Энтальпия реакции

Энтальпия реакции

Термодинамика — это наука о тепловой энергии и других видах энергии, таких как работа. Законы термодинамики используются во всех известных областях науки и имеют приложения от биологии до физики.

Три закона термодинамики

Существуют три основных закона термодинамики, которые описывают взаимодействия, происходящие во Вселенной, независимо от масштаба.

Первый — это закон сохранения энергии, который гласит, что общая энергия изолированной системы постоянна. Энергия может передаваться от одной формы энергии к другой, но она никогда не может быть создана или уничтожена. Например, тепловая энергия может быть преобразована в работу.

Второй закон термодинамики — это закон повышенной энтропии. Энтропия — это термодинамическое свойство, связанное с возможными микроскопическими конфигурациями системы. Энтропия описывает беспорядок в термодинамической системе. Второй закон гласит, что сумма энтропий в изолированной термодинамической системе всегда должна увеличиваться, потому что системы стремятся к большему, а не меньшему беспорядку. Следовательно, термодинамические системы никогда не могут уменьшаться в энтропии, что предполагало бы переход от неупорядоченного к упорядоченному, потому что это нарушило бы этот фундаментальный закон энтропии.

Наконец, третьим законом термодинамики является закон абсолютного нуля. Этот закон гласит, что энтропия системы приближается к постоянному значению по мере приближения системы к температуре абсолютного нуля. Абсолютный ноль — это теоретическая температура, при которой движение всей материи прекращается, и она определяется как 0 градусов Кельвина.

энтальпия

В физике и химии существует два типа функций: функции состояния и функции траектории. Функции пути зависят от того, какой переход происходит в системе из начального состояния в конечное. Наиболее распространенными функциями пути являются теплота (Q) и работа (W).

Функции состояния не зависят от пути и зависят от текущего равновесного состояния системы. Функции состояния включают давление, температуру, объем, энтальпию и энтропию.

Энтальпия (H) — это термодинамическое свойство, описывающее потерю или накопление тепла в системе. Изменение энтальпии ΔH равно сумме изменения внутренней энергии ΔU плюс произведение постоянного давления P и изменения объема ΔV.

ΔH = ΔU + PΔV

Во время химической реакции энергия либо приобретается, либо высвобождается. Поскольку энтальпия является функцией состояния, изменение энтальпии в ходе химической реакции зависит только от разницы между конечной и начальной энтальпией.

ΔH = H_final - H_initial

Начальная энтальпия представляет собой энтальпию реагентов, тогда как конечная энтальпия представляет энтальпию продуктов. Таким образом, изменение энтальпии в реакции может быть описано следующим уравнением:

ΔH_rxn = H_{продукты} - H_{реагенты}

Когда энтальпия продуктов больше энтальпии реагентов, ΔH положительна, что указывает на то, что реакция поглощает тепло и является эндотермической. Когда энтальпия реагентов больше энтальпии продуктов, ΔH отрицательна, и реакция выделяет тепло и является экзотермической. Если значения ΔH известны для реакции, то обратная реакция является отрицательным значением этого ΔH. Экзотермическая прямая реакция может стать, например, эндотермической обратной реакцией.

Некоторые реакции протекают в несколько этапов, и каждая из них имеет свою энтальпию реакции. Согласно закону Гесса, мы можем определить общую энтальпию реакции, сложив энтальпию реакции для каждого этапа.

Например, образование оксида магния из твердого магния и газообразного кислорода можно разделить на три отдельные реакции.

Mg_(s) + 1/2O_2(g) → MgO_(s) ΔH_rxn

Мг_(с) + 2H⁺_(aq) → Mg²⁺_(aq) + H_2(g) ΔH_rxn1

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

1/2O_2(g) + H_2(g) → H₂O_(l) ΔH_rxn3

Согласно закону Гесса, энтальпия реакции для всей реакции (ΔH_rxn) равна сумме отдельных энтальпий реакций каждой стадии.

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

калориметр

Калориметр — это устройство, которое измеряет тепло, выделяемое или поглощаемое физическим процессом или химической реакцией. Калориметр постоянного давления состоит из изолированной реакционной камеры, изолированной от окружающей среды. Это сводит к минимуму воздействие тепла или потери работы на окружающую среду. Калориметр имеет мешалку для смешивания раствора и термометр для измерения изменения температуры.

