Entalpija i promjena entalpije

Uvod

Prisjetite se uloge znojenja u održavanju homeostaze tijela čovjeka, primjerice, tijekom trčanja. U kojem smjeru se izmjenjuje energija u obliku topline tijekom znojenja tijela?

Tijekom znojenja zbiva se hlapljenje znoja pri čemu se smanjuje zagrijanost površine kože. Energija u obliku topline prenosi se sa površine kože na znoj koji hlapi te zatim na okolinu pri čemu se tijelo hladi.

U svim fizikalnim i kemijskih promjenama vrijedni sljedeće pravilo: toplina uvijek spontano prelazi s tijela više temperature na tijelo (ili okolinu) niže temperature.

Dio kemije koji se bavi proučavanjem toplinskih promjena u kemijskim reakcijama kao i fizikalnim promjenama zove se termokemija.

Entalpija

Entalpija, H, je toplina koja se oslobađa ili apsorbira pri nekoj fizikalnoj ili kemijskoj promjeni, uz konstantan tlak. Definira se kao termodinamička funkcija stanja sustava, a to znači da ovisi o uvjetima u kojima se sustav nalazi. Apsolutna vrijednost entalpije, H, ne može se eksperimentalno odrediti, već se određuje njezin prirast, ΔH, tj. razlika između konačnog i početnog stanja.

[latex]Q=\triangle H[/latex]

[latex]p=[/latex] konst.

Standardne entalpije

Standardna reakcijska entalpija (Δ_rH°) je količina topline koja se oslobađa ili apsorbira u nekoj kemijskoj reakciji pri tlaku 100 kPa po molu dosega reakcije. Mjerna jedinica jest kJ mol^–1. Može se odrediti eksperimentalno, ali i izračunati iz standardnih entalpija stvaranja spojeva u reakciji.

$$\triangle_rH\degree=H\degree(produkti)-H\degree(reaktanti)$$

$$\triangle_rH\degree=\Sigma\triangle_fH\degree(produkti)-\Sigma\triangle_fH\degree(reaktanti)$$

Pozorno pogledajte videozapis Promjena entalpije i odgovorite na pitanja.

Promjena entalpije

Standardna entalpija stvaranja (Δ_fH°) je količina topline koja se oslobađa ili apsorbira nastankom jednoga mola kemijskoga spoja iz elementarnih tvari pri tlaku 100 kPa. Standardna entalpija stvaranja za elementarnu tvar u njezinu standardnome stanju prema dogovoru ima vrijednost 0 kJ mol^-1.

Zadatak:

Izračunajte standardnu reakcijsku entalpiju gorenja etanola uz dovoljnu dostupnost kisika.

Zadano je:

Δ_fH°(C₂H₅OH,l) = –277,70 kJ mol^-1

Δ_fH°(O₂,g) = 0,00 kJ mol^-1

Δ_fH°(CO₂,g) = –393,50 kJ mol^-1

Δ_fH°(H₂O,l) = –285,84 kJ mol^-1

^{Traži se:}

Δ_rH° = ?

Izradak:

C₂H₅OH(l) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(l)

Δ_rH°=H° (produkti) – H°(reaktanti)

Δ_rH°= (2 · Δ_fH°(CO₂,g) + 3 · Δ_fH°(H₂O,l)) − (Δ_fH°(C₂H₅OH,l) + 3 · Δ_fH°(O₂,g))

Δ_rH°= (2 · (−393,50 kJ mol^-1) + 3 · (−285,84 kJ mol^-1)) − (–277,70 kJ mol^-1 + 3 · 0,00 kJ mol^-1)

Δ_rH°= −1366,80 kJ mol^-1

Standardna entalpija izgaranja (Δ_cH°) je toplina koja se oslobodi tijekom izgaranja tvari po molu dosega reakcije.

