Entalpia reakcji

Entalpia reakcji

Termodynamika to nauka o energii cieplnej i innych rodzajach energii, takich jak praca. Prawa termodynamiki są stosowane we wszystkich znanych dziedzinach nauki i mają zastosowania od biologii po fizykę.

Trzy prawa termodynamiki

Istnieją trzy podstawowe prawa termodynamiki, które opisują oddziaływania zachodzące we wszechświecie, niezależnie od skali.

Pierwszym z nich jest prawo zachowania energii, które opisuje, że całkowita energia izolowanego układu jest stała. Energia może być przenoszona z jednej formy energii do drugiej, ale nigdy nie może być tworzona ani niszczona. Na przykład energia cieplna może zostać przekształcona w pracę.

Drugą zasadą termodynamiki jest prawo zwiększonej entropii. Entropia to właściwość termodynamiczna, która jest związana z możliwymi mikroskopijnymi konfiguracjami układu. Entropia opisuje nieporządek układu termodynamicznego. Drugie prawo mówi, że suma entropii w izolowanym układzie termodynamicznym musi zawsze rosnąć, ponieważ systemy dążą do większego nieporządku, a nie mniejszego. Dlatego systemy termodynamiczne nigdy nie mogą zmniejszyć entropii, co sugerowałoby zmianę z nieuporządkowanego na uporządkowany, ponieważ naruszyłoby to to podstawowe prawo entropii.

Wreszcie trzecią zasadą termodynamiki jest prawo zera bezwzględnego. Prawo to mówi, że entropia układu zbliża się do stałej wartości, gdy układ zbliża się do temperatury zera bezwzględnego. Zero bezwzględne to teoretyczna temperatura, w której zatrzymuje się ruch całej materii i jest definiowana jako 0 stopni Kelvina.

Entalpia

W fizyce i chemii istnieją dwa rodzaje funkcji: funkcje stanu i funkcje ścieżek. Funkcje ścieżek zależą od przejścia, jakie przechodzi system ze stanu początkowego do stanu końcowego. Najczęstszymi funkcjami ścieżki są ciepło (Q) i praca (W).

Funkcje stanów są niezależne od ścieżki i zależą od aktualnego stanu równowagi układu. Funkcje stanu obejmują ciśnienie, temperaturę, objętość, entalpię i entropię.

Entalpia, H, to właściwość termodynamiczna, która opisuje ciepło tracone lub uzyskiwane w układzie. Zmiana entalpii, ΔH, jest równa sumie zmiany energii wewnętrznej, ΔU, plus iloczyn stałego ciśnienia, P, i zmiany objętości, ΔV.

ΔH = ΔU + PΔV

Podczas reakcji chemicznej energia jest albo pozyskiwana, albo uwalniana. Ponieważ entalpia jest funkcją stanu, zmiana entalpii podczas reakcji chemicznej zależy tylko od różnicy między entalpią końcową i początkową.

ΔH = H_końcowy -_{H początkowy}

Entalpia początkowa reprezentuje entalpię reagentów, podczas gdy entalpia końcowa reprezentuje entalpię produktów. Zatem zmianę entalpii reakcji można opisać następującym równaniem:

ΔH_rxn =_produkty H -_reagenty H

Gdy entalpia produktów jest większa niż entalpia reagentów, ΔH jest dodatnia, co wskazuje, że reakcja pochłania ciepło i jest endotermiczna. Gdy entalpia reagentów jest większa niż entalpia produktów, ΔH jest ujemna, a reakcja uwalnia ciepło i jest egzotermiczna. Jeżeli wartości ΔH są znane dla reakcji, reakcją odwrotną jest ujemna wartość tej ΔH. Egzotermiczna reakcja naprzód stałaby się na przykład endotermiczną reakcją odwrotną.

Niektóre reakcje zachodzą w wielu etapach, a każda z nich ma swoją własną entalpię reakcji. Zgodnie z prawem Hessa możemy określić ogólną entalpię reakcji, dodając entalpię reakcji dla każdego kroku.

Na przykład tworzenie tlenku magnezu ze stałego magnezu i gazowego tlenu można podzielić na trzy indywidualne reakcje.

Mg_(s) + 1/2O_2(g) → MgO_(s) ΔH_rxn

Mg_(s) + 2H⁺_(aq) → Mg²⁺_(aq) + H_2(g) ΔH_rxn1

Mg²⁺_(woda) + H₂O_(l) → MgO_(s) + 2H⁺_(woda) ΔH_rxn2

1/2O_2(g) + H_2(g) → H₂O_(l) ΔH_rxn3

Zgodnie z prawem Hessa entalpia reakcji dla całej reakcji (ΔH_rxn) jest równa sumie indywidualnych entalpii reakcji każdego kroku.

ΔH_rxn = ΔH_{rxn1 +} ΔH_{rxn2 +} ΔH_rxn3

Kalorymetr

Kalorymetr to urządzenie, które mierzy ciepło uwolnione lub pochłonięte w procesie fizycznym lub reakcji chemicznej. Kalorymetr stałociśnieniowy składa się z izolowanej komory reakcyjnej, która jest odizolowana od otoczenia. Minimalizuje to wpływ ciepła lub utraconych prac na otaczające środowisko. Kalorymetr posiada mieszadło do mieszania roztworu oraz termometr do pomiaru zmian temperatury.