Для измерения теплоты с помощью калориметра реагенты помещаются внутрь реакционной камеры и перемешиваются. По мере протекания реакции изменения температуры записываются как ΔT. Поскольку калориметр изолирован и изолирован от окружающей среды, любое изменение температуры происходит из-за тепла, полученного или потерянного во время химической реакции.

Калориметр может быть использован для определения энтальпии реакции путем определения термодинамического значения теплоты Q, используя изменение температуры. Когда добротность положительна, тепло поглощается системой, тогда как отрицательная добротность указывает на тепло, выделяемое системой.

Теплоемкость связана с изменением температуры в ходе реакции ΔT на массу вещества м и его удельную теплоемкость, с_с. Удельная теплоемкость представляет собой количество энергии, необходимое в виде теплоты для повышения температуры одной единицы массы чистого вещества на одну единицу, и выражается в единицах Дж/кг·К.

Q = mc_sΔT

Подстрочный индекс p указывает на то, что реакция протекает под постоянным давлением.

Q = mc_pΔT

Поскольку каждый компонент реакции и калориметра поглощает или теряет теплоту, все компоненты должны быть учтены при расчете термодинамической теплоты реакции, Q_rxn. Таким образом, общая теплота реакции равна теплоте, полученной или потерянной раствором, плюс тепло, полученной или потерянной калориметром.

Q_rxn = - (Q_soln + Q_{калориметр})

Q_rxn = - (m_solnc_solnΔT + C_{калориметр}ΔT)

Термодинамическая теплота реакции Q_rxn, измеренная в калориметре, равна теплотечности реакции ΔH_rxn.

Ссылки

1. Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). Химия и химическая реакционная способность. Бельмонт, Калифорния: Брукс/Коул, Cengage Learning.
2. Silderberg, M.S. (2009). Химия: молекулярная природа материи и изменения. Бостон, Массачусетс: Макгроу Хилл.

Термодинамика — это наука о теплоте и ее связи с энергией и работой. Одним из наиболее важных термодинамических свойств является энтальпия, которая указывает на тепловую энергию, передаваемую процессом при постоянном давлении. Энтальпия используется для описания химических реакций, в которых изменение энтальпии, ΔH, сообщает нам, сколько тепла поглощается или выделяется во время химической реакции.

Энтальпия является функцией состояния, что означает, что изменение не зависит от пути и учитывает только начальное и конечное состояние. Таким образом, ΔH реакции вычисляется путем вычитания суммы энтальпий реагентов из суммы энтальпий продуктов.

Если ΔH положительный, реакция является эндотермической и поглощает тепло из окружающей среды. Если ΔH отрицательный, реакция является экзотермической и выделяет тепло в окружающую среду.

Мы можем измерить изменение энтальпии в реакции с помощью изолированной системы, такой как калориметр. Упрощенный калориметр, подобный тому, который мы имеем здесь, состоит из изолированной ячейки для образца с мешалкой и термометром. По мере того, как реакция протекает внутри изолированного элемента, температура меняется, и мы можем измерить ΔT.

Можно предположить, что никакая энергия не передается внутрь или из ячейки образца, потому что она изолирована. Таким образом, мы можем предположить, что изменение температуры происходит из-за изменения температуры в ходе реакции.

Итак, как мы используем ΔT для вычисления ΔH? При постоянном давлении ΔH равен тепловому потоку, Q. Q равен массе вещества, умноженной на его удельную теплоемкость и изменение температуры. Удельная теплоемкость, c_s, является мерой того, сколько тепла требуется для повышения температуры 1 г материала на 1 °C.

Материал с более высокой удельной теплоемкостью требует больше энергии для повышения своей температуры и наоборот. Значения удельной теплоемкости для распространенных веществ можно найти в литературе. Таким образом, мы можем использовать удельную теплоемкость, а также массу вещества и изменение температуры, чтобы рассчитать ΔH для реакции.

В вашем эксперименте мы будем измерять изменение энтальпии для образования оксида магния из магния и кислорода. Использование нашего простого калориметра требует от нас измерения теплоты реакции косвенно с помощью серии отдельных этапов реакции. Таким образом, мы запустим каждую реакцию отдельно и измерим ΔT и, соответственно, ΔH для каждой реакции. Тогда, согласно закону Гесса, энтальпия общей реакции равна сумме энтальпий каждой из энтальпий реакции для каждого шага реакции.

В этой лаборатории вы сконструируете простой калориметр с использованием полистирольных чашек, а затем экспериментально определите энтальпию образования оксида магния.