Standardna entalpija veza (Δ_bH°) je energija koju je potrebno uložiti za prekidanje kovalentne veze. To je mjera za jakost kovalentne veze među atomima u molekulama i uvijek je pozitivna vrijednost.

S pomoću standardnih entalpija veza može se izračunati i reakcijska entalpija. Prirast standardne entalpije jednak je razlici standardnih entalpija za kidanje i nastajanje veza.

$$\triangle H\degree=\Sigma\triangle_bH\degree(reaktanti)-\Sigma\triangle_bH\degree(produkti)$$

Zadatak:

Izračunajte reakcijsku entalpiju s pomoću standardnih entalpija veza za reakciju gorenja metana.

Zadano je:

Δ_bH° (C–H) = 412 kJ mol^–1

Δ_bH° (O=O) = 497 kJ mol^–1

Δ_bH° (C=O u CO₂) = 799 kJ mol^–1

Δ_bH° (O–H) = 463 kJ mol^–1

Traži se:

Δ_rH° = ?

Izradak:

ΔH° = Δ_bH°(reaktanti) − Δ_bH°(produkti)

ΔH° = (4 mol ∙ Δ_bH°(C-H) + 2 mol ∙ Δ_bH°(O=O)) − (2 mol ∙ Δ_bH°(C=O) + 4 mol ∙ Δ_bH°(O–H))

ΔH° = (4 mol ∙ 412 kJ mol^-1 + 2 mol ∙ 497 kJ mol^-1) − (2 mol ∙ 799 kJ mol^–1 + 4 mol ∙ 463 kJ mol^–1)

ΔH° = 2642 kJ − 3450 kJ

ΔH° = −808 kJ

Δ_rH° = −808 kJ mol^-1

Entalpijski dijagrami

Energijske promjene tijekom reakcija mogu se prikazati entalpijskim dijagramima.

Toplina i reakcijska entalpija

Toplina koja se ulaže ili oslobađa u nekoj kemijskoj reakciji jednaka je umnošku reakcijske entalpije i omjera množine reaktanta ili produkta i njegova stehiometrijskog broja ([latex]\nu[/latex]).

$$Q=\triangle H\degree=\triangle_rH\degree\times\frac{n(tvar)}{\nu(tvar)}$$

Žarenjem se kalcijev karbonat raspada na kalcijev oksid i ugljikov(IV) oksid. Izračunajte koliko je topline potrebno uložiti tijekom žarenja 750,0 grama kalcijeva karbonata. Standardna reakcijska entalpija navedene reakcije iznosi 177,9 kJ mol^-1.

Zadano je:

Δ_rH° = 177,9 kJ mol^–1

Traži se:

Q = ?

Izradak:

$$CaCO_3(s)\stackrel{\triangle}{\longrightarrow}CaO(s)+CO_2(g)$$

$$Q=\triangle_rH\degree\times\frac{n(CaCO_3)}{\nu(CaCO_3)}$$

$$n(CaCO_3)=\frac{m(CaCO_3)}{M(CaCO_3)}=\frac{750,0\enspace g}{100,1\enspace g\enspace mol^{-1}}=7,49\enspace mol$$

$$Q=177,9\enspace kJ\enspace mol^{-1}\times\frac{7,49\enspace mol}{1}$$

$$Q=1333\enspace kJ$$

Entalpije faznih prijelaza

Toplina koja se uloži ili oslobodi tijekom prijelaza iz jednoga agregacijskoga stanja tvari u drugo pri stalnom tlaku naziva se entalpija faznog prijelaza.

Dovedena toplina ulaže se na savladavanje privlačnih sila između čestica, a iskazuje se kao molarna entalpija faznog prijelaza (kJ mol^-1).

Latentna toplina je toplina koja se uloži ili oslobodi kada tvar mijenja agregacijsko stanje pri čemu se ne mijenja temperatura sustava.

Dva su oblika latentne topline koja se često upotrebljavaju: latentna toplina taljenja i latentna toplina isparavanja. Oba su procesa endotermna.

