Inhalt
- TL; DR (zu lang; nicht gelesen)
- Definition von Enthalpie
- Einfache Berechnung der Enthalpieänderung
- Enthalpie von Phasenübergängen
- Hess'sches Gesetz
Die Enthalpieänderung einer Reaktion ist die Menge an Wärme, die während der Reaktion absorbiert oder freigesetzt wird, wenn sie bei konstantem Druck abläuft. Sie führen die Berechnung auf unterschiedliche Weise durch, abhängig von der spezifischen Situation und den verfügbaren Informationen. Für viele Berechnungen ist das Hess'sche Gesetz die wichtigste Information, die Sie verwenden müssen. Wenn Sie jedoch die Enthalpie der Produkte und der Reaktanten kennen, ist die Berechnung viel einfacher.
TL; DR (zu lang; nicht gelesen)
Sie können Änderungen der Enthalpie mit der einfachen Formel berechnen: ∆H = HProdukte - HReaktanten
Definition von Enthalpie
Die genaue Definition der Enthalpie (H) ist die Summe der inneren Energie (U) plus dem Produkt aus Druck (P) und Volumen (V). In Symbolen ist dies:
H = U + PV
Eine Änderung der Enthalpie (∆H) ist daher:
∆H = ∆U + ∆P∆V
Wo das Delta-Symbol (∆) "Änderung in" bedeutet. In der Praxis wird der Druck konstant gehalten und die obige Gleichung wird besser dargestellt als:
∆H = ∆U + P∆V
Bei einem konstanten Druck ist die Änderung der Enthalpie einfach die Wärme (q), die übertragen wird:
∆H = q
Wenn (q) positiv ist, ist die Reaktion endotherm (d. H. Absorbiert Wärme aus ihrer Umgebung), und wenn sie negativ ist, ist die Reaktion exotherm (d. H. Gibt Wärme an ihre Umgebung ab). Die Enthalpie hat Einheiten von kJ / mol oder J / mol oder allgemein Energie / Masse. Die obigen Gleichungen beziehen sich wirklich auf die Physik des Wärmeflusses und der Energie: Thermodynamik.
Einfache Berechnung der Enthalpieänderung
Die grundlegendste Methode zur Berechnung der Enthalpieänderung verwendet die Enthalpie der Produkte und der Reaktanten. Wenn Sie diese Mengen kennen, verwenden Sie die folgende Formel, um die Gesamtänderung zu berechnen:
∆H = HProdukte - HReaktanten
Die Addition eines Natriumions an ein Chloridion zur Bildung von Natriumchlorid ist ein Beispiel für eine Reaktion, die Sie auf diese Weise berechnen können. Ionisches Natrium hat eine Enthalpie von –239,7 kJ / mol und Chloridionen haben eine Enthalpie von –167,4 kJ / mol. Natriumchlorid (Tafelsalz) hat eine Enthalpie von -411 kJ / mol. Das Einfügen dieser Werte ergibt:
∆H = –411 kJ / mol - (–239,7 kJ / mol –167,4 kJ / mol)
= –411 kJ / mol - (–407,1 kJ / mol)
= –411 kJ / mol + 407,1 kJ / mol = –3,9 kJ / mol
Die Salzbildung setzt also fast 4 kJ Energie pro Mol frei.
Enthalpie von Phasenübergängen
Wenn sich ein Stoff von fest zu flüssig, von flüssig zu gasförmig oder von fest zu gasförmig ändert, sind an diesen Änderungen bestimmte Enthalpien beteiligt. Die Schmelzenthalpie (oder latente Wärme) beschreibt den Übergang von fest zu flüssig (das Gegenteil ist minus dieses Wertes und wird als Schmelzenthalpie bezeichnet), die Verdampfungsenthalpie beschreibt den Übergang von flüssig zu gasförmig (und das Gegenteil ist Kondensation) und Die Sublimationsenthalpie beschreibt den Übergang von Feststoff zu Gas (die Umkehrung wird wiederum als Kondensationsenthalpie bezeichnet).
