Kõigis keemilistes reaktsioonides saab soojust ümbrusest vastu võtta või keskkonda lasta. Soojusvahetust keemilise reaktsiooni ja selle keskkonna vahel nimetatakse reaktsiooni entalpiaks või H. Kuid H -d ei saa otseselt mõõta - selle asemel kasutavad teadlased entalpia muutuse leidmiseks reaktsiooni temperatuuri muutumist aja jooksul aja jooksul (kirjutatud nii H). H abil saab teadlane kindlaks teha, kas reaktsioon eraldab soojust (või on "eksotermiline") või saab soojust (või on "endotermiline"). Üldiselt, H = m x s x T., kus m on reagentide mass, s on toodete erisoojus ja T on temperatuuri muutus reaktsioonis.
Samm
Meetod 1 /3: Entalpia probleemide lahendamine
Samm 1. Määrake oma toodete ja reagentide reaktsioon
Iga keemiline reaktsioon hõlmab kahte keemilist kategooriat - tooted ja reagendid. Tooted on keemilised ained, mis tulenevad reaktsioonidest, samas kui reagendid on keemilised ained, mis kombineeruvad või lagunevad toodete saamiseks. Teisisõnu, reaktsiooni reagendid on nagu toiduretsepti koostisosad, samas kui tooted on valmistoit. Reaktsiooni H leidmiseks tuvastage esmalt tooted ja reagendid.
Oletame näiteks, et leiame vesinikust ja hapnikust vee moodustumise reaktsiooni entalpia: 2H2 (Vesinik) + O2 (Hapnik) → 2H2O (vesi). Selles võrrandis H2 ja O2 on reagent ja H2O on toode.
Etapp 2. Määrake reagentide kogumass
Seejärel leidke oma reagentide mass. Kui te ei tea selle massi ega saa seda teaduslikul skaalal kaaluda, saate selle molaarmassi abil leida selle tegeliku massi. Molaarmass on konstant, mida võib leida tavalisest perioodilisustabelist (üksikute elementide puhul) ja muudest keemilistest allikatest (molekulide ja ühendite puhul). Lihtsalt korrutage iga reagendi molaarmass moolide arvuga, et leida reagentide mass.
-
Vee näites on meie reagendid vesinik ja hapniku gaasid, mille molaarmass on 2 g ja 32 g. Kuna me kasutame 2 mooli vesinikku (otsustades koefitsiendiga 2 H2) ja 1 mool hapnikku (otsustades O -koefitsientide puudumise järgi2), saame reagentide kogumassi arvutada järgmiselt:
2 × (2g) + 1 × (32g) = 4g + 32g = 36 g
Samm 3. Leidke oma toote erisoojus
Seejärel leidke analüüsitava toote erisoojus. Igal elemendil või molekulil on spetsiifiline erisoojus: see väärtus on konstant ja seda leidub tavaliselt keemiaõppevahendites (näiteks keemiaõpiku tagaküljel olevas tabelis). Spetsiifilise soojuse arvutamiseks on erinevaid viise, kuid meie kasutatava valemi puhul kasutame ühikut džaul/gramm ° C.
- Pange tähele, et kui teie võrrandil on mitu korrutist, peate arvutama iga toote valmistamiseks kasutatud elementide reaktsioonide entalpia ja seejärel lisama need, et leida reaktsiooni üldine entalpia.
- Meie näites on lõpptoode vesi, mille erisoojus on u. 4,2 džauli grammi kohta.
Samm 4. Leidke temperatuuride erinevus pärast reaktsiooni toimumist
Järgmisena leiame T, temperatuuri muutuse enne ja pärast reaktsiooni. Selle arvutamiseks lahutage reaktsiooni algtemperatuur (või T1) pärast reaktsiooni lõpptemperatuurist (või T2). Nagu enamiku keemiatööde puhul, kasutatakse Kelvini (K) temperatuuri (kuigi Celsius (C) annab sama tulemuse).