Aby zmierzyć ciepło za pomocą kalorymetru, reagenty umieszcza się w komorze reakcyjnej i miesza. W miarę zachodzenia reakcji zmiany temperatury są rejestrowane jako ΔT. Ponieważ kalorymetr jest izolowany i odizolowany od otoczenia, każda zmiana temperatury jest spowodowana ciepłem uzyskanym lub utraconym podczas reakcji chemicznej.

Kalorymetr może być używany do określania entalpii reakcji poprzez określenie wartości termodynamicznej ciepła, Q, przy użyciu zmiany temperatury. Gdy Q jest dodatnie, ciepło jest pochłaniane przez system, podczas gdy ujemne Q oznacza ciepło uwalniane przez system.

Ciepło jest związane ze zmianą temperatury podczas reakcji, ΔT, przez masę substancji, m, i jej pojemność cieplną właściwą, c_s. Ciepło właściwe reprezentuje ilość energii potrzebnej w postaci ciepła do podniesienia temperatury jednej jednostki masy czystej substancji o jedną jednostkę i jest zapisywane w jednostkach J/kg·K.

Q = mc_sΔT

Indeks dolny p wskazuje, że reakcja odbywa się pod stałym ciśnieniem.

Q = mc_pΔT

Ponieważ każdy składnik reakcji i kalorymetru pochłania lub traci ciepło, wszystkie składniki muszą być brane pod uwagę przy obliczaniu ciepła termodynamicznego reakcji, Q_rxn. Dlatego całkowite ciepło reakcji jest równe ciepłu uzyskanemu lub utraconemu przez roztwór plus ciepłu uzyskanemu lub utraconemu przez kalorymetr.

Q_rxn = - (Q_soln +_{Q kalorymetr})

Q_rxn = - (m_solnc_solnΔT + C_kalorymetrΔT)

Ciepło termodynamiczne reakcji, Q_rxn, mierzone w kalorymetrze, jest równe ciepłu reakcji, ΔH_rxn.

Odwołania

1. Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). Chemia i reaktywność chemiczna. Belmont, Kalifornia: Brooks/Cole, Cengage Learning.
2. Silderberg, M.S. (2009). Chemia: molekularna natura materii i zmiana. Boston, Massachusetts: McGraw Hill.

Termodynamika to nauka o cieple i jego związku z energią i pracą. Jedną z najważniejszych właściwości termodynamicznych jest entalpia, która wskazuje na energię cieplną przenoszoną przez proces pod stałym ciśnieniem. Entalpia jest używana do opisania reakcji chemicznych, w których zmiana entalpii, ΔH, mówi nam, ile ciepła jest pochłaniane lub uwalniane podczas reakcji chemicznej.

Entalpia jest funkcją stanu, co oznacza, że zmiana jest niezależna od ścieżki i uwzględnia tylko stan początkowy i końcowy. W ten sposób ΔH reakcji oblicza się, odejmując sumę entalpii reagentów od sumy entalpii produktów.

Jeśli ΔH jest dodatnie, reakcja jest endotermiczna i pochłania ciepło z otoczenia. Jeśli ΔH jest ujemne, reakcja jest egzotermiczna i uwalnia ciepło do otoczenia.

Możemy zmierzyć zmianę entalpii reakcji za pomocą izolowanego systemu, takiego jak kalorymetr. Uproszczony kalorymetr, taki jak ten, który mamy tutaj, składa się z izolowanej celi na próbkę z mieszadłem i termometrem. W miarę jak reakcja przebiega wewnątrz izolowanej komórki, zmienia się temperatura i jesteśmy w stanie zmierzyć ΔT.

Możemy założyć, że żadna energia nie jest przenoszona do ani z celi próbki, ponieważ jest ona izolowana. Możemy więc założyć, że zmiana temperatury jest spowodowana zmianą ciepła w reakcji.

Jak więc użyć ΔT do obliczenia ΔH? Przy stałym ciśnieniu ΔH jest równe przepływowi ciepła, Q. Q jest równe masie substancji pomnożonej przez jej właściwą pojemność cieplną i zmianę temperatury. Ciepło właściwe, c_s, jest miarą ilości ciepła potrzebnej do podniesienia temperatury 1 g materiału o 1 °C.

Materiał o wyższej pojemności cieplnej wymaga więcej energii do podniesienia jego temperatury i odwrotnie. Wartości ciepła właściwego dla powszechnie stosowanych substancji można znaleźć w literaturze. W ten sposób możemy wykorzystać ciepło właściwe, wraz z masą substancji i zmianą temperatury, do obliczenia ΔH dla reakcji.

W twoim eksperymencie zmierzymy zmianę entalpii dla tworzenia się tlenku magnezu z magnezu i tlenu. Korzystanie z naszego prostego kalorymetru wymaga od nas pośredniego pomiaru ciepła reakcji za pomocą serii oddzielnych etapów reakcji. Tak więc przeprowadzimy każdą reakcję osobno i zmierzymy ΔT, a co za tym idzie, ΔH dla każdej reakcji. Następnie, zgodnie z prawem Hessa, entalpia całej reakcji jest równa sumie każdej z entalpii reakcji dla każdego kroku reakcji.

W tym laboratorium skonstruujesz prosty kalorymetr za pomocą kubków polistyrenowych, a następnie eksperymentalnie określisz entalpię powstawania tlenku magnezu.