Visās ķīmiskajās reakcijās siltumu var saņemt no apkārtnes vai izdalīt apkārtnē. Siltuma apmaiņa starp ķīmisko reakciju un tās vidi ir pazīstama kā reakcijas entalpija jeb H. Tomēr H nevar izmērīt tieši - tā vietā zinātnieki izmanto reakcijas temperatūras izmaiņas laika gaitā, lai atrastu entalpijas izmaiņas laika gaitā (rakstīts kā H). Izmantojot H, zinātnieks var noteikt, vai reakcija izdala siltumu (vai ir "eksotermiska") vai saņem siltumu (vai ir "endotermiska"). Kopumā, H = m x s x T., kur m ir reaģentu masa, s ir produktu īpatnējais siltums, un T ir temperatūras izmaiņas reakcijā.
Solis
1. metode no 3: Entalpijas problēmu risināšana
1. solis. Nosakiet savu produktu un reaģentu reakciju
Jebkura ķīmiska reakcija ietver divas ķīmiskās kategorijas - produktus un reaģentus. Produkti ir ķīmiskas vielas, kas rodas reakciju rezultātā, savukārt reaģenti ir ķīmiskas vielas, kas apvienojas vai sadalās, lai iegūtu produktus. Citiem vārdiem sakot, reakcijas reaģenti ir kā pārtikas receptes sastāvdaļas, savukārt produkti ir gatavais ēdiens. Lai atrastu reakcijas H, vispirms identificējiet produktus un reaģentus.
Piemēram, pieņemsim, ka mēs atradīsim reakcijas entalpiju ūdens veidošanai no ūdeņraža un skābekļa: 2H2 (Ūdeņradis) + O2 (Skābeklis) → 2H2O (ūdens). Šajā vienādojumā H2 un O2 ir reaģents un H2O ir produkts.
2. solis. Nosakiet reaģentu kopējo masu
Tālāk atrodiet savu reaģentu masu. Ja jūs nezināt tā masu un nevarat to nosvērt zinātniskā mērogā, varat izmantot tā molāro masu, lai atrastu tās faktisko masu. Molārā masa ir konstante, ko var atrast regulārajā periodiskajā tabulā (atsevišķiem elementiem) un citos ķīmiskajos avotos (molekulām un savienojumiem). Vienkārši reiziniet katra reaģenta molmasu ar molu skaitu, lai atrastu reaģentu masu.
-
Ūdens piemērā mūsu reaģenti ir ūdeņraža un skābekļa gāzes, kuru molmasa ir 2 g un 32 g. Tā kā mēs izmantojam 2 molu ūdeņraža (spriežot pēc koeficienta 2 H2) un 1 mols skābekļa (spriežot pēc koeficientu neesamības O2), mēs varam aprēķināt reaģentu kopējo masu šādi:
2 × (2g) + 1 × (32g) = 4g + 32g = 36 g
3. solis. Atrodiet sava produkta specifisko siltumu
Pēc tam atrodiet analizējamā produkta īpatnējo siltumu. Katram elementam vai molekulai ir īpašs īpatnējais siltums: šī vērtība ir nemainīga un parasti atrodama ķīmijas mācību resursos (piemēram, tabulā ķīmijas mācību grāmatas aizmugurē). Ir dažādi veidi, kā aprēķināt īpatnējo siltumu, bet mūsu izmantotajai formulai mēs izmantojam džoulu/gramu ° C.
- Ņemiet vērā: ja jūsu vienādojumam ir vairāki produkti, jums jāaprēķina entalpija katra produkta ražošanā izmantoto elementu reakcijām, pēc tam tās jāpievieno, lai atrastu kopējo reakcijas entalpiju.
- Mūsu piemērā gala produkts ir ūdens, kura īpatnējais siltums ir apm. 4,2 džouli/gramā ° C.
4. solis. Atrodiet temperatūras starpību pēc reakcijas
Tālāk mēs atradīsim T, temperatūras izmaiņas pirms un pēc reakcijas. Atņemiet reakcijas sākotnējo temperatūru (vai T1) no galīgās temperatūras pēc reakcijas (vai T2), lai to aprēķinātu. Tāpat kā lielākajā daļā ķīmisko darbu, tiek izmantota Kelvina (K) temperatūra (lai gan Celsijs (C) dos tādu pašu rezultātu).
