APA ITU ENTALPI? - KIMIA - 2026

The entalpi adalah ukuran jumlah tenaga yang terkandung dalam (sistem) badan yang mempunyai volume, tertakluk kepada tekanan dan boleh ditukar ganti dengan persekitarannya. Ia dilambangkan dengan huruf H. Unit fizikal yang berkaitan dengannya ialah Joule (J = kgm2 / s2).

Secara matematik dapat dinyatakan sebagai berikut:

H = U + PV

Di mana:

H = Enthalpy

U = Tenaga dalaman sistem

P = Tekanan

V = Isipadu

Sekiranya kedua-dua U dan P dan V adalah fungsi keadaan, H juga akan berlaku. Ini kerana pada waktu tertentu, beberapa syarat awal dan akhir dapat diberikan untuk pemboleh ubah yang akan dikaji dalam sistem.

Apakah entalpi pembentukan?

Ia adalah haba yang diserap atau dibebaskan oleh sistem apabila 1 mol suatu produk dihasilkan daripada unsur-unsurnya dalam keadaan agregat normal; pepejal, cecair, gas, larutan atau dalam keadaan alotropiknya yang paling stabil.

Keadaan karbon alotropik yang paling stabil adalah grafit, selain berada pada keadaan normal tekanan 1 atmosfera dan suhu 25 ° C.

Ia dilambangkan sebagai ΔH ° f. Dengan cara ini:

ΔH ° f = H akhir - H awal

Δ: Huruf Yunani yang melambangkan perubahan atau variasi tenaga dari keadaan akhir dan yang awal. Langganan f menandakan pembentukan sebatian dan keadaan superskrip atau standard.

Contohnya

Memandangkan reaksi pembentukan air cair

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285.84 kJ / mol

Reagen : Hidrogen dan Oksigen keadaan semula jadi adalah gas.

Produk : 1 mol air cair.

Perlu diperhatikan bahawa entalpi pembentukan menurut definisi adalah untuk 1 mol sebatian yang dihasilkan, jadi reaksi harus disesuaikan jika memungkinkan dengan pekali pecahan, seperti yang terlihat pada contoh sebelumnya.

Tindak balas eksotermik dan endotermik

Dalam proses kimia, entalpi pembentukan dapat menjadi positif ΔHof> 0 jika tindak balas adalah endotermik, iaitu, ia menyerap haba dari medium atau ΔHof negatif <0 jika reaksi itu eksotermik dengan pelepasan haba dari sistem.

Tindak balas eksotermik

Reaktan mempunyai tenaga yang lebih tinggi daripada produk.

ΔH ° f <0

Tindak balas endotermik

Reaktan mempunyai tenaga yang lebih rendah daripada produk.

ΔH ° f> 0

Untuk menulis persamaan kimia dengan betul, ia mesti seimbang secara molar. Agar "Undang-undang Pemuliharaan Bahan" dipatuhi, undang-undang ini juga harus mengandungi maklumat mengenai keadaan fizikal reaktan dan produk, yang dikenal sebagai keadaan agregat.

Perlu juga diperhatikan bahawa bahan-bahan murni mempunyai entalpi pembentukan nol pada keadaan standard dan dalam bentuknya yang paling stabil.

Dalam sistem kimia di mana terdapat reaktan dan produk, entalpi tindak balas sama dengan entalpi pembentukan dalam keadaan standard.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Dengan mengambil kira perkara di atas, kita harus:

ΔH ° rxn = ∑nproduk H ∑nreactive produk Hreactive

Memandangkan reaksi rekaan berikut

aA + bB cC

Di mana a, b, c adalah pekali persamaan kimia seimbang.

Ungkapan untuk entalpi reaksi adalah:

ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)

Dengan andaian bahawa: a = 2 mol, b = 1 mol, dan c = 2 mol.

ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Hitungkan ΔH ° rxn

ΔH ° rxn = 2mol (-30KJ / mol) - (2mol (300KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ

ΔH ° rxn = -560KJ.

Ia kemudiannya sesuai dengan reaksi eksotermik.

Enthalpy nilai pembentukan sebilangan sebatian kimia anorganik dan organik pada suhu 25 ° C dan 1 atm tekanan

Latihan untuk mengira entalpi

Latihan 1

Cari entalpi tindak balas NO2 (g) mengikut tindak balas berikut:

2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

Menggunakan persamaan untuk entalpi reaksi yang kita ada:

ΔH ° rxn = ∑nproduk H ∑nreactive produk Hreactive

ΔH ° rxn = 2mol (ΔH ° f NO2) - (2mol ΔH ° f NO + 1mol ΔH ° f O2)

Dalam jadual di bahagian sebelumnya kita dapat melihat bahawa entalpi pembentukan oksigen adalah 0 KJ / mol, kerana oksigen adalah sebatian murni.

