Jautājumu piemēri par entalpiju un entalpijas izmaiņām
Entalpija ir ķīmiskās termodinamikas galvenais jēdziens, kas bieži sastopams dažādās ķīmijas tēmās, sākot no ķīmiskajām reakcijām līdz fāžu izmaiņām. Šajā rakstā mēs apskatīsim vairākas problēmu piemērus un apspriedīsim entalpiju un entalpijas izmaiņas, lai labāk izprastu šo jēdzienu.
Entalpijas izpratne
Entalpija (H) ir kopējais enerģijas daudzums termodinamiskajā sistēmā. Tā ietver ne tikai daļiņās uzkrāto iekšējo enerģiju, bet arī enerģiju, kas nepieciešama, lai noteiktā spiediena vidē radītu telpu daļiņām. Entalpiju mēra džoulos (J) starptautiskajā sistēmā (SI).
Matemātiski entalpiju definē šādi:
\[ H = U + PV \]
di mana:
– \(H \) ir entalpija
– \(U \) ir iekšējā enerģija
– \(P \) ir spiediens
– \(V \) ir tilpums
Entalpijas izmaiņas
Entalpijas maiņa (\( \Delta H \)) notiek ķīmiskas reakcijas vai fizikāla procesa laikā. Šo entalpijas maiņu var definēt kā siltuma daudzumu, ko sistēma atbrīvo vai absorbē pie nemainīga spiediena. Matemātiski:
\[ \Delta H = H_{\text{produkts}} – H_{\text{reaģents}} \]
Eksotermiskas reakcijas ir reakcijas, kuru laikā vidē izdalās siltums, un šajās reakcijās \( \ΔH \) ir negatīvs. Tikmēr endotermiska reakcija ir reakcija, kas absorbē siltumu no apkārtējās vides, un šajā reakcijā \( \ΔH \) ir pozitīva vērtība.
Parauga jautājumi un diskusija
1. piemēra jautājums: Degšanas entalpijas izmaiņas
Jautājums:
Ir zināms, ka, pilnībā sadedzinot 1 molu metāna (\(CH_4\)), rodas oglekļa dioksīds (\(CO_2\)) un ūdens (\(H_2O\)). Veidošanās entalpija ir šāda:
– \(ΔH_{{f, H_2O (l)}} = -285.8 \text{kJ/mol} \)
– \(ΔH_{{f, CO_2 (g)}} = -393.5 \text{kJ/mol} \)
– \(ΔH_{{f, CH_4 (g)}} = -74.8 \text{kJ/mol} \)
Aprēķiniet degšanas reakcijas entalpijas izmaiņu (\( \DeltaH \)).
Diskusija:
Metāna sadegšanas reakcija ir šāda:
\[ CH_4 (g) + 2 O_2 (g) \labā bultiņa CO_2 (g) + 2 H_2O (l) \]
Reakcijas entalpijas izmaiņu (\( \DeltaH \)) var aprēķināt, izmantojot veidošanās entalpiju:
\[ \Delta H = \Sigma \Delta H_f \text{produkti} – \Sigma \Delta H_f \text{reaģenti} \]
Produkts:
\[ \Delta H_f (CO_2 (g)) = -393.5 \text{kJ/mol} \]
\[ \Delta H_f (H_2O (l)) = -285.8 \text{kJ/mol} \]
Produktu kopējā entalpija:
\[(-393.5 \kJ/mol}) + 2\reizes(-285.8 \kJ/mol}) = -393.5 – 571.6 = -965.1 \kJ/mol} \]
Reaģenti:
\[ \Δ H_f (CH_4 (g)) = -74.8 \text{kJ/mol} \]
\[ \Delta H_f (O_2 (g)) = 0 \text{kJ/mol} \]
(Skābekļa veidošanās entalpija standarta stāvoklī ir nulle.)
Reaģentu kopējā entalpija:
\[ (-74.8 \kJ/mol}) + 2 \x (0 \kJ/mol}) = -74.8 \kJ/mol} \]
Tātad entalpijas izmaiņa (\( \Delta H \)) ir:
\[ \Delta H = -965.1 \text{kJ/mol} – (-74.8 \text{kJ/mol}) \]
\[ \Delta H = -965.1 + 74.8 \]
\[ \Delta H = -890.3 \text{kJ/mol} \]
Tātad, entalpijas izmaiņa, sadegot 1 molam metāna, ir \(-890.3 \text{kJ/mol}\).