-
Piemēram, pieņemsim, ka sākotnējā reakcijas temperatūra ir 185 K, bet pēc reakcijas pabeigšanas tā atdziest līdz 95 K. Šajā uzdevumā T aprēķina šādi:
T = T2 - T1 = 95K - 185K = - 90 tūkstoši
Solis 5. Lai atrisinātu, izmantojiet formulu H = m x s x T
Ja jums ir m, reaģentu masa, s, produktu īpatnējais siltums un T, reakcijas temperatūras izmaiņas, tad esat gatavs atrast reakcijas entalpiju. Pievienojiet savas vērtības formulai H = m x s x T un reiziniet, lai atrisinātu. Jūsu atbilde ir uzrakstīta enerģijas vienībās, proti, džoulos (J).
-
Mūsu piemēra problēmai reakcijas entalpija ir šāda:
H = (36 g) × (4,2 JK-1 g-1) × (-90 K) = - 13 608 Dž
6. solis. Nosakiet, vai jūsu reakcija saņem vai zaudē enerģiju
Viens no biežākajiem H aprēķināšanas iemesliem dažādām reakcijām ir noteikt, vai reakcija ir eksotermiska (zaudē enerģiju un atbrīvo siltumu) vai endotermiska (iegūst enerģiju un absorbē siltumu). Ja jūsu galīgās atbildes zīme uz H ir pozitīva, tad reakcija ir endotermiska. Tikmēr, ja zīme ir negatīva, reakcija ir eksotermiska. Jo lielāks skaitlis, jo lielāka ekso- vai endotermiskā reakcija. Esiet piesardzīgs ar spēcīgām eksotermiskām reakcijām - tās dažkārt izdala lielu enerģijas daudzumu, kas, ļoti ātri atbrīvojoties, var izraisīt sprādzienu.
Mūsu piemērā galīgā atbilde ir -13608J. Tā kā zīme ir negatīva, mēs zinām, ka mūsu reakcija ir eksotermisks. Tam ir jēga - H2 un O.2 ir gāze, savukārt H2O, produkts ir šķidrums. Karstajai gāzei (tvaika veidā) siltumā jāatbrīvo vide no enerģijas, lai to atdzesētu, veidojot šķidrumu, tas ir, reakcija, veidojot H2O ir eksotermisks.
2. metode no 3: entalpijas lieluma novērtēšana
1. solis. Izmantojiet obligāciju enerģiju, lai novērtētu entalpiju
Gandrīz visas ķīmiskās reakcijas ir saistītas ar saišu veidošanos vai pārtraukšanu starp atomiem. Tā kā ķīmiskajās reakcijās enerģiju nevar iznīcināt vai radīt, ja mēs zinām enerģijas daudzumu, kas nepieciešams, lai reakcijā veidotu vai pārtrauktu saites, mēs varam ar augstu precizitāti novērtēt kopējās reakcijas entalpijas izmaiņas, saskaitot šīs saites enerģijas.
-
Piemēram, reakcijā izmantota H2 + F.2 → 2HF. Šajā vienādojumā enerģija, kas nepieciešama H atomu sadalīšanai H. molekulā, ir2 ir 436 kJ/mol, bet enerģija, kas nepieciešama F2 ir 158 kJ/mol. Visbeidzot, enerģija, kas nepieciešama HF veidošanai no H un F, ir = -568 kJ/mol. Mēs reizinām ar 2, jo vienādojuma produkts ir 2 HF, tātad 2 × -568 = -1136 kJ/mol. Saskaitot tos visus kopā, iegūstam:
436 + 158 + -1136 = - 542 kJ/mol.
2. solis. Izmantojiet veidošanās entalpiju, lai novērtētu entalpiju
Veidošanās entalpija ir vērtību H kopa, kas apzīmē reakcijas entalpijas izmaiņas, lai iegūtu ķīmisku vielu. Ja jūs zināt veidošanās entalpiju, kas nepieciešama vienādojuma produktu un reaģentu ražošanai, varat tos saskaitīt, lai novērtētu entalpiju, piemēram, iepriekš aprakstītās saites enerģijas.
-
Piemēram, vienādojumā tika izmantots C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O. Šajā vienādojumā mēs zinām, ka veidošanās entalpija šādai reakcijai ir:
C2H5OH → 2C + 3H2 +0,5O2 = 228 kJ/mol
2C + 2O2 → 2CO2 = -394 × 2 = -788 kJ/mol
3H2 +1,5 O2 → 3H2O = -286 × 3 = -858 kJ/mol
Tā kā mēs varam apkopot šos vienādojumus, lai iegūtu C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O, no reakcijas, kuru mēs cenšamies atrast entalpiju, mums tikai jāsummē iepriekšējā veidošanās reakcijas entalpija, lai atrastu šīs reakcijas entalpiju, kā norādīts tālāk.
228 + -788 + -858 = - 1418 kJ/mol.
