Ciepło rozwiązania, jak to obliczyć, zastosowania i ćwiczenia

Plik ciepło roztworu lub entalpia roztworu to ciepło, które jest pochłaniane lub oddawane podczas procesu rozpuszczania pewnej ilości substancji rozpuszczonej w rozpuszczalniku, w warunkach stałego ciśnienia.

Kiedy zachodzi reakcja chemiczna, energia jest potrzebna zarówno do tworzenia, jak i do zrywania wiązań, które pozwalają na tworzenie nowych substancji. Energią potrzebną do zajścia tych procesów jest ciepło, a termochemia to dziedzina nauki odpowiedzialna za ich badanie..

Jeśli chodzi o termin entalpia, wschód Służy do oznaczenia przepływu ciepła, gdy procesy chemiczne zachodzą w warunkach stałego ciśnienia. Stworzenie tego terminu przypisuje się holenderskiemu fizykowi Heike Kamerlingh Onnes (1853 - 1926), temu samemu, który odkrył nadprzewodnictwo.

Indeks artykułów

• 1 Jak to jest obliczane?
  • 1.1 - Wyrażenie entalpii
• 2 Aplikacje
  • 2.1 Pomiary kalorymetrem
• 3 ćwiczenia rozwiązane
  • 3.1 - Ćwiczenie 1
  • 3.2 - Ćwiczenie 2
• 4 Odnośniki

Jak to jest obliczane?

Aby znaleźć entalpię, musimy zacząć od pierwszej zasady termodynamiki, która zakłada, że ​​zmiana energii wewnętrznej ΔU układu wynika z pochłoniętego ciepła Q i pracy W wykonanej na nim przez jakiś czynnik zewnętrzny:

ΔU = Q + W

Gdzie praca jest całką ujemną w całej objętości iloczynu ciśnienia i różnicowej zmiany objętości. Ta definicja jest równoważna z ujemną całką iloczynu skalarnego siły i wektora przemieszczenia w pracy mechanicznej:

Kiedy zastosowany jest warunek stałego ciśnienia wspomniany powyżej, P może wyjść z całki; dlatego praca jest:

W = -P (V_fa -V_lub) = -PΔV

-Wyrażenie entalpii

Jeżeli ten wynik zostanie zastąpiony ΔLUB uzyskuje się:

ΔU = Q - PΔV

Q = ΔU + PΔV = U_fa - LUB_lub + P (V_fa -V_lub) = U_fa + PV_fa - (LUB_lub + PV_lub )

Ilość U + PV nazywa się entalpią H., po to aby:

Q = H._fa - H._lub = ΔH.

Entalpię mierzy się w dżulach, ponieważ jest to energia.

Entalpia rozwiązania

Początkowe składniki roztworu to substancja rozpuszczona i rozpuszczalnik oraz mają oryginalną entalpię. Kiedy nastąpi to rozpuszczenie, będzie miało swoją własną entalpię.

W tym przypadku zmianę entalpii w dżulach można wyrazić jako:

ΔH = H_rozwiązanie - H._odczynniki

Albo w standardowej formie entalpii ΔH^lub, gdzie wynik jest w dżulach / mol

ΔH^lub = H.^lub _rozwiązanie - H.^lub_odczynniki

Jeśli reakcja wydziela ciepło, znak ΔH jest ujemny (proces egzotermiczny), jeśli pochłania ciepło (proces endotermiczny) znak będzie dodatni. I oczywiście wartość entalpii roztworu będzie zależeć od stężenia roztworu końcowego..

Aplikacje

Wiele związków jonowych jest rozpuszczalnych w rozpuszczalnikach polarnych, takich jak woda. Powszechnie stosowane są roztwory soli (chlorku sodu) w wodzie lub solance. Teraz entalpię rozwiązania można uznać za wkład dwóch energii:

- Jeden do zrywania wiązań substancja rozpuszczona i substancja rozpuszczona oraz rozpuszczalnik-rozpuszczalnik

- Drugim jest to, co jest wymagane przy tworzeniu nowych wiązań między substancją rozpuszczoną a rozpuszczalnikiem..

W przypadku rozpuszczania soli jonowej w wodzie wymagana jest znajomość tzw entalpia sieciowa ciała stałego i entalpia nawodnienia do utworzenia roztworu, w przypadku wody. Jeśli to nie jest woda, to się nazywa entalpia solwatacji.

Plik entalpia kratowa jest energią niezbędną do rozpadu sieci jonowej i utworzenia jonów gazowych, proces, który jest zawsze endotermiczny, ponieważ energia musi być dostarczona do ciała stałego, aby rozdzielić je na jony składowe i doprowadzić je do stanu gazowego.

Z drugiej strony procesy hydratacji są zawsze egzotermiczne, ponieważ jony uwodnione są bardziej stabilne niż jony w stanie gazowym..