2. piemēra jautājums: Entalpijas izmaiņas fizikālos procesos
Jautājums:
Aprēķiniet entalpijas izmaiņas, kad 50 grami ledus (\(H_2O_{(s)}\)) 0°C temperatūrā tiek izkausēti ūdenī (\(H_2O_{(l)}\)) 0°C temperatūrā. Ir zināms, ka ledus kušanas siltums (\( \Delta H_{\text{fus}} \)) ir 6.01 kJ/mol un ūdens molārā masa ir 18 g/mol.
Diskusija:
Pirmais solis ir aprēķināt ledus molu skaitu.
\[ \text{Ledus moli} = \frac{50 \text{g}}{18 \text{g/mol}} \aptuveni 2.78 \text{mol} \]
Tālāk mēs aprēķinām entalpijas izmaiņas ledus kušanas laikā:
\[ \Delta H = n \cdot \Delta H_{\text{fus}} \]
\[ \Delta H = 2.78 \mol} \cdot 6.01 \kJ/mol} \]
\[ \Delta H \aptuveni 16.7 \text{kJ} \]
Tātad, entalpijas izmaiņa, izkausējot 50 gramus ledus 0°C temperatūrā, ir aptuveni 16.7 kJ. Tas ir endotermisks process, jo ledus absorbē siltumu, pārvēršoties ūdenī.
3. piemērs: Hesa reakcija
Jautājums:
Izmantojiet Hesa likumu, lai noteiktu entalpijas izmaiņas šādā reakcijā:
\[2 C(grafīts) + 3 H_2(g) \rightbult C_2H_6(g) \]
Ir zināmas vairākas reakcijas ar to attiecīgajām entalpijas izmaiņām:
1. \(C(grafīts) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g), \Delta H = -393.5 \text{kJ} \)
2. \(H_2(g) + \frac{1}{2}O_2(g) \rightarrow H_2O(l), \Delta H = -285.8 \text{kJ} \)
3. \(2 C_2H_6(g) + 7 O_2(g) \rightarrow 4 CO_2(g) + 6 H_2O(l), \ΔH = -3119.6 \text{kJ} \)
Diskusija:
Lai aprēķinātu reakcijas entalpijas izmaiņas (\( \Delta H \)), mums ir jāapgriež un jāreizina dažas reakcijas, lai tās atbilstu mērķa reakcijai.
Langkah-langkah:
1. Mainiet reakciju \(C_2H_6 \rightarrow 2 CO_2 + 3 H_2O\):
\[2C_2H_6(g) + 7O_2(g) \labā bultiņa 4 CO_2(g) + 6H_2O(l), \Delta H = -3119.6 \text{kJ}\]
Reakcijas apgrieztā un dalīšanas veidā:
\[ 4CO_2(g) + 6H_2O(l) \labā bultiņa 2C_2H_6(g) + 7O_2(g), \Delta H = 3119.6/2 = 1559.8 \text{kJ} \]
2. Reakcija \(C \rightarrow CO_2\):
\[4C(grafīts) + 4O_2(g) \rightarrow 4CO_2(g), \ΔH = 4 \x -393.5 = -1574 \text{kJ} \]
3. Reakcija \(H_2\labā bultiņa H_2O\):
\[ 6H_2(g) + 3O_2(g) \labā bultiņa 6H_2O(l), \Delta H = 6 \times -285.8 = -1714.8 \text{kJ} \]
Apvienojot visu, iegūstam:
\[2C(grafīts) + 3H_2(g) \labā bultiņa C_2H_6\]
\[ \Delta H = 1559.8–1574–1714.8 = -1729 \text{kJ}\]
Tātad, 2 molu grafīta un 3 molu \(H_2\) reakcijas entalpijas izmaiņa uz \(C_2H_6(g)\) ir -1729 kJ.
Tādējādi entalpijas jēdziena izpratne un tā pielietojums dažādu veidu reakcijās sniedz ieskatu par to, kā enerģija ir iesaistīta ķīmiskajās un fizikālajās pārmaiņās. Iepriekš minētās problēmas ir daži piemēri, ko bieži izmanto mācību programmā, lai nostiprinātu izpratni par šiem jēdzieniem.
