Prawa termochemii

Zrozumienie entalpii i równań termochemicznych

WLADIMIR BUŁGAR / Getty Images

Równania termochemiczne są jak inne zrównoważone równania poza tym, że określają również przepływ ciepła dla reakcji. Przepływ ciepła jest podany po prawej stronie równania za pomocą symbolu ΔH. Najczęstszymi jednostkami są kilodżule, kJ. Oto dwa równania termochemiczne:

H_dwa(g) + ½ uncji_dwa(g) → H_dwaO(l); ΔH = -285,8 kJ

HgO (s) → Hg (l) + ½ O_dwa(g); ΔH = +90,7 kJ

Zapisywanie równań termochemicznych

Pisząc równania termochemiczne, pamiętaj o następujących kwestiach:

1. Współczynniki odnoszą się do liczby krety . Zatem dla pierwszego równania -282,8 kJ to ΔH, gdy 1 mol H_dwaO (l) powstaje z 1 mola H_dwa(g) i ½ mol O_dwa.
2. Zmiany entalpii dla zmiany fazy, więc entalpia substancji zależy od tego, czy jest to substancja stała, ciecz czy gaz. Upewnij się, że określiłeś fazę reagentów i produktów za pomocą (s), (l) lub (g) i upewnij się, że wyszukałeś prawidłową ΔH z ciepło stołów formacyjnych . Symbol (aq) jest używany dla gatunków w roztworze wodnym (wodnym).​
3. Entalpia substancji zależy od temperatury. Najlepiej byłoby określić temperaturę, w której przeprowadzana jest reakcja. Kiedy patrzysz na stół z ciepła formacji zauważ, że podana jest temperatura ΔH. W przypadku problemów z pracą domową, o ile nie określono inaczej, przyjmuje się, że temperatura wynosi 25°C. W świecie rzeczywistym temperatura może być inna, a obliczenia termochemiczne mogą być trudniejsze.

Właściwości równań termochemicznych

Podczas korzystania z równań termochemicznych obowiązują pewne prawa lub zasady:

ΔH jest wprost proporcjonalna do ilości substancji, która reaguje lub jest wytwarzana w wyniku reakcji.Entalpia jest wprost proporcjonalna do masy. Dlatego jeśli podwoisz współczynniki w równaniu, wartość ΔH jest mnożona przez dwa. Na przykład:
1. H_dwa(g) + ½ uncji_dwa(g) → H_dwaO(l); ΔH = -285,8 kJ
2. 2 godz_dwa(g) + O_dwa(g) → 2 godz_dwaO(l); ΔH = -571,6 kJ
ΔH dla reakcji jest równe co do wielkości, ale ma przeciwny znak do ΔH dla reakcji odwrotnej.Na przykład:
1. HgO (s) → Hg (l) + ½ O_dwa(g); ΔH = +90,7 kJ
2. Hg (l) + ½ O_dwa(l) → HgO (s); ΔH = -90,7 kJ
3. To prawo jest powszechnie stosowane do zmiany fazowe , chociaż to prawda, gdy odwrócisz jakąkolwiek reakcję termochemiczną.
ΔH jest niezależna od liczby zaangażowanych kroków.Ta zasada nazywa się Prawo Hessa . Stwierdza, że ​​ΔH dla reakcji jest taka sama, niezależnie od tego, czy występuje w jednym etapie, czy w szeregu etapów. Innym sposobem spojrzenia na to jest przypomnienie, że ΔH jest własnością stanu, więc musi być niezależne od ścieżki reakcji.
1. Jeżeli Reakcja (1) + Reakcja (2) = Reakcja (3), to ΔH₃= ΔH₁+ ΔH_dwa