schimbare enthalpy STANDARD
Modificările entalpie care au loc în timpul transformării reacției sau faza chimică poate varia în funcție de temperatură, presiune și starea fizică a substanțelor care participă la procesul de luat în considerare. Mai mult, modificările entalpie depind de cantitățile acestor substanțe. Prin urmare, în mod obișnuit caracterizat printr-un procedeu specific standard de schimbare entalpie molar, sau pe scurt - entalpia molar etalon.
Entalpia molar etalon al reacției este schimbarea în entalpie în condiții standard per mol de reacție, adică, în conformitate cu modul în care este descrisă o ecuație chimică stoichiometric (echilibrată). Ca condiții standard general acceptate temperatură de 298 K și o presiune de 1 atm. Se presupune că, în aceste condiții, fiecare dintre reactanții și produsele sunt în standardul starea lor fizică (normal). De exemplu, starea fizică standard este hidrogen stare gazoasă, în timp ce starea fizică a apei standard este o stare lichidă.
Pentru a înregistra entalpia molar etalon al reacției este utilizat simbolul. Este important de remarcat că valoarea trebuie să fie în mod clar să corespundă unei ecuații chimice particulară sau formulă. De exemplu,
Fig. 5.4. reacțiile exoterme și endoterme.
Această intrare indică faptul că, dacă doi moli de hidrogen gazos, pentru a combina cu un mol de gaz cu oxigen, pentru a forma doi moli de apă în stare lichidă, la o presiune de o atmosferă și o temperatură de 298 K, această reacție este însoțită de o schimbare în entalpie -571.6 egal kJ. Semnul negativ al schimbării în entalpie indică faptul că reacția este exotermă, t. E. Apare cu eliberarea de căldură.
Dacă introducem acum aceeași ecuație reacție scrisă mai jos, entalpia molar standard a reacției este egală cu jumătate din valorile de mai sus:
După fiecare substanță formulă care participă la reacție, este necesar să se specifice (în paranteze) starea sa fizică. Pentru a ilustra cât de important este acest lucru, să ne comparăm, de exemplu, entalpia molară standard de reacție (b) entalpia molar standard al reacției următoare:
În reacția (b) apa formată în stare lichidă, și în reacția (c) este format ca un gaz (vapori). Diferența în entalpiile molare standard, între aceste două reacții, egale cu 44,0 kJ / mol, este un entalpie molar etalon (mai precis, schimbarea standardului entalpie molar) evaporarea apei.
Acest lucru ne permite să înțelegem că expresii cum ar fi „entalpia molară standard de oxidare de hidrogen“ nu poate fi considerată lipsită de ambiguitate și, prin urmare, ar trebui să fie evitate. Standardul molar de entalpie oxidarea cu oxigen poate corespunde oricăruia dintre cele trei mai sus ecuația stoechiometrică și, prin urmare, poate avea oricare dintre cele de mai sus trei valori care sunt semnificativ diferite unele de altele.
Entalpia molar standard, de formare
Entalpia molar standard, de formare o substanta numita schimbare entalpie în timpul formării unui mol de substanță elementelor sale constitutive în stările lor standard la o temperatură de 298 K și o presiune de o atmosferă.
Comparați aceasta cu definiția exemplele de mai sus. Am văzut
că oxidarea hidrogenului poate fi reprezentat de cel puțin trei ecuații stoichiometrice diferite. Astfel, suntem conștienți de cel puțin trei entalpie molar standard diferit:
Care dintre aceste valori corespunde entalpia molar standard, de formare a apei? Valoarea (c) poate să nu corespundă, pentru că starea standard a apei la 298 K nu este de vapori (gazos) starea corespunzătoare denumirii. Entalpia molar standard, de formare a apei poate fi una dintre cele două valori rămase, diferența dintre care este determinată de modul în scris ecuația reacției. Cu toate acestea, la fel ca în definiția de mai sus a entalpiei molar standard, de formare a indicat că corespunde schimbării entalpie per un mol de substanță rezultată, selectați opțiunea (b). Astfel, entalpia molar standard, de formare a apei.
Tabel. 5.1 dată entalpia molar standard, de formare a unor substanțe comune în stările lor standard. Rețineți că nu numai material, ci și unii ioni sunt incluse în tabel. Ionii și mulți compuși nu au putut fi preparați prin sinteză directă din elementele constitutive. Cu toate acestea, entalpia lor standard de formare poate fi calculată cu ajutorul legii Hess (pe care ne-am întâlnit în sec. 5.3).
Majoritatea compușilor sunt caracterizate prin entalpia negative ale formării. Prin urmare, acestea sunt numite conexiuni exoterme. Puțini compuși au o entalpie pozitivă de formare. Ele se numesc compuși endotermice. Un exemplu de compus endotermic este benzen.
Se atrage atenția asupra faptului că entalpia de formare a compușilor solizi, de obicei, au o mare (în valoare absolută) valori negative, decât entalpia gazelor de formare. Entalpia molar standard, de formare a unei substanțe sau ion este o măsură a rezistenței sale față de elementele care formează această conexiune. Mai mari (în valoare absolută) entalpia negativă a formării compusului, mai stabil compus.
Prin definiție, entalpia molară standardul de formare a oricărui element în stare standard la 298 K este egal cu zero. Ex.
Tabelul 5.1. Entalpia molar standard, de formare
Entalpia molar etalon de combustie
Entalpia standard de molar de substanțe de combustie numite schimbarea entalpie prin arderea completă în oxigen, un mol de substanță în temperatura sostoyaniipri standard 298 K și 1 atm.
De exemplu, căldura molară standard arderii propan este -2,219.7 kJ per mol de propan. Această afirmație este scris după cum urmează:
Tabel. 5.2 sunt Entalpia molar standard de combustie a unor compuși.
Tabelul 5.2. Entalpia molar standard de combustie
Entalpia molar standard de neutralizare
Entalpia molar standard de neutralizare se numește schimbarea entalpie în timpul formării unui mol de apă prin neutralizarea oricărui acid și alcalin, la o temperatură de 298 K și o presiune de o atmosferă.
În cazul în care neutralizarea unui acid tare cum ar fi acidul clorhidric (clorhidric) și alcaline puternice, cum ar fi hidroxidul de sodiu Entalpia molar standard de neutralizare aproape întotdeauna egal. Faptul că orice neutralizarea acizilor tari și baze puternice pot fi descrise prin același ion ecuația
O excepție de la această regulă este de a neutraliza hidroxidul de acid și de potasiu. Această reacție de neutralizare este exotermă mai mult decât restul, datorită faptului că are loc precipitarea potasiu. Depoziție este un proces exoterm.