Solis 3. Neaizmirstiet mainīt zīmi, mainot vienādojumu
Ir svarīgi atzīmēt, ka, izmantojot reakcijas entalpiju, lai aprēķinātu veidošanās entalpiju, jums ir jāmaina veidošanās entalpijas zīme ikreiz, kad maināt elementu reakcijas vienādojumu. Citiem vārdiem sakot, ja jūs apgāžat vienu vai vairākus vienādojumus reakcijas veidošanai, lai produkti un reaģenti viens otru atceltu, mainiet maināmās veidošanās reakcijas entalpijas zīmi.
Iepriekš minētajā piemērā ņemiet vērā, ka veidošanās reakcija, ko mēs izmantojām C2H5Ak otrādi. C2H5OH → 2C + 3H2 +0,5O2 parādīt C.2H5OH ir sadalīts, nav izveidojies. Tā kā mēs mainījām šo vienādojumu, lai produkti un reaģenti viens otru atceltu, mēs mainījām veidošanās entalpijas zīmi, lai iegūtu 228 kJ/mol. Faktiski C veidošanās entalpija2H5OH ir -228 kJ/mol.
3. metode no 3: Entalpijas izmaiņu novērošana eksperimentos
Solis 1. Paņemiet tīru trauku un piepildiet to ar ūdeni
Ar vienkāršu eksperimentu ir viegli redzēt entalpijas principu. Lai nodrošinātu, ka jūsu eksperimentālā reakcija nav piesārņota ar ārējām vielām, notīriet un sterilizējiet traukus, kurus plānojat izmantot. Zinātnieki entalpijas mērīšanai izmanto īpašus noslēgtus konteinerus, ko sauc par kalorimetriem, taču labus rezultātus var iegūt ar jebkuru stiklu vai mazu mēģeni. Neatkarīgi no izmantotā konteinera piepildiet to ar tīru, istabas temperatūras ūdeni. Jums vajadzētu arī eksperimentēt telpā ar aukstu temperatūru.
Šim eksperimentam jums būs nepieciešams diezgan mazs konteiners. Mēs pārbaudīsim Alka-Seltzer entalpijas izmaiņu ietekmi uz ūdeni, tāpēc, jo mazāk ūdens jūs izmantojat, jo izteiktākas būs temperatūras izmaiņas
2. solis. Ievietojiet termometru traukā
Paņemiet termometru un ievietojiet to traukā tā, lai termometra gals būtu zem ūdens. Izlasiet ūdens temperatūru - mūsu vajadzībām ūdens temperatūru apzīmē ar T1, sākotnējo reakcijas temperatūru.
Pieņemsim, ka mēs izmērām ūdens temperatūru un rezultāts ir 10 grādi C. Dažos soļos mēs izmantosim šos temperatūras rādījumus, lai pierādītu entalpijas principu
3. solis. Pievienojiet traukam vienu Alka-Seltzer
Kad esat gatavs sākt eksperimentu, iemetiet Alka-Seltzer ūdenī. Jūs uzreiz pamanīsit, ka graudi burbuļo un šņāc. Kad lodītes izšķīst ūdenī, tās sadalās ķīmiskajā bikarbonātā (HCO.).3-) un citronskābe (kas reaģē ūdeņraža jonu veidā, H+). Šīs ķīmiskās vielas reaģē, veidojot ūdeni un oglekļa dioksīda gāzi vienādojumā 3HCO3− + 3H+ → 3H2O + 3CO2.
Solis 4. Izmēra temperatūru, kad reakcija ir pabeigta
Skatieties, kā notiek reakcija - Alka -Seltzer granulas lēnām izšķīst. Tiklīdz graudu reakcija beidzas (vai ir palēninājusies), vēlreiz izmēriet temperatūru. Ūdenim jābūt vēsākam nekā iepriekš. Ja ir siltāks, eksperimentu var ietekmēt ārēji spēki (piemēram, ja telpā, kurā atrodaties, ir silts).
Mūsu eksperimentālajam piemēram, pieņemsim, ka ūdens temperatūra ir 8 grādi pēc tam, kad graudi pārstāj putot
5. solis. Novērtējiet reakcijas entalpiju
Ideālā eksperimentā, kad jūs iemetat Alka-Seltzer graudus ūdenī, tas veido ūdeni un oglekļa dioksīda gāzi (gāzi var novērot kā šņācošu burbuli) un izraisa ūdens temperatūras pazemināšanos. No šīs informācijas mēs domājam, ka reakcija ir endotermiska - tas ir, tā absorbē enerģiju no apkārtējās vides. Izšķīdušajiem šķidrajiem reaģentiem ir nepieciešama papildu enerģija gāzveida produkta ražošanai, tāpēc tie absorbē enerģiju siltuma veidā no apkārtējās vides (šajā eksperimentā ūdens). Tas izraisa ūdens temperatūras pazemināšanos.
