Enthalpie en chemische reacties

7.3 enthalpie en chemische reacties

nu we hebben aangetoond hoe energie, werk en warmte gerelateerd zijn, zijn we bereid om energieveranderingen in chemische reacties te overwegen. Een fundamenteel concept is dat elke chemische reactie plaatsvindt met een gelijktijdige verandering in energie. Nu moeten we leren hoe we deze energieveranderingen goed kunnen uitdrukken.uit ons onderzoek naar gassen in hoofdstuk 6 ” gassen “en onze definitie van werk in paragraaf 7.2″ werk en warmte ” blijkt dat omstandigheden als Druk, volume en temperatuur de energie-inhoud van een systeem beïnvloeden. Wat we nodig hebben is een definitie van energie die geldt wanneer sommige van deze voorwaarden worden gespecificeerd (enigszins vergelijkbaar met onze definitie van standaard temperatuur en druk in onze studie van gassen). We definiëren de enthalpieverandering de warmte van een proces bij constante druk; aangeduid ΔH. (ΔH) als de warmte van een proces wanneer de druk constant wordt gehouden:

ΔH≡qat constante druk

de letter H staat voor “enthalpie”, een soort energie, terwijl de Δ een verandering in de hoeveelheid impliceert. We zullen altijd geïnteresseerd zijn in de verandering in H, in plaats van de absolute waarde van H zelf.

wanneer een chemische reactie optreedt, is er een karakteristieke verandering in de enthalpie. De enthalpieverandering voor een reactie wordt typisch geschreven na een evenwichtige chemische vergelijking en op dezelfde lijn. Bijvoorbeeld, wanneer twee mol waterstof met één mol zuurstof reageren om twee mol water te maken, is de kenmerkende enthalpieverandering 570 kJ. We schrijven de vergelijking als

2H2(g) + O2(g) → 2H2O (J) ΔH = -570 kJ

een chemische vergelijking die een enthalpieverandering omvat wordt een thermochemische equationeen chemische vergelijking genoemd die een enthalpieverandering omvat.. Een thermochemische vergelijking wordt verondersteld te verwijzen naar de vergelijking in Molaire hoeveelheden, wat betekent dat het moet worden geïnterpreteerd in termen van mollen, niet individuele moleculen.

u hebt misschien gemerkt dat de ΔH voor een chemische reactie positief of negatief kan zijn. Het getal wordt verondersteld positief te zijn als het geen teken heeft; een + teken kan expliciet worden toegevoegd om verwarring te voorkomen. Van een chemische reactie die een positieve ΔH heeft wordt gezegd dat het een endothermische chemische reactie is die een positieve verandering in de enthalpie heeft., terwijl een chemische reactie die een negatieve ΔH heeft wordt gezegd dat exothermicA chemische reactie die een negatieve verandering in enthalpie heeft..

wat betekent het als de ΔH van een proces positief is? Het betekent dat het systeem waarin de chemische reactie plaatsvindt energie wint. Als men de energie van een systeem beschouwt als een hoogte op een verticale energieplot, kan de enthalpie verandering die de reactie begeleidt worden weergegeven als in Deel (a) in Figuur 7.3 “reactie-energie”: de energie van de reagentia heeft enige energie, en het systeem verhoogt zijn energie als het gaat om producten. De producten zijn hoger op de verticale schaal dan de reagentia. Endotherme, dan, impliceert dat het systeem wint, of absorbeert, energie.

Er bestaat een tegengestelde situatie voor een exotherm proces, zoals getoond in Deel b) in Figuur 7.3 “reactie-energie”. Als de enthalpie verandering van een reactie negatief is, verliest het systeem energie, dus de producten hebben minder energie dan de reagentia, en de producten zijn lager op de verticale energieschaal dan de reagentia zijn. Exotherm betekent dan dat het systeem energie verliest of afgeeft.

