Entalpia muutuste tüübid (reaktsiooni entalpia)

Kas teadsite, et reaktsiooniga kaasnevat entalpia muutust mõjutavad alati temperatuur ja rõhk? Mida kõrgem on aine temperatuur, seda suurem on entalpia muutus. Reaktsiooniga kaasnevat entalpia muutust nimetatakse reaktsiooni entalpiaks.

Entalpia all mõistetakse pideva rõhu all oleva süsteemi energiahulka. Tavaliselt tähistatakse seda suure H-tähe kasutamisega ja matemaatiliselt võib selle kirjutada süsteemi (W) tehtud töö summana süsteemis sisalduva energiaga (E).

Entalpia muutus (∆H)

Entalpia on ulatuslik ainete omadus, mida saab kasutada keemiliste reaktsioonide kuumuse muutuste määramiseks. Entalpia väärtust iseenesest ei saa mõõta, kuid siiski saame mõõta reaktsiooni käigus tekkivat soojuse muutust. Keemilises reaktsioonis toimuvat soojuse muutust nimetatakse entalpia muutuseks (∆H). Püsiva rõhu korral on entalpia muutus võrdne süsteemi eraldatud või neeldunud reaktsioonisoojuse kogusega.

∆H = QP

Entalpia liigitatakse seisundifunktsiooniks. Seega saab entalpia muutust määrata ainult süsteemi algseisundi ja lõppseisundi põhjal. Niisiis keemiline reaktsioon, milles reageerivad reageerivad ja toodavad produkti. Entalpia või reaktsiooni entalpia muutuste suurus on toote entalpia ja reagentide entalpia vahe.

∆H = H (saadus) - H (reaktiiv)

(Loe ka: Tutvuge juhtivuse, konvektsiooni ja kiirgusega soojusülekandes)

Reaktsioonitüübi põhjal võib standardse entalpia muutuse jagada 6 tüübiks, nimelt moodustumise entalpia, põlemisentalpia, pihustusentalpia, sidemeentalpia, lahuseentalpia ja võreentalpia. Selle paremaks mõistmiseks kirjeldame seda!

  • Formatsiooni entalpia

Formatsiooni entalpia muutus (∆ f H⊖) on entalpia muutus, kui selle elementidest moodustub kõige stabiilsemal kujul 1 mool ainet. Kui seda ei mõõdeta standardsetes tingimustes, tähistatakse moodustumise entalpia muutust ∆H⊖ f .

  • Põlemisentalpia

Muutus põlemise standardses entalpias ∆ c H⊖ on entalpia muutus aine mooli kohta, kui see põleb.

  • Atomiseerimise entalpia

Atomiseerimise entalpia muutus Δ a H⊖ on entalpia muutus ühe mooli sidemete täieliku purunemise korral, et saada aatom gaasifaasis.

  • Võlakirjaentalpia

Muutus sideme entalpia Δ b H on energia hulk vabastata juhul üks mool väärtpaberid on moodustatud isoleeritud aatomite gaasilisel kujul.

  • Lahuse entalpia

Δs ol Ho lahuse entalpia muutus on entalpia muutus, kui üks mool soluuti lahustatakse väga suures lahustis, nii et edasisel lahjendamisel soojuse muutust ei toimu.

  • Entalpia võrk

Võre entalpia muutus Δ võre Ho on entalpia muutus, kui üks mool ioonset ühendit dissotsieerub gaasina ioonideks.

Soojusmahtuvus

Soojusvõimsus on määratletud kui süsteemi temperatuuri 10C võrra tõstmiseks vajalik soojushulk. Kus seda soojusvõimsust tähistatakse suurtähega C, nii et matemaatiliselt on valemiks q = C × ΔT

See temperatuuri tõus on proportsionaalne ülekantava soojusega. C kogus sõltub kompositsiooni suurusest ja süsteemi omadustest. Vahepeal on see soojusvõimsus jagatud kaheks, nimelt erisoojusvõimsuseks ja molaarseks soojusvõimsuseks.

  • Spetsiifiline soojusvõimsus on soojushulk, mis on vajalik aine ühe massiühiku temperatuuri tõstmiseks 10C (või ühe kelvinini) võrra. Kus matemaatiliselt saab erisoojusvõimsuse kirjutada valemiga q = C × ΔT.
  • Molaarne soojusvõimsus (Cm) on soojushulk, mis on vajalik ühe aine mooli temperatuuri tõstmiseks 10C (või ühe kelvinini) võrra. Kus matemaatiliselt saab valemi kirjutada järgmiselt: C m = c / n