Soluzione riscaldare come calcolati, applicazioni ed esercizi

Lui Soluzione calore O Entalpia di soluzione è il calore che viene assorbito o distaccato durante il processo di dissoluzione di una certa quantità di soluto nel solvente, a condizione che la pressione costante.

Quando ha luogo una reazione chimica, è necessaria l'energia sia per formare che rompere i collegamenti che consentono la formazione di nuove sostanze. L'energia che scorre in modo che questi processi avvengano è il calore e la termochimica è il ramo della scienza che è responsabile dello studio loro.

Fonte: Pixnio.

Per quanto riguarda il termine Entalpía, questo Viene utilizzato per chiamare il flusso di calore quando i processi chimici si verificano in condizioni di pressione costanti. La creazione di questo termine è attribuita al fisico olandese Heike Kamerlingh Onnes (1853-1926), lo stesso che ha scoperto la superconduttività.

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Come viene calcolato?

Per trovare l'entalpia, è necessario iniziare dalla prima legge della termodinamica, il che considera che la variazione dell'energia interna ΔU di un sistema sia dovuta alla Q assorbita dal calore e al lavoro fatto da un agente esterno:

ΔU = Q + W

Dove il lavoro è l'integrale negativo sopra tutto il volume della pressione della pressione dal cambiamento differenziale del volume. Questa definizione è equivalente all'integrale negativo del prodotto scalare della forza da parte dello spostamento del vettore nel lavoro meccanico:

Quando viene applicata la condizione di pressione costante sopra menzionata, P può essere fuori dall'integrale; Pertanto il lavoro è:

W = -p (v_F -V_O) = -PδV

-L'espressione per l'entalpia

Se questo risultato viene sostituito in ΔO è ottenuto:

ΔU = Q - PδV

Q = ΔU + pδV = u_F - O_O + P (v_F -V_O) = U_F + Pv_F - ( O_O + Pv_O )

L'importo U + pv Si chiama Entalpía H, affinché:

Q = H_F - H_O = ΔH

L'entalpia è misurata in joule, poiché è energia.

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Entalpia di soluzione

I componenti iniziali di una soluzione sono soluto e solvente e hanno un'entalpia originale. Quando questa soluzione viene eseguita, avrà una propria entalpia.

In questo caso, puoi esprimere la variazione di Entalpy in Joules come:

ΔH = H_soluzione - H_reagenti

O nella forma di entalpia standard ΔH^O, Dove il risultato è in joule/mol

ΔH^O = H^O _soluzione - H^O_reagenti

Se la reazione emana il calore, il segno di ΔH È negativo (processo esotermico), se assorbe il calore (processo endotermico) il segno sarà positivo. E naturalmente, il valore dell'entalpia di soluzione dipenderà dalla concentrazione della soluzione finale.

Applicazioni

Molti composti ionici sono solubili in solventi polari, come l'acqua. Le soluzioni sale (cloruro di sodio) in acqua o salamoia sono comunemente usate. Ora, l'entalpia della soluzione può essere considerata come il contributo di due energie:

- Uno per rompere i collegamenti al solvente e al solvente

- L'altro è quello richiesto nella formazione di collegamenti a neo-solvente.

Nel caso della dissoluzione di un sale d'acqua, è necessario conoscere il così chiamato Entalpia reticolare del solido e il Entalpia di idratazione Per formare la soluzione, nel caso dell'acqua. Se non si tratta di acqua, allora viene chiamato Entalpia di solvatazione.

IL Entalpia reticolare È l'energia necessaria per la rottura della rete ionica e forma gli ioni gassosi, un processo che è sempre endotermico, poiché l'energia deve essere fornita al solido per separarla nei suoi ioni costituenti e portarli allo stato gassoso.

D'altra parte, i processi di idratazione sono sempre esotermici, poiché gli ioni idratati sono più stabili degli ioni in uno stato gassoso.

In questo modo, la creazione della soluzione può essere esotermica o endotermica.

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Misurazioni con calorimetro

In pratica è possibile misurare ΔH In un calorimetro, che è sostanzialmente costituito da un contenitore isolato fornito con un termometro e un'asta agitante.