ΔH ° rxn = 2 mol (33.18KJ / mol) - (2 mol 90.25 KJ / mol + 1 mol 0)

ΔH ° rxn = -114.14 KJ

Cara lain untuk mengira entalpi reaksi dalam sistem kimia adalah dengan menggunakan HESS LAW, yang dicadangkan oleh ahli kimia Switzerland, Germain Henri Hess pada tahun 1840.

Undang-undang mengatakan: "Tenaga yang diserap atau dipancarkan dalam proses kimia di mana reaktan diubah menjadi produk, sama seperti yang dilakukan dalam satu tahap atau dalam beberapa tahap".

Latihan 2

Penambahan hidrogen ke asetilena untuk membentuk etana dapat dilakukan dalam satu langkah:

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311.42 KJ / mol

Atau ia juga boleh berlaku dalam dua peringkat:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174.47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136.95 KJ / mol

Menambah kedua-dua persamaan secara algebra kita mempunyai:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174.47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136.95 KJ / mol

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° rxn = 311.42 KJ / mol

Latihan 3

(Diambil dari quimitube.com. Latihan 26. Termodinamika Hukum Hess)

Seperti yang dapat dilihat dalam penyataan masalah, hanya beberapa data berangka yang muncul, tetapi reaksi kimia tidak muncul, oleh itu perlu untuk menulisnya.

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

Nilai entalpi negatif ditulis kerana masalahnya mengatakan bahawa terdapat pembebasan tenaga. Kita juga harus mempertimbangkan bahawa mereka adalah 10 gram etanol, oleh itu kita mesti mengira tenaga bagi setiap mol etanol. Untuk ini, perkara berikut dilakukan:

Berat molar etanol dicari (jumlah berat atom), nilai sama dengan 46 g / mol.

ΔH1 = -300 KJ (46 g) etanol = - 1380 KJ / mol

10 g etanol 1 mol etanol

Perkara yang sama dilakukan untuk asid asetik:

CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH2 = -840 KJ / mol

ΔH2 = -140 KJ (60 g asid asetik) = - 840 KJ / mol

10 g asid asetik 1 mol asid asetik.

Dalam reaksi sebelumnya pembakaran etanol dan asid asetik dijelaskan, jadi perlu menuliskan formula masalah, iaitu pengoksidaan etanol ke asid asetik dengan pengeluaran air.

Ini adalah reaksi yang diminta oleh masalah. Ia sudah seimbang.

CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) ΔH3 =?

Permohonan undang-undang Hess

Untuk ini kita mengalikan persamaan termodinamik dengan pekali berangka untuk menjadikannya algebra dan dapat mengatur setiap persamaan dengan betul. Ini dilakukan apabila satu atau lebih reaktan tidak berada di sisi persamaan yang sesuai.

Persamaan pertama tetap sama kerana etanol berada di sisi reaktan seperti yang ditunjukkan oleh persamaan masalah.

Persamaan kedua mesti dikalikan dengan pekali -1 sedemikian rupa sehingga asid asetik yang sebagai reaktan dapat menjadi produk

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

- CH3COOH (l) - 2O2 (g) - 2CO2 (g) - 2H2O (l) ΔH2 = - (-840 KJ / mol)

CH3CH3OH + 3O2 -2O2 - CH3COOH 2CO2 + 3H2O -2CO2

-2H2O

Mereka menambahkan secara algebra dan ini adalah hasilnya: persamaan yang diminta dalam masalah tersebut.

CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l)

Tentukan entalpi tindak balas.

Dengan cara yang sama kerana setiap tindak balas dikalikan dengan pekali numerik, nilai entalpi juga harus dikalikan

ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)

ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol

ΔH3 = - 540 KJ / mol.

Dalam latihan sebelumnya, etanol mempunyai dua tindak balas, pembakaran dan pengoksidaan.

Dalam setiap reaksi pembakaran terdapat pembentukan CO2 dan H2O, sedangkan dalam pengoksidaan alkohol primer seperti etanol terdapat pembentukan asid asetik

Rujukan

1. Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Kimia am. Bahan pengajaran. Lima: Universiti Katolik Pontifikal Peru.
2. Kimia. Libreteks. Termokimia. Diambil dari hem.libretexts.org.
3. Levine, I. Fisikokimia. jilid.2.