Napomena: za pojam latentna toplina taljenja / isparavanja često se koristi pojam molarna i / ili specifična entalpija taljenja / isparavanja.

Energijske promjene tijekom otapanja tvari

Energijske promjene događaju se i tijekom otapanja čvrstih tvari u otapalu. Otapanjem čvrstih tvari razaraju se kristalne rešetke i nastaju ioni u plinovitom stanju pri čemu se uloži energija koju nazivamo entalpija kristalne strukture (Δ_ksH).

Hidratacija je proces vezanja molekula vode (otapala) za čestice otopljene tvari pri čemu se toplina oslobađa. Energiju oslobođenu tijekom hidratacije nazivamo entalpija hidratacije (Δ_hidH).

O odnosu entalpije kristalne strukture i entalpije hidratacije ovisi prirast entalpije otapanja (Δ_solH).

[latex]\triangle_{sol}H\degree=\triangle_{ks}H\degree+\triangle_{hid}H\degree[/latex]

1. pokus: Entalpija otapanja tvari

Zadatak:

odredite reakcijsku entalpiju otapanja odabrane tvari u vodi.

Završetak

Hessov zakon

Proširite svoje znanje i upoznajte temeljne činjenice Hessova zakona, koji kaže da je reakcijska entalpija jednaka zbroju prirasta reakcijskih entalpija svih koraka na koje se može podijeliti reakcija. Ova aditivnost je direktna posljedica činjenice da je entalpija funkcija stanja, tj. da ona ne ovisi o putu reakcije, nego samo o stanju u kojem se sustav nalazio na početku i na kraju reakcije.

Proučite 4. riješeni primjer i uočite da se kod praktičnog izračunavanja neke reakcijske entalpije može reakcijsku jednadžbu rastaviti na niz takvih koraka za koje su entalpije poznate.

Izračunajte reakcijsku entalpiju nastajanja butana iz elementarnih tvari s obzirom na zadane jednadžbe kemijskih reakcija.

Zadano je:

2 C₄H₁₀(g) + 13 O₂(g) → 8 CO₂(g) + 10 H₂O(g) Δ_rH°₁ = −5757 kJ mol^-1

C(s) + O₂(g) → CO₂(g) Δ_rH°₂ = −393,5 kJ mol^-1

H₂O(l) → H₂(g) + 1/2 O₂(g) Δ_rH°₃ = 285,84 kJ mol^-1

Traži se:

4 C(s) + 5 H₂(g) → C₄H₁₀(g)

Δ_rH° = ?

Izradak:

a) Prvu jednadžbu kemijske reakcije dijelimo s 2 i obrnemo smjer reakcije pri čemu se mijenja predznak reakcijske entalpije.

4 CO₂(g) + 5 H₂O(g) → C₄H₁₀(g) + 13/2 O₂(g) Δ_rH°₁ = 2878,5 kJ mol^-1

b) Drugu jednadžbu kemijske reakcije pomnožimo sa 4 kao i vrijednost reakcije entalpije.

4 C(s) + 4 O₂(g) → 4 CO₂(g) Δ_rH°₂ = −1574 kJ mol^-1

c) Treću jednadžbu kemijske reakcije pomnožimo s 5 i obrnemo smjer reakcije pri čemu se mijenja predznak reakcijske entalpije.

5 H₂(g) + 5/2 O₂(g) → 5 H₂O(l) Δ_rH°₃ = −1429,2 kJ mol^-1

Zbrajanjem entalpija ovako uređenih reakcija izračunamo reakcijsku entalpiju zadane reakcije:

Δ_rH° = Δ_rH°₁ + Δ_rH°₂+ Δ_rH°₃

Δ_rH° = 2878,5 kJ mol^-1− 1575 kJ mol^-1− 1428,2 kJ mol^-1

Δ_rH° = −124,7 kJ mol^-1