Per quanto riguarda il contenitore, l'acqua viene quasi sempre versata, che è il liquido calorimetrico per eccellenza, poiché le sue proprietà sono il riferimento universale per tutti i liquidi.

Vecchio calorimetro usato da lavoisier. Fonte: Gustavocarra [CC BY-SA 4.0 (https: // creativeCommons.Org/licenze/by-sa/4.0)].

Naturalmente i materiali calorimetri intervengono anche nello scambio di calore, oltre all'acqua. Ma la capacità calorica dell'intero set, chiamata costante del calorimetro, può essere determinato separatamente dalla reazione e quindi prendere in considerazione quando si verifica.

Il bilancio energetico è il seguente, ricordando la condizione che non vi sono perdite di energia nel sistema:

ΔH _soluzione + ΔH _acqua + C _calorimetro ΔT = 0

Da dove:

ΔH _soluzione = - m _acqua . C _acqua . ΔT - c _calorimetro ΔT = -q _acqua - Q _calorimetro

E per ottenere l'entalpia standard:

Dove:

- Messa di Soluto: M_S

- Peso molecolare del soluto: m_S

- Messa d'acqua: M_acqua

- Peso molecolare dell'acqua: M_acqua

- Capacità di calore molare dell'acqua: C_{acqua ; M}*

- Variazione di temperatura: Δt

*C_P.m dell'acqua è 75.291 J/mol . K

Esercizi risolti

-Esercizio 1

L'entalpia di formazione di potassio solido koh è ΔH^O = +426 kj/mol, L'acqua liquida H₂O lo è 285.9 kj/mol.

È anche noto che quando l'idrossido di potassio metallico reagisce con acqua liquida, idrogeno e ΔH^O = -2011 kj/mol. Con questi dati, calcola l'endalpy della soluzione KOH in acqua.

Soluzione

- Koh è disintestante nei suoi componenti:

Koh_solido → k_solido + ½ o₂ + ½ h₂;  ΔH^O = - 426 kJ/mol

- Si forma l'acqua liquida:

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½ o₂ + ½ h₂ → H₂O_Liquido;  ΔH^O = -285.9 kj/mol

- Ora devi formare la soluzione:

K_solido + H₂O → ½ h₂ + Koh_acquoso ; ΔH^O = -2011 KJ/Mol

Si noti che è stato investito il segno dell'entalpia di disintegrazione di KOH, il che è dovuto alla legge di Hess: quando i reagenti diventano prodotti, il cambio di entalpia non dipende dalle fasi di fila e quando l'equazione è necessaria per investire In questo caso, i cambiamenti di entalpia segnale.

Il bilancio energetico è la somma algebrica delle entalpie:

- 426 KJ/K - 285.9 kJ/mol - 2011 KJ/Mol = -2722,9 kJ/mol

-Esercizio 2

La soluzione di dissoluzione per la reazione successiva è determinata in un calorimetro a pressione costante ed è noto che la costante del calorimetro è 342.5 J/K. Quando 1 mi dissolverà.423 g di sodio solfato NA₂SW₄ in 100.34 g di acqua, la variazione di temperatura è 0.037 k. Calcola la soluzione standard di soluzione per NA₂SW₄ Da questi dati.

Soluzione

L'entalpia standard della soluzione è chiara dall'equazione precedentemente data:

Ed è calcolato con l'aiuto dei seguenti dati tabulati:

Per solfato di sodio: m_S = 142.04 g/mol; M_S = 1.423 g

E per l'acqua: m_acqua = 100.34 g; M_acqua = 18.02 g/mol; C_{acqua; m} = 75.291 J/K Mol

ΔT = 0.037 k

C _calorimetro = 342.5 J/K

Riferimenti

1. Cengel, e. 2012.Termodinamica. 7 ° ed. MC.Graw Hill. 782 - 790
2. Engel, t. 2007. Introduzione alla fisicoChimica: Termodinamica. Pearson Education. 63-78.
3. Giancoli, d.  2006. Fisica: principi con applicazioni. 6 ° ... Ed Prentice Hall. 384-391.
4. Maron, s. 2002. Fondamenti di fisica. Limusa. 152-155.
5. Serway, r., Jewett, J. (2008). Fisica per la scienza e l'ingegneria. Volume 1. 7 °. Ed. Apprendimento del Cengage. 553-567.