-
Näiteks näeme, et reaktsiooni algtemperatuur on 185 K, kuid jahtub 95 K -ni, kui reaktsioon on lõppenud. Selle probleemi korral arvutatakse T järgmiselt:
T = T2 - T1 = 95K - 185K = - 90 tuhat
Samm 5. Lahendamiseks kasutage valemit H = m x s x T
Kui teil on m, reagentide mass, s, toodete erisoojus ja T, reaktsiooni temperatuuri muutus, siis olete valmis leidma reaktsiooni entalpia. Ühendage oma väärtused valemiga H = m x s x T ja korrutage lahendamiseks. Teie vastus on kirjutatud energiaühikutes, nimelt džaulides (J).
-
Meie näiteprobleemi puhul on reaktsiooni entalpia järgmine:
H = (36g) × (4,2 JK-1 g-1) × (-90K) = - 13 608 J
Samm 6. Tehke kindlaks, kas teie reaktsioon võtab energiat või kaotab seda
Üks levinumaid põhjuseid erinevate reaktsioonide H arvutamiseks on teha kindlaks, kas reaktsioon on eksotermiline (kaotab energiat ja eraldab soojust) või endotermiline (saab energiat ja neelab soojust). Kui teie lõpliku H vastuse märk on positiivne, on reaktsioon endotermiline. Vahepeal, kui märk on negatiivne, on reaktsioon eksotermiline. Mida suurem on number, seda suurem on ekso- või endotermiline reaktsioon. Olge tugevate eksotermiliste reaktsioonidega ettevaatlik - need eraldavad mõnikord suures koguses energiat, mis väga kiiresti vabanedes võib põhjustada plahvatuse.
Meie näites on lõplik vastus -13608J. Kuna märk on negatiivne, teame, et meie reaktsioon on eksotermiline. See on loogiline - H2 ja O2 on gaas, samas kui H2O, toode on vedelik. Kuum gaas (auru kujul) peab soojuse kujul keskkonda energiat eraldama, et see jahtuda, moodustades vedeliku, st reaktsioon H2O on eksotermiline.
Meetod 2/3: entalpia suuruse hindamine
1. samm. Kasutage sidemete energiaid entalpia hindamiseks
Peaaegu kõik keemilised reaktsioonid hõlmavad aatomite vaheliste sidemete teket või katkemist. Kuna keemilistes reaktsioonides ei saa energiat hävitada ega tekitada, kui me teame reaktsioonis sidemete moodustamiseks või katkestamiseks vajaliku energia kogust, saame nende sidemete liitmisel suure täpsusega hinnata üldreaktsiooni entalpia muutust energiaid.
-
Näiteks kasutati reaktsioonis H2 + F2 → 2HF. Selles võrrandis on energia, mis on vajalik molekulide H aatomite lagundamiseks2 on 436 kJ/mol, samas kui F jaoks vajalik energia2 on 158 kJ/mol. Lõpuks on energia, mis on vajalik HF -st ja F -st HF moodustamiseks, = -568 kJ/mol. Korrutame 2 -ga, kuna võrrandi produkt on 2 HF, seega 2 × -568 = -1136 kJ/mol. Neid kõiki kokku liites saame:
436 + 158 + -1136 = - 542 kJ/mol.
Etapp 2. Entalpia hindamiseks kasutage moodustumise entalpia
Tekkimise entalpia on väärtuste kogum H, mis tähistab reaktsiooni entalpia muutust keemilise aine tootmiseks. Kui teate võrrandis olevate toodete ja reagentide tootmiseks vajalikku moodustumise entalpia, saate need entalpia hindamiseks liita, nagu ülalkirjeldatud sideme energiad.
-
Näiteks kasutati võrrandit C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O. Selles võrrandis teame, et järgmise reaktsiooni moodustumise entalpia on:
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
Kuna saame need võrrandid kokku võtta, et saada C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O, reaktsioonist, mida me üritame entalpia leida, peame selle reaktsiooni entalpia leidmiseks lisama ainult ülaltoodud moodustumisreaktsiooni entalpia.
228 + -788 + -858 = - 1418 kJ/mol.
