Entalpía

Ciò che è entalpico?

IL Entalpía È una proprietà termodinamica la cui variazione, a condizioni di temperatura costante e pressione, determina l'energia calorica di una sostanza o un sistema associata a una reazione chimica o un processo fisico. Essendo una funzione di stato, è rappresentata con la lettera nel capitale H, essendo ΔH la sua variazione.

È una delle proprietà più ampie più fondamentali per studiare la termochimica di molte reazioni; Cioè, parliamo del distacco o dell'assorbimento del calore tra il mezzo di reazione e l'ambiente circostante. Pertanto, diciamo che una reazione è esotermica se la sua ΔH è negativa (ΔH 0).

Il cambiamento di entalpia nello scioglimento del ghiaccio è positivo, indicando che il ghiaccio assorbe il calore dall'ambiente per spostarsi allo stato liquido, l'acqua

Il ghiaccio, per esempio, ha un entalpia, h_ghiaccio, Mentre l'acqua ha anche la sua entalpia, h_acqua. Quando il ghiaccio si scioglie, si verifica una variazione di entalpia, chiamata ΔH_FU o calore di scioglimento (h_acqua-H_ghiaccio). L'entalpia d'acqua è superiore al ghiaccio, causando ΔH_FU Perché il ghiaccio è positivo e ha un valore di +6.01 kj/mol.

L'entalpia e la sua variazione sono generalmente espressi in unità di joule o calorie. Il cambiamento di entalpia +6.01 kj/mol indica che un mole di ghiaccio deve assorbire 6.01 kJ di energia calorica o calore per sciogliere.

Come viene calcolata Entalpia?

Entalpia e la sua variazione

L'entalpia stessa è incalcolabile, perché dipende da variabili difficili da misurare esattamente. Un buon confronto sarebbe quello di voler misurare il volume totale degli oceani: ce ne saranno sempre porzioni sotto la terra o sparse tra i continenti. Pertanto, e in pratica, non può essere determinato; Ma sì ΔH.

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Per raggiungere un'espressione matematica che consente il calcolo di ΔH, deve prima essere lasciato alla definizione fondamentale di entalpia:

H = u + pv

Essere l'energia interna del sistema o la sostanza in questione e PV il lavoro di volume di pressione che questo sistema esercita sull'ambiente circostante. Dato che siamo interessati a calcolare ΔH e no h, abbiamo:

ΔH = ΔU + Δ (PV)

Se la pressione è costante, l'equazione rimarrà:

ΔH = ΔU + PΔV

Sappiamo d'altra parte che:

ΔU = Q + W

Essendo Q calore e lavoro. Sostituirci:

ΔH = Q + W + PΔV

Ma inoltre, lo sappiamo:

W = - pΔv

E quindi:

ΔH = Q  - PΔV + PΔV

ΔH = Q

Cioè, il ΔH per una reazione o un processo, effettuato a pressione costante, sarà uguale al calore Q generato o assorbito.

Reazioni Entalpy Cambia

Il presupposto che la pressione rimanga costante è possibile se la reazione si verifica sotto l'atmosfera terrestre. Ad esempio, il ghiaccio dei paesaggi invernali si scioglie senza provare un'altra pressione rispetto a quella della nostra atmosfera. D'altra parte, si applica anche per le reazioni nei media liquidi o per quelle che non producono grandi quantità di gas.

Queste reazioni assorbono o rilasciano calore Q uguale a ΔH, che a sua volta è la differenza nelle entalpie tra prodotti e reagenti:

ΔH = H_Prodotti - H_Reagenti

Tipi di entalpia

È una pratica comune parlare di ΔH e H come se fossero gli stessi: entrambi sono chiamati entalpie. Tuttavia, quando si tratta dei tipi, H è unico per ogni sostanza o sistema; Mentre ΔH, d'altra parte, è soggetto alla natura della reazione o del processo in se stessi.

In questo senso, abbiamo innanzitutto variazioni di entalpia positiva (ΔH> 0) o negative (ΔH <0); unas corresponden a los procesos o reacciones endotérmicos (se enfrían los alrededores), mientras las segundas tienen que ver con los procesos o reacciones exotérmicos (se calientan los alrededores).

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Il segno '+' o '-' che accompagna ΔH ci dice quindi se c'è liberazione o assorbimento del calore in una certa reazione o processo; che hanno le loro caratteristiche ΔH, come parte delle loro proprietà termochimiche.

Abbiamo infiniti di tipi di entalpie, che possono essere classificati in base a processi fisici o reazioni chimiche.

Processi fisici

Entalpia di cambiamento di fase

Le sostanze devono assorbire o rilasciare calore per spostarsi da una fase di materiale o materiale (solido, liquido o gas) a un altro. Ad esempio, il ghiaccio assorbe il calore per sciogliersi, quindi l'entalpia per questo cambiamento di fase corrisponde alla fusione, ΔH_FU, Chiamato anche calore di calore latente.

Entalpia di dissoluzione o miscela

Le sostanze se sciolte o miscelate in un mezzo di solvente possono assorbire o rilasciare calore, avendo così un'entalpia ΔH_Dis o ΔH_Mescolare.

Reazioni chimiche

Entalpia di formazione

È il calore associato, ΔHº_F, alla formazione di un composto, in particolare una mole, dai suoi elementi costituenti in condizioni standard di pressione e temperatura (t = 298.15 K e p = 1 atm).

Entalpia di decomposizione

È il calore associato, ΔH_des, al degrado di un composto in sostanze più piccole e semplici. È generalmente positivo, perché è necessario il calore per rompere i legami delle molecole.

Entalpia di idrogenazione

È il calore associato, ΔH_H, Alla dipendenza da una molecola di idrogeno a un composto, di solito un idrocarburo.

Entalpia di combustione

È il calore rilasciato, ΔH_pettine, Quando una sostanza brucia reagendo con ossigeno. È negativo, perché il calore e la luce vengono rilasciati (fuoco).

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Esempi di entalpie

Infine, verranno fatte menzione di alcuni esempi specifici di entalpie:

Combustione di metano

Cap₄ + 2₂ → CO₂ + 2h₂O

ΔH = -890.3 kJ/mol

Cioè un mole di Cho₄ Quando la combustione libera 890.3 kJ di energia calorica.

Idrogenazione dell'etilene

Cap₂= Ch₂ + H₂ → Ch₃Cap₃

ΔH = -136 kJ/mol

Una mole di etilene rilascia 136 kJ di calore quando l'idrogeno diventa un etano.

Sale in acqua

Table Sale, NaCl, si dissolve nell'acqua per separare gli ioni Na⁺ e cl^- di reti cristalline e surround (idrato) delle molecole d'acqua:

NaCl (S) → Na⁺(AC) + CL^-(AC)

ΔH = +3.87 kJ/mol

Cioè, dissolvendo il sale in acqua, di conseguenza per raffreddare il vetro o il contenitore. Tuttavia, la quantità di calore assorbita è molto piccola, quindi le nostre mani avranno solo un leggero cambiamento di temperatura.

Dissoluzione del clorato di potassio in acqua

D'altra parte, il clorato di potassio, KCLO₃, Ha un ΔH_Dis Molto positivo:

Kcl₃(s) → K⁺(AC) + CLO₃^-(AC)

ΔH = +41.38 kJ/mol

Il che significa che per dissolversi nell'acqua si assorbe molto caldo. E quindi, il contenitore si raffreddirà in modo significativo e vedremo che il vapore acqueo circostante inumidirà la sua superficie esterna.

Riferimenti

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