Cos'è l'entalpia?



il entalpia è la misura della quantità di energia contenuta in un corpo (sistema) che ha un volume, è sotto pressione e può essere interscambiata con il suo ambiente. È rappresentato dalla lettera H. L'unità fisica ad essa associata è il luglio (J = kgm2 / s2).

Matematicamente può essere espresso come segue:

H = U + PV

dove:

H = entalpia

U = Energia interna del sistema

P = Pressione

V = Volume

Se sia U che P e V sono funzioni di stato, anche H lo sarà. Questo perché in un dato momento possono essere date le condizioni finali e iniziali della variabile che verrà studiata nel sistema.

indice

  • 1 Qual è l'entalpia della formazione?
    • 1.1 Esempio
    • 1.2 Reazioni esotermiche ed endotermiche
  • 2 esercizi per calcolare l'entalpia
    • 2.1 Esercizio 1
    • 2.2 Esercizio 2
    • 2.3 Esercizio 3
  • 3 riferimenti

Qual è l'entalpia della formazione?

È il calore assorbito o rilasciato da un sistema quando, 1 mole di un prodotto di una sostanza, viene prodotto dai suoi elementi nel loro normale stato di aggregazione; solido, liquido, gassoso, dissoluzione o nel suo stato allotropico più stabile.

Lo stato allotropico più stabile del carbonio è la grafite, oltre ad essere in condizioni di pressione normale 1 atmosfera e temperatura di 25 ° C.

È denotato come ΔH ° f. In questo modo:

ΔH ° f = finale H - Iniziale H

Δ: lettera greca che simboleggia il cambiamento o la variazione nell'energia di uno stato finale e uno iniziale. Il pedice f, significa la formazione del composto e l'apice o le condizioni standard.

esempio

Considerando la reazione di formazione di acqua liquida

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285,84 kJ / mol

reagenti: Idrogeno e ossigeno, il suo stato naturale è gassoso.

prodotto: 1 mole di acqua liquida.

Va notato che le entalpie di formazione secondo la definizione sono per 1 mole di composto prodotto, quindi la reazione deve essere regolata se possibile con coefficienti frazionari, come mostrato nell'esempio precedente.

Reazioni esotermiche ed endotermiche

In un processo chimico, l'entalpia di formazione può essere positiva ΔHof> 0 se la reazione è endotermica, nel senso che assorbe calore dal mezzo o ΔHof <0 negativo se la reazione è esotermica con emissione di calore dal sistema.

Reazione esotermica

I reagenti hanno più energia dei prodotti.

ΔH ° f <0

Reazione endotermica

I reagenti hanno energia inferiore rispetto ai prodotti.

ΔH ° f> 0

Per scrivere correttamente un'equazione chimica, deve essere bilanciata in modo molare. Al fine di rispettare la "Legge di conservazione della materia", deve contenere anche informazioni sullo stato fisico dei reagenti e dei prodotti, che è noto come stato di aggregazione.

Va inoltre tenuto presente che le sostanze pure hanno un'entalpia di formazione da zero a condizioni standard e nella loro forma più stabile.

In un sistema chimico in cui sono presenti reagenti e prodotti, l'entalpia di reazione è uguale all'entalpia di formazione in condizioni standard.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Tenendo conto di quanto sopra dobbiamo:

ΔH ° rxn = Σnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

Data la seguente reazione fittizia

aA + bB cC

Dove a, b, c sono i coefficienti dell'equazione chimica bilanciata.

L'espressione per l'entalpia di reazione è:

ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)

Supponendo che: a = 2 mol, b = 1 mol e c = 2 mol.

ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Calcola ΔH ° rxn

ΔH ° rxn = 2mol (-30KJ / mol) - (2mol (300KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ

ΔH ° rxn = -560KJ.

Corrisponde quindi a una reazione esotermica.

Valori entalpici di formazione di alcuni composti chimici inorganici e organici a 25 ° C e 1 atm di pressione

Esercizi per calcolare l'entalpia

Esercizio 1

Trova l'entalpia della reazione di NO2 (g) in base alla seguente reazione:

2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

Usando l'equazione per l'entalpia di reazione, abbiamo:

ΔH ° rxn = Σnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

ΔH ° rxn = 2mol (ΔH ° f NO2) - (2mol ΔH ° f NO + 1mol ΔH ° f O2)

Nella tabella della sezione precedente possiamo vedere che l'entalpia di formazione per l'ossigeno è 0 KJ / mol, perché l'ossigeno è un composto puro.

