- Nasıl hesaplanır?
- Entalpi için ifade
- Çözelti entalpi
- Uygulamalar
- Kalorimetre ile ölçümler
- Egzersiz 2
- Çözüm
- Referanslar
Erime ısı veya çözelti entalpisinin sabit basınç şartı altında, absorbe edilir ya da bir çözücü içinde çözünen belirli bir miktar çözünme prosesi esnasında serbest bırakılmış bir ısıdır.
Kimyasal bir reaksiyon gerçekleştiğinde, yeni maddelerin oluşumuna izin veren bağları oluşturmak ve kırmak için enerji gerekir. Bu işlemlerin gerçekleşmesi için akan enerji ısıdır ve termokimya, onları incelemekten sorumlu bilim dalıdır.
Kaynak: Pixnio.
Entalpi terimi ise, sabit basınç koşulları altında kimyasal süreçler meydana geldiğinde ısı akışını ifade etmek için kullanılır. Bu terimin yaratılışı, süperiletkenliği keşfeden Hollandalı fizikçi Heike Kamerlingh Onnes'e (1853 - 1926) atfedilir.
Nasıl hesaplanır?
Entalpi bulmak için, termodinamiğin birinci yasasından başlamalıyız; bu, bir sistemin iç enerjisindeki ΔU değişiminin soğurulan Q ısısından ve bazı dış etkenler tarafından W üzerinde yapılan işten kaynaklandığını düşünür:
İş, basınç ve hacimdeki diferansiyel değişim ürününün tüm hacmi üzerindeki negatif integraldir. Bu tanım, mekanik çalışmada kuvvetin skaler çarpımının ve yer değiştirme vektörünün negatif integraline eşdeğerdir:
Yukarıda bahsedilen sabit basınç koşulu uygulandığında, P integralin dışına çıkabilir; bu nedenle iş:
Entalpi için ifade
Bu sonuç Δ U'da ikame edilirse şunu elde ederiz:
U + PV miktarı, H entalpi olarak adlandırılır, böylece:
Entalpi, enerji olduğu için joule cinsinden ölçülür.
Çözelti entalpi
Bir çözeltinin ilk bileşenleri çözünen ve çözücüdür ve orijinal bir entalpiye sahiptirler. Bu çözülme gerçekleştiğinde kendi entalpisine sahip olacaktır.
Bu durumda joule'deki entalpi değişimi şu şekilde ifade edilebilir:
Ya standart entalpi formunda ΔH o , sonuç joule / mol cinsinden
Reaksiyon ısı yayarsa, ΔH'nin işareti negatiftir (ekzotermik süreç), ısıyı emerse (endotermik süreç) işaret pozitif olacaktır. Ve doğal olarak, çözelti entalpisinin değeri, son çözeltinin konsantrasyonuna bağlı olacaktır.
Uygulamalar
Birçok iyonik bileşik, su gibi polar çözücülerde çözünür. Su veya tuzlu su içindeki tuz çözeltileri (sodyum klorür) yaygın kullanımdadır. Şimdi, çözeltinin entalpisi iki enerjinin katkısı olarak düşünülebilir:
- Biri çözünen-çözünen ve çözücü-çözücü bağlarını kırmak için
- Diğeri ise yeni çözücü-çözücü bağlarının oluşumunda gerekli olandır.
Bir iyonik tuzun suda çözünmesi durumunda, su durumunda, katının kafes entalpisini ve çözeltiyi oluşturmak için hidrasyon entalpisini bilmek gerekir. Su değilse, çözme entalpisi denir.
Kafes entalpisi, iyonik ağın parçalanması ve gaz halindeki iyonları oluşturmak için gerekli olan enerjidir, bu her zaman endotermik bir süreçtir, çünkü katıya onu oluşturan iyonlara ayırmak ve onları gaz haline getirmek için enerji sağlanması gerekir.
Öte yandan hidrasyon süreçleri her zaman ekzotermiktir çünkü hidratlanmış iyonlar gaz halindeki iyonlardan daha kararlıdır.
Bu şekilde, çözeltinin oluşturulması, çözünen maddenin iyonik kafesinin parçalanmasının hidrasyonun sağladığından daha fazla veya daha az enerji gerektirip gerektirmediğine bağlı olarak ekzotermik veya endotermik olabilir.
Kalorimetre ile ölçümler
Pratikte, temelde bir termometre ve bir karıştırma çubuğu ile donatılmış yalıtılmış bir kaptan oluşan bir kalorimetrede ΔH ölçmek mümkündür.
Kaplara gelince, su neredeyse her zaman içine dökülür, bu mükemmel kalorimetrik sıvıdır, çünkü özellikleri tüm sıvılar için evrensel referanstır.
Lavoisier tarafından kullanılan eski kalorimetre. Kaynak: Gustavocarra.
Elbette kalorimetrenin malzemeleri, suya ek olarak ısı alışverişinde de rol oynar. Ancak kalorimetre sabiti olarak adlandırılan tüm düzeneğin ısı kapasitesi reaksiyondan ayrı olarak belirlenebilir ve ardından reaksiyon gerçekleştiğinde hesaba katılabilir.
Sistemde enerji sızıntısı olmaması durumu hatırlanarak enerji dengesi aşağıdaki gibidir:
- Sıvı su oluşur:
½ O 2 + ½ H 2 → H 2 O sıvı ; Δ H o = -285,9 kJ / mol
- Şimdi çözümü oluşturmalısınız:
Katı K + H 2 O → ½ H 2 + sulu KOH ; Δ H o = -2011 kJ / mol
KOH'un parçalanma entalpisinin işaretinin tersine çevrildiğine dikkat edin; bu, Hess Yasası'na bağlıdır: reaktanlar ürünlere dönüştürüldüğünde, entalpi değişimi izlenen adımlara ve denklemin ne zaman tersine çevrilmesi gerektiğine bağlı değildir. Bu durumda olduğu gibi, entalpi işareti değiştirir.
Enerji dengesi entalpilerin cebirsel toplamıdır:
Egzersiz 2
Bir sonraki reaksiyon için çözelti entalpisi, sabit basınç kalorimetresinde belirlenir ve kalorimetre sabiti 342,5 J / K olarak bilinir. Sodyum sülfat Na 1.423 gr zaman 2 SO 4 olan su 100.34 g içinde eritildi, sıcaklık değişimi 0.037 K. hesaplama Na için çözelti standart entalpisini 2 SO 4 Bu verilerden.
Çözüm
Çözeltinin standart entalpisi, yukarıda verilen denklemden çözülür:
Sodyum sülfat için M s = 142.04 g / mol; m s = 1,423 g
Ve su için: m su = 100,34 g; M su = 18.02 g / mol; C su; m = 75.291 J / K mol
Δ T = 0,037 K
C kalorimetre = 342,5 J / K
Referanslar
- Cengel, Y. 2012. Termodinamik. 7. Baskı Mc.Graw Hill. 782 - 790
- Engel, T. 2007. Fizikokimyaya Giriş: Termodinamik. Pearson Education. 63-78.
- Giancoli, D. 2006. Fizik: Uygulamalı Prensipler. 6. .. Ed Prentice Hall. 384-391.
- Maron, S. 2002. Fizikokimyanın Temelleri. Limusa. 152-155.
- Serway, R., Jewett, J. (2008). Bilim ve Mühendislik için Fizik. Cilt 1. 7. Ed. Cengage Learning. 553-567.