Samm 3. Ärge unustage võrrandi ümberpööramisel märki muuta
Oluline on märkida, et kui kasutate reaktsiooni entalpia arvutamiseks moodustumise entalpia, peate muutma moodustumise entalpia märki, kui muudate elementide reaktsiooni võrrandi. Teisisõnu, kui pöörate ühe või mitu võrrandit reaktsiooni tekitamiseks ümber nii, et saadused ja reagendid tühistavad üksteise, muutke vahetatava moodustumisreaktsiooni entalpia märki.
Ülaltoodud näites pange tähele, et moodustumisreaktsioon, mida kasutasime C jaoks2H5Oh tagurpidi. C2H5OH → 2C + 3H2 +0,5O2 näita C2H5OH on lõhestatud, mitte moodustunud. Kuna me pöörasime selle võrrandi ümber nii, et tooted ja reagendid tühistavad üksteise, muutsime moodustumise entalpia märgi väärtuseks 228 kJ/mol. Tegelikult C moodustumise entalpia2H5OH on -228 kJ/mol.
Meetod 3/3: Entalpia muutuste jälgimine katsetes
Samm 1. Võtke puhas anum ja täitke see veega
Entalpia põhimõtet on lihtne näha lihtsa katsega. Tagamaks, et teie katsereaktsioon ei ole välisainetega saastunud, puhastage ja steriliseerige anumad, mida kavatsete kasutada. Teadlased kasutavad entalpia mõõtmiseks spetsiaalseid suletud anumaid, mida nimetatakse kalorimeetriteks, kuid häid tulemusi saate saavutada mis tahes klaasist või väikese katseklaasiga. Ükskõik millist mahutit kasutate, täitke see puhta toatemperatuuriga veega. Samuti peaksite katsetama külma temperatuuriga ruumis.
Selle katse jaoks vajate üsna väikest mahutit. Uurime Alka-Seltzeri entalpia muutuse mõju veele, nii et mida vähem vett kasutate, seda tugevam on temperatuuri muutus
Samm 2. Sisestage termomeeter mahutisse
Võtke termomeeter ja seadke see nõusse nii, et termomeetri ots jääb vee alla. Lugege vee temperatuuri - meie jaoks tähistatakse vee temperatuuri T1, reaktsiooni algtemperatuuriga.
Oletame, et mõõdame vee temperatuuri ja tulemuseks on 10 kraadi C. Mõne sammuga kasutame neid temperatuurinäiteid entalpia põhimõtte tõestamiseks
Samm 3. Lisage mahutisse üks Alka-Seltzer
Kui olete katse alustamiseks valmis, laske Alka-Seltzer vette. Te märkate kohe, et vili mullitab ja susiseb. Kui helmed vees lahustuvad, lagunevad need keemiliseks vesinikkarbonaadiks (HCO.).3-) ja sidrunhape (mis reageerib vesinikioonide kujul, H+). Need kemikaalid reageerivad, moodustades vee ja süsinikdioksiidi gaasi võrrandis 3HCO3− + 3H+ → 3H2O + 3CO2.
Samm 4. Mõõtke temperatuur, kui reaktsioon on lõppenud
Jälgige reaktsiooni kulgu - Alka -Seltzeri graanulid lahustuvad aeglaselt. Niipea, kui tera reaktsioon lõpeb (või on aeglustunud), mõõtke uuesti temperatuuri. Vesi peaks olema külmem kui varem. Kui on soojem, võivad katset mõjutada välised jõud (näiteks kui ruum, kus viibite, on soe).
Meie eksperimentaalse näite puhul oletame, et vee temperatuur on 8 kraadi C pärast seda, kui terad ei kihise
Samm 5. Hinnake reaktsiooni entalpia
Ideaalses katses, kui kukutate Alka-Seltzeri tera vette, moodustab see vett ja süsinikdioksiidi (gaasi võib näha susiseva mullina) ning põhjustab vee temperatuuri languse. Selle teabe põhjal arvame, et reaktsioon on endotermiline - see tähendab, et see neelab energiat ümbritsevast keskkonnast. Lahustunud vedelad reagendid vajavad gaasilise produkti tootmiseks lisaenergiat, seega neelavad nad energiat soojusest ümbritsevast keskkonnast (antud katses vesi). See põhjustab vee temperatuuri langust.
