Det opløsning af varme eller entalpi af opløsning er den varme, der absorberes eller afgives under opløsningsprocessen af en bestemt mængde af det opløste stof i opløsningsmidlet under betingelse af konstant tryk.
Når en kemisk reaktion finder sted, kræves der energi til både at danne og bryde bindinger, der tillader dannelse af nye stoffer. Den energi, der strømmer for at disse processer skal finde sted, er varme, og termokemi er den gren af videnskaben, der er ansvarlig for at studere dem..
Med hensyn til udtrykket entalpi, øst Det bruges til at betegne varmestrømmen, når kemiske processer opstår under forhold med konstant tryk. Oprettelsen af dette udtryk tilskrives den hollandske fysiker Heike Kamerlingh Onnes (1853 - 1926), den samme, der opdagede superledningsevne..
Artikelindeks
For at finde entalpi skal vi starte med den første lov om termodynamik, som mener, at variationen i den indre energi ofU i et system skyldes den absorberede varme Q og arbejdet W udført på det af et eller andet eksternt middel:
ΔU = Q + W
Hvor arbejde er den negative integral over hele volumenet af produktet af tryk og forskel i volumen. Denne definition svarer til den negative integral af det skalære produkt af kraften og forskydningsvektoren i mekanisk arbejde:
Når den ovennævnte konstante trykbetingelse anvendes, kan P gå ud af integralet; derfor er jobbet:
W = -P (V.F -Veller) = -PΔV
Hvis dette resultat er substitueret med ΔELLER opnås:
ΔU = Q - PΔV
Q = ΔU + PΔV = UF - ELLEReller + P (V.F -Veller) = UF + PVF - (ELLEReller + PVeller )
Beløbet U + PV kaldes entalpi H, så det:
Q = HF - Heller = ΔH
Enthalpi måles i joule, da det er energi.
De oprindelige komponenter i en opløsning er opløst og opløsningsmiddel, og de har en original entalpi. Når denne opløsning finder sted, vil den have sin egen entalpi.
I dette tilfælde kan entalpiændringen i joule udtrykkes som:
ΔH = Hopløsning - Hreagenser
Enten i standard entalpiform Aheller, hvor resultatet er i joule / mol
Aheller = Heller opløsning - Hellerreagenser
Hvis reaktionen afgiver varme, er tegnet på Ah det er negativt (eksoterm proces), hvis det absorberer varme (endoterm proces) vil tegnet være positivt. Og naturligvis vil værdien af opløsningens entalpi afhænge af koncentrationen af den endelige opløsning..
Mange ioniske forbindelser er opløselige i polære opløsningsmidler, såsom vand. Opløsninger af salt (natriumchlorid) i vand eller saltvand er i almindelig anvendelse. Nu kan løsningens entalpi betragtes som bidraget fra to energier:
- En til at bryde opløsningsmidler og opløsningsmidler
- Den anden er den, der kræves i dannelsen af nye opløsningsmiddel-opløsningsmiddelbindinger..
I tilfælde af opløsning af et ionisk salt i vand er det nødvendigt at kende den såkaldte gitterenthalpi af det faste stof og hydreringens entalpi til dannelse af opløsningen i tilfælde af vand. Hvis det ikke er vand, kaldes det solens entalpi.
Det gitter entalpi er den nødvendige energi til nedbrydning af det ioniske netværk og danne de gasformige ioner, en proces, der altid er endoterm, da energi skal tilføres det faste stof for at adskille det i dets bestanddele og bringe dem til gasformet tilstand.
På den anden side er hydratiseringsprocesser altid eksoterme, da hydratiserede ioner er mere stabile end ioner i gasform..
På denne måde kan skabelsen af opløsningen være eksoterm eller endoterm, afhængigt af om nedbrydningen af det opløste iones gitter kræver mere eller mindre energi end hydrering tilvejebringer..
I praksis er det muligt at måle Ah i et kalorimeter, som grundlæggende består af en isoleret beholder udstyret med et termometer og en omrøringsstang.
Med hensyn til beholderen hældes der næsten altid vand i den, hvilket er den kalorimetriske væske par excellence, da dens egenskaber er den universelle reference for alle væsker..
Naturligvis er kalorimeterets materialer også involveret i varmeveksling ud over vand. Men hele kaloriens kapacitet kaldes konstant kalorimeter, kan bestemmes separat fra reaktionen og derefter tages i betragtning, når den sker.
Energibalancen er som følger, idet man husker betingelsen om, at der ikke er energilækager i systemet:
ΔH opløsning + ΔH Vand + C kalorimeter ΔT = 0
Hvorfra:
ΔH opløsning = - m Vand . c Vand . ΔT - C kalorimeter ΔT = -Q Vand - Spørgsmål kalorimeter
Og for at opnå standard entalpi:
- Opløste masse: ms
- Molekylvægt opløst: Ms
- Masse vand: mVand
- Molekylvægt af vand: MVand
- Molær varmekapacitet for vand: CVand; m*
- Temperaturændring: ΔT
* COm eftermiddagen vand er 75,291 J / mol. K
Dannelsesalpien af fast kaliumhydroxid KOH er ΔHeller = +426 KJ / mol, af flydende vand HtoEller er det 285,9 kJ / mol.
Yderligere er det kendt, at når metallisk kaliumhydroxid reagerer med flydende vand, hydrogen og ΔHeller = -2011 kJ / mol. Med disse data beregnes entalpi af opløsning af KOH i vand.
- KOH nedbrydes i dets komponenter:
KOHsolid → Ksolid + ½ Oto + ½ Hto; ΔHeller = - 426 kJ / mol
- Der dannes flydende vand:
½ Oto + ½ Hto → HtoELLERvæske; ΔHeller = -285,9 kJ / mol
- Nu skal du danne løsningen:
Ksolid + HtoO → ½ Hto + KOHvandig ; ΔHeller = -2011 kJ / mol
Bemærk, at tegnet på entalpi af opløsning af KOH er blevet inverteret, hvilket skyldes Hess's lov: når reaktanterne omdannes til produkter, afhænger entalpiændringen ikke af de fulgte trin, og når ligningen skal vendes, som i dette tilfælde skifter entalpi tegn.
Energibalancen er den algebraiske sum af entalpierne:
- 426 kJ / K - 285,9 kJ / mol - 2011 kJ / mol = -2722,9 kJ / mol
Entalpi af opløsning til den næste reaktion bestemmes i et konstant tryk kalorimeter, og kalorimeter konstant er kendt for at være 342,5 J / K. Når 1.423 g natriumsulfat Na er opløsttoSW4 i 100,34 g vand er temperaturændringen 0,037 K. Beregn standardenthalpien af opløsning til NatoSW4 fra disse data.
Opløsningens standardenthalpi løses ud fra ligningen ovenfor:
For natriumsulfat: Ms = 142,04 g / mol; ms = 1.423 g
Og for vandet: mVand = 100,34 g; MVand = 18,02 g / mol; Cvand; m = 75,291 J / K mol
ΔT = 0,037 K
C kalorimeter = 342,5 J / K
Endnu ingen kommentarer