Näidisküsimused entalpia muutuste kohta standardtingimustes
Pendahuluan
Entalpia muutus on termokeemia põhimõiste, millel on oluline roll erinevates keemilistes protsessides. Selles artiklis käsitleme üksikasjalikult, kuidas arvutada ja mõista entalpia muutust standardtingimustes mitme näidisülesande ja põhjalike arutelude abil. See artikkel on kasulik üliõpilastele, üliõpilastele ja kõigile, kes keemiat õpivad, et saada sellest teemast parem arusaam.
Entalpia ja selle muutuste mõistmine
Entalpia (H) on süsteemi koguenergia, mis koosneb siseenergiast ning rõhu ja ruumalaga seotud energiast. Keemiliste reaktsioonide puhul huvitab meid sageli entalpia muutus (ΔH), mis peegeldab koguenergia muutust reaktsiooni ajal konstantsel rõhul.
Entalpia muutus standardtingimustes (ΔH⁰) on entalpia muutus, kui kõik reagendid ja saadused on oma standardolekus, st rõhul 1 atm ja temperatuuril tavaliselt 25 °C (298 K).
Näidisküsimused ja arutelu
Küsimus 1: Metaani põlemine
Küsimus: Arvutage 1 mooli metaani (\(CH_4\)) põlemisel tekkiv standardne entalpia muutus (ΔH⁰) järgmise võrrandi abil:
\[ CH_4 (g) + 2O_2 (g) \paremnool CO_2 (g) + 2H_2O (l) \]
On teada:
– ΔH⁰f \(CH_4(g)\) = -74.8 kJ/mol
– ΔH⁰f \(CO_2(g)\) = -393.5 kJ/mol
– ΔH⁰f \(H_2O(l)\) = -285.8 kJ/mol
Arutelu:
Keemilise reaktsiooni standardset entalpia muutust saab arvutada Hessi seaduse abil järgmise valemi abil:
\[ \ΔH⁰ = ∑ ΔH⁰f(produkt) – ∑ ΔH⁰f(reagent) \]
Esmalt määrake reaktsioonis iga aine standardne moodustumisentalia:
– \(ΔH⁰f_{CH_4(g)} = -74.8 \) kJ/mol
– \(ΔH⁰f_{CO_2(g)} = -393.5 \) kJ/mol
– \(ΔH⁰f_{H_2O(l)} = -285.8 \) kJ/mol (×2 kahe mooli \(H_2O\) kohta)
Seejärel arvutage saaduste ja reagentide moodustumisentalpiate summa:
\[ ∑ ΔH⁰f(produkt) = [-393.5] + [2(-285.8)]
= -393.5 + (-571.6)
= -965.1 kJ/mol
\[ ∑ ΔH⁰f(reagent) = [-74.8] + [0] \]
(Kõikidel elementaarsetel ühenditel oma aluselises vormis on standardne moodustumisentalia 0 kJ/mol)
Seejärel arvutage standardne entalpia muutus (ΔH⁰):
\[ΔH⁰ = -965.1 – (-74.8)]
= -965.1 + 74.8
= -890.3 kJ/mol
Seega on 1 mooli metaani põlemisel standardne entalpia muutus -890.3 kJ/mol.
Küsimus 2: Vee moodustumise reaktsioon
Küsimus: Arvutage vesinikust ja hapnikust vee moodustumise standardne entalpia muutus (ΔH⁰) järgmise võrrandi abil:
\[ 2H_2(g) + O_2(g) \paremnool 2H_2O(l) \]
On teada:
– ΔH⁰f \(H_2O(l)\) = -285.8 kJ/mol
Arutelu:
Peame leidma standardse entalpia muutuse reaktsioonil lähteainetest soovitud produktideks. Kasutades standardset moodustumisentaliat:
\[ΔH⁰ = ∑ ΔH⁰f(produkt) – ∑ ΔH⁰f(reagent) \]
Arvutage saaduste ja reagentide moodustumise entalpia:
\[
\begin{align }
∑ ΔH⁰f(produkt) & = [2(-285.8)] \\
∑ ΔH⁰f(produkt) & = -571.6 kJ/mol
\end{align }
\]
\[
ΔH⁰f(H_2(g)) = 0 \text{ kJ/mol} \\
ΔH⁰f(O_2(g)) = 0 \text{ kJ/mol} \\
∑ ΔH⁰f(reagendid) = [2(0)] + [0] = 0 kJ/mol
\]
Seejärel arvutage standardne entalpia muutus (ΔH⁰):
\[ΔH⁰ = -571.6 \tekst{ kJ/mol} \]
Seega on vee moodustumise standardne entalpia muutus -571.6 kJ/mol.
Küsimus 3: Lämmastikdioksiidi lagunemine
Küsimus: Arvutage lämmastikdioksiidi (\(NO_2\)) lagunemise standardne entalpia muutus (ΔH⁰) lämmastikmonooksiidiks (\(NO\)) ja hapnikuks (O₂) järgmise võrrandi abil:
\[ 2NO_2(g) \paremnool 2NO(g) + O_2(g) \]
On teada:
– ΔH⁰f \(NO_2(g)\) = 33.2 kJ/mol
– ΔH⁰f \(NO(g)\) = 90.3 kJ/mol
Arutelu:
Sarnased arvutused:
\[ΔH⁰ = ∑ ΔH⁰f(produkt) – ∑ ΔH⁰f(reagent) \]
Arvutage saaduse moodustumise entalpia:
\[
\begin{align }
∑ ΔH⁰f(produkt) & = [2(ΔH⁰f_{NO(g)})] + [ΔH⁰f_{O_2(g)}] \\
& = [2(90.3)] + [0] \\
& = 180.6 kJ/mol
\end{align }
\]
Arvutage reagentide moodustumise entalpia:
\[
\begin{align }
∑ ΔH⁰f(reagent) & = [2(ΔH⁰f_{NO_2(g)} )] \\
& = [2(33.2)] \\
& = 66.4 kJ/mol
\end{align }
\]
Arvutage standardne entalpia muutus (ΔH⁰):
\[ΔH⁰ = 180.6 – 66.4 = 114.2 \tekst{ kJ/mol} \]
Seega on lämmastikdioksiidi lagunemise standardne entalpia muutus 114.2 kJ/mol.
Järeldus
Standardsete entalpia muutuste (ΔH⁰) arvutamine on termokeemias ülioluline tehnika. Mõistes, kuidas kasutada tekke standardseid entalpiaid ja rakendada Hessi seadust, saame määrata energia muutusi erinevates keemilistes reaktsioonides. Ülaltoodud näidisülesannete kaudu peaksid lugejad saama ülevaate ja oskuse arvutada entalpia muutusi erinevate keemiliste reaktsioonide puhul. Need teadmised on olulised mitte ainult akadeemiliste õpingute, vaid ka mitmesuguste tööstuslike rakenduste ja teadusuuringute jaoks.
