemek abbamaradnak
5. lépés. Becsülje meg a reakció entalpiáját
Egy ideális kísérlet során, amikor egy Alka-Seltzer gabonát vízbe ejt, víz és szén-dioxid gázt képez (a gáz sziszegő buborékként figyelhető meg), és csökkenti a víz hőmérsékletét. Ebből az információból azt feltételezzük, hogy a reakció endoterm - vagyis elnyeli az energiát a környező környezetből. Az oldott folyékony reagensek további energiát igényelnek a gáz halmazállapotú termék előállításához, ezért hő formájában veszik fel az energiát a környezetből (ebben a kísérletben vízből). Emiatt csökken a víz hőmérséklete.