W ten sposób tworzenie roztworu może być egzotermiczne lub endotermiczne, w zależności od tego, czy rozpad sieci jonowej substancji rozpuszczonej wymaga więcej, czy mniej energii niż zapewnia hydratacja..

Pomiary kalorymetrem

W praktyce da się zmierzyć ΔH w kalorymetrze, który zasadniczo składa się z izolowanego pojemnika wyposażonego w termometr i pręt mieszający.

Jeśli chodzi o pojemnik, to prawie zawsze wlewa się do niego wodę, która jest cieczą kalorymetryczną par excellence, ponieważ jej właściwości są uniwersalnym odniesieniem dla wszystkich cieczy..

Oczywiście materiały kalorymetru oprócz wody biorą również udział w wymianie ciepła. Ale kaloryczność całego zestawu tzw stały kalorymetr, można określić niezależnie od reakcji, a następnie uwzględnić, gdy zajdzie.

Bilans energetyczny jest następujący, pamiętając o warunku, że nie ma wycieków energii w systemie:

ΔH. _rozwiązanie + ΔH. _woda + do _kalorymetr ΔT = 0

Skąd:

ΔH. _rozwiązanie = - m _woda . do _woda . ΔT - C _kalorymetr ΔT = -Q _woda - Q _kalorymetr

Aby uzyskać standardową entalpię:

- Masa rozpuszczona: m_s

- Masa cząsteczkowa substancji rozpuszczonej: M._s

- Masa wody: m_woda

- Masa cząsteczkowa wody: M_woda

- Molowa pojemność cieplna wody: C._{Woda ; m}*

- Zmiana temperatury: ΔT

* C_{Po południu} wody wynosi 75,291 J / mol. K.

Rozwiązane ćwiczenia

-Ćwiczenie 1

Entalpia tworzenia się stałego wodorotlenku potasu KOH wynosi ΔH.^lub = +426 KJ / mol, wody w stanie ciekłym H._dwaAlbo to jest 285,9 kJ / mol.

Ponadto wiadomo, że gdy metaliczny wodorotlenek potasu reaguje z ciekłą wodą, wodorem i ΔH.^lub = -2011 kJ / mol. Na podstawie tych danych obliczyć entalpię roztworu KOH w wodzie.

Rozwiązanie

- KOH rozkłada się na jego składniki:

KOH_solidny → K._solidny + ½ O_dwa + ½ H._dwa;  ΔH.^lub = - 426 kJ / mol

- Powstaje woda w stanie ciekłym:

½ O_dwa + ½ H._dwa → H._dwaLUB_ciekły;  ΔH.^lub = -285,9 kJ / mol

- Teraz musisz sformułować rozwiązanie:

K._solidny + H._dwaO → ½ H._dwa + KOH_wodny ; ΔH.^lub = -2011 kJ / mol

Zwróć uwagę, że znak entalpii rozpadu KOH został odwrócony, co wynika z prawa Hessa: kiedy reagenty są przekształcane w produkty, zmiana entalpii nie zależy od wykonywanych kroków i kiedy należy odwrócić równanie, jak w tym przypadku znak zmian entalpii.

Bilans energetyczny to algebraiczna suma entalpii:

- 426 kJ / K - 285,9 kJ / mol - 2011 kJ / mol = -2722,9 kJ / mol

-Ćwiczenie 2

Entalpię roztworu dla następnej reakcji określa się w kalorymetrze stałociśnieniowym, a stała kalorymetru jest znana jako 342,5 J / K. Po rozpuszczeniu 1423 g siarczanu sodu Na_dwapołudniowy zachód₄ w 100,34 g wody zmiana temperatury wynosi 0,037 K. Obliczyć standardową entalpię roztworu dla Na_dwapołudniowy zachód₄ z tych danych.

Rozwiązanie

Standardową entalpię rozwiązania rozwiązuje się z równania podanego powyżej:

W przypadku siarczanu sodu: M._s = 142,04 g / mol; m_s = 1423 g

A do wody: m_woda = 100,34 g; M_woda = 18,02 g / mol; do_{woda; m} = 75,291 J / K mol

ΔT = 0,037 K.

do _kalorymetr = 342,5 J / K

Bibliografia

1. Cengel, rok 2012. Termodynamika. 7th Ed. Mc.Graw Hill. 782 - 790
2. Engel, T. 2007. Wprowadzenie do fizykochemii: termodynamika. Edukacja Pearson. 63-78.
3. Giancoli, D. 2006. Fizyka: Zasady z zastosowaniami. 6.… Ed Prentice Hall. 384-391.
4. Maron, S. 2002. Podstawy fizykochemii. Limusa. 152-155 ° C.
5. Serway, R., Jewett, J. (2008). Fizyka dla nauki i inżynierii. Tom 1. 7th. Ed. Cengage Learning. 553-567.