ΔH ° rxn = 2mol (33,18KJ / mol) - (2mol 90,25 KJ / mol + 1mol 0)

ΔH ° rxn = -114,14 KJ

Un altro modo per calcolare l'entalpia della reazione in un sistema chimico è attraverso la legge HESS, proposta dal chimico svizzero Germain Henri Hess nel 1840.

La legge dice: "L'energia assorbita o emessa in un processo chimico in cui i reagenti diventano prodotti, è la stessa se viene eseguita in uno stadio o in più".

Esercizio 2

L'aggiunta di idrogeno ad acetilene per formare etano può essere effettuata in un unico passaggio:

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311,42 KJ / mol

Oppure può anche avvenire in due fasi:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174,47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136,95 KJ / mol

Aggiungendo algebricamente entrambe le equazioni abbiamo:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174,47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136,95 KJ / mol

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° rxn = 311,42 KJ / mol

Esercizio 3

(Tratto da quimitube.com Esercizio 26. Termodinamica Legge di Hess)

Calcolare l'entalpia di ossidazione di etanolo per dare come prodotto acido acetico ed acqua, sapendo che nella combustione di 10 grammi di etanolo vengono rilasciati 300 KJ di energia e la combustione di 10 grammi di acido acetico vengono rilasciate 140 KJ di energia.

Come puoi vedere nella dichiarazione del problema, compaiono solo i dati numerici, ma le reazioni chimiche non compaiono, quindi è necessario scriverle.

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

Il valore dell'entalpia negativa è scritto perché il problema dice che c'è rilascio di energia. Devi anche considerare che sono 10 grammi di etanolo, quindi devi calcolare l'energia per ogni mole di etanolo. Per questo, viene fatto quanto segue:

Si cerca il peso molare dell'etanolo (somma dei pesi atomici), valore pari a 46 g / mol.

ΔH1 = -300 KJ (46 g) etanolo = - 1380 KJ / mol

10 g di etanolo 1mol di etanolo

Lo stesso è fatto per l'acido acetico:

CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH2 = -840 KJ / mol

ΔH2 = -140 KJ (60 g acido acetico) = - 840 KJ / mol

10 g acido acetico 1 mol acido acetico.

Nelle reazioni di cui sopra sono descritte le combustioni di etanolo e acido acetico, quindi è necessario scrivere la formula del problema che è l'ossidazione dell'etanolo in acido acetico con produzione di acqua.

Questa è la reazione che chiede il problema. È già equilibrato.

CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) ΔH3 =?

Applicazione della legge di Hess

Per fare ciò moltiplichiamo le equazioni termodinamiche per coefficiente numerico per renderle algebriche e per organizzare correttamente ogni equazione. Questo viene fatto quando uno o più reagenti non si trovano sul lato corrispondente dell'equazione.

La prima equazione rimane la stessa perché l'etanolo si trova sul lato dei reagenti come indicato dall'equazione del problema.

La seconda equazione è necessaria per moltiplicarla per il coefficiente -1 in modo tale che l'acido acetico che è reattivo possa diventare il prodotto

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

- CH3COOH (l) - 2O2 (g) - 2CO2 (g) - 2H2O (l) ΔH2 = - (-840 KJ / mol)

CH3CH3OH + 3O2 -2O2 - CH3COOH 2CO2 + 3H2O -2CO2

-2H2O

Sono aggiunti algebricamente e questo è il risultato: l'equazione richiesta nel problema.

CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l)

Determina l'entalpia della reazione.

Allo stesso modo in cui ogni reazione moltiplicata per il coefficiente numerico, anche il valore delle entalpie deve essere moltiplicato

ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)

ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol

ΔH3 = - 540 KJ / mol.

Nell'esercizio precedente, l'etanolo presenta due reazioni, la combustione e l'ossidazione.

In ogni reazione di combustione c'è la formazione di CO2 e H2O, mentre nell'ossidazione di un alcool primario come l'etanolo c'è la formazione di acido acetico

riferimenti

  1. Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Chimica generale Materiale didattico Lima: Pontificia Università Cattolica del Perù.
  2. Chimica. Libretexts. Termochimica. Tratto da hem.libretexts.org.
  3. Levine, I. Fisicochimica. vol.2.