Hoe worden ΔH-waarden experimenteel gemeten? In feite wordt ΔH niet gemeten; q wordt gemeten. Maar de metingen worden uitgevoerd onder omstandigheden van constante druk, dus ΔH is gelijk aan de gemeten q.

experimenteel wordt q gemeten door gebruik te maken van de vergelijking

q = mcΔT

We meten de massa van de chemische stoffen in een systeem. Dan laten we de chemische reactie optreden en meten we de verandering in temperatuur (ΔT) van het systeem. Als we de specifieke warmte van de materialen in het systeem kennen (meestal doen we dat), kunnen we q berekenen. die waarde van q is numeriek gelijk aan de ΔH van het proces, die we kunnen opschalen tot een Molaire schaal. De container waarin het systeem zich bevindt is meestal geïsoleerd, dus elke energieverandering gaat naar het veranderen van de temperatuur van het systeem, in plaats van te worden gelekt uit het systeem. De container wordt aangeduid als een calorimetera container gebruikt om de warmte van een chemische reactie te meten., en het proces van het meten van veranderingen in enthalpie wordt Calorimetry genoemd het proces van het meten van enthalpie veranderingen voor chemische reacties..

bijvoorbeeld, stel dat 4,0 g NaOH, of 0,10 mol NaOH, worden opgelost om 100,0 mL waterige oplossing te maken, terwijl 3,65 g HCl, of 0,10 mol HCl, worden opgelost om een andere 100,0 mL waterige oplossing te maken. De twee oplossingen worden gemengd in een geïsoleerde calorimeter, een thermometer wordt ingebracht en de calorimeter wordt afgedekt (zie figuur 7.4 “Calorimeter” voor een voorbeeld setup). De thermometer meet de temperatuurverandering als de volgende chemische reactie optreedt:

NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O (J)

een waarnemer merkt op dat de temperatuur stijgt van 22,4°C tot 29,1°C. aangenomen dat de warmtecapaciteiten en dichtheden van de oplossingen dezelfde zijn als die van zuiver water, hebben we nu de informatie die we nodig hebben om de enthalpieverandering van de chemische reactie te bepalen. De totale hoeveelheid oplossing is 200,0 mL en met een dichtheid van 1,00 g/mL hebben we dus 200,0 g oplossing. Met behulp van de vergelijking voor q vervangen we onze experimentele metingen en de soortelijke warmte van water (tabel 7.1 “specifieke warmte van verschillende stoffen”):

q=(200,0 g)(4.184 J G⋅°C)(6,7°C)

oplossend voor q, krijgen we

q=5.600 J δ ΔH voor de reactie

de warmte q is gelijk aan de ΔH voor de reactie omdat de chemische reactie plaatsvindt bij constante druk. Echter, de reactie geeft deze hoeveelheid energie af, dus het werkelijke teken op ΔH is negatief:

ΔH = -5.600 J voor de reactie

dus hebben we de volgende thermochemische vergelijking voor de chemische reactie die plaatsvond in de calorimeter:

110 NaOH(aq)+110 HCl(aq)→110 NaCl(AQ)+110 H2o(ΔH)=-5.600 J

de 1/10 coëfficiënten zijn aanwezig om ons eraan te herinneren dat we begonnen met een tiende mol van elke reactant, dus we maken een tiende mol van elk product. Typisch, echter, rapporteren we thermochemische vergelijkingen in termen van mollen, niet een tiende van een mol. Om op te schalen naar Molaire hoeveelheden, moeten we de coëfficiënten vermenigvuldigen met 10. Maar als we dit doen, krijgen we 10 keer zoveel energie. Zo hebben we

NaOH (aq) + HCl(aq) → NaCl(AQ) + H2o(J) ΔH = -56.000 J

de ΔH kan worden omgezet in kj-eenheden, dus onze uiteindelijke thermochemische vergelijking is

NaOH (aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2o(J) ΔH = -56 kJ

We hebben zojuist onze experimentele gegevens uit calorimetrie genomen en de enthalpieverandering van een chemische reactie bepaald. Vergelijkbare metingen van andere chemische reacties kunnen de ΔH waarden bepalen van elke chemische reactie die je wilt bestuderen.