Für Wasser beträgt die Schmelzenthalpie ∆Hschmelzen = 6,007 kJ / mol. Stellen Sie sich vor, Sie erhitzen Eis von 250 Kelvin bis es schmilzt und erhitzen dann das Wasser auf 300 K. Die Enthalpieänderung für die Heizteile ist nur die erforderliche Wärme.
∆H = nC∆T
Dabei ist (n) die Anzahl der Mol, ((T) die Änderung der Temperatur und (C) die spezifische Wärme. Die spezifische Wärme von Eis beträgt 38,1 J / K mol und die spezifische Wärme von Wasser beträgt 75,4 J / K mol. Die Berechnung erfolgt also in wenigen Teilen. Zunächst muss das Eis von 250 K auf 273 K (d. H. –23 ° C auf 0 ° C) erhitzt werden. Für 5 Mol Eis ist dies:
∆H = nC∆T
= 5 Mol × 38,1 J / K Mol × 23 K
= 4,382 kJ
Multiplizieren Sie nun die Schmelzenthalpie mit der Anzahl der Mole:
∆H = n ∆Hschmelzen
= 5 mol × 6,007 kJ / mol
= 30,035 kJ
Die Berechnungen für die Verdampfung sind die gleichen, mit Ausnahme der Verdampfungsenthalpie anstelle der Schmelzenthalpie. Zum Schluss berechnen Sie die abschließende Aufheizphase (von 273 bis 300 K) auf die gleiche Weise wie die erste:
∆H = nC∆T
= 5 Mol × 75,4 J / K Mol × 27 K
= 10,179 kJ
Summieren Sie diese Teile, um die Gesamtänderung der Enthalpie für die Reaktion zu ermitteln:
∆Hgesamt = 10,179 kJ + 30,035 kJ + 4,382 kJ
= 44,596 kJ
Hess'sches Gesetz
Das Hesssche Gesetz ist nützlich, wenn die Reaktion, die Sie in Betracht ziehen, aus zwei oder mehr Teilen besteht und Sie die Gesamtänderung der Enthalpie ermitteln möchten. Sie besagt, dass die Enthalpieänderung für eine Reaktion oder einen Prozess unabhängig von dem Weg ist, auf dem sie stattfindet. Dies bedeutet, dass es keine Rolle spielt, ob die Reaktion in einem Schritt abläuft (Reaktanten werden sofort zu Produkten) oder ob sie viele Schritte durchläuft (Reaktanten werden zu Zwischenprodukten und dann zu Produkten), wenn sich die Substanz in eine andere umwandelt ist in beiden Fällen gleich.
In der Regel ist es hilfreich, ein Diagramm zu zeichnen (siehe Ressourcen), um dieses Gesetz anwenden zu können. Beginnt man beispielsweise mit sechs Mol Kohlenstoff in Kombination mit drei Mol Wasserstoff, verbrennen diese, um sich als Zwischenstufe mit Sauerstoff zu verbinden, und bilden dann Benzol als Endprodukt.
Das Hess'sche Gesetz besagt, dass die Änderung der Enthalpie der Reaktion die Summe der Änderungen der Enthalpie beider Teile ist. In diesem Fall hat die Verbrennung von einem Mol Kohlenstoff hasH = –394 kJ / Mol (dies geschieht sechsmal in der Reaktion), die Änderung der Enthalpie für die Verbrennung von einem Mol Wasserstoffgas beträgt ∆H = –286 kJ / mol (dies geschieht dreimal) und die Kohlendioxid- und Wasserzwischenprodukte werden zu Benzol mit einer Enthalpieänderung von ∆H = +3.267 kJ / mol.
Nehmen Sie die Summe dieser Änderungen, um die Gesamtänderung der Enthalpie zu ermitteln, und multiplizieren Sie sie mit der Anzahl der in der ersten Stufe der Reaktion benötigten Molen:
∆Hgesamt = 6×(−394) + 3×(−286) +3,267
= 3,267 − 2,364 - 858
= 45 kJ / mol