Entalpia reakcji

1. Entalpia to po prostu ciepło reakcji ?

Z dużym prawdopodobieństwem taką właśnie znajomością entalpii dysponujesz ze szkoły. I faktycznie, jest to jakby pierwszy etap zaznajomienia się z tym tematem. Z dużym przybliżeniem faktycznie możemy tak powiedzieć : entalpia reakcji to ciepło, które albo się wydziela, albo które jest pochłaniane w reakcji.

Prawda jest jednak troszkę bardziej skomplikowana[1] .

Symbolem entalpii jest H, natomiast jako że samej entalpii się nie mierzy, tylko liczy jej zmianę, to będziemy ciągle widywać symbol ΔH. Jednostką entalpii jest natomiast dżul (J) lub kilodżul (kJ), a więc jednostki, które możesz znać z fizyki (np. praca, energia). Zwróć też uwagę, że jest tak jak obiecałem : robimy chemię fizyczną, ale wcale tej fizyki dużo nie było, prawda?

Dalej klasyka, czyli reakcje egzo- i endotermiczne. Omawialiśmy to już nawet przy katalizatorach.

Reakcja
egzotermiczna
Reakcja
endotermiczna
W reakcji wydziela
się ciepło.
Ciepło w reakcji
jest pochłaniane.
Zmiana entalpii
jest ujemna ΔH < 0
Zmiana entalpii
jest dodatnia ΔH > 0
Porównanie reakcji egzo- i endotermicznej w zależności od tego jaka jest entalpia reakcji.

2. Entalpia reakcji i jej zależności

Entalpia reakcji syntezy bromowodoru (II) z pierwiastków wynosi ΔH = − 73 kJ .

H2 + Br2 ⟶ 2HBr

ΔH = − 73 kJ

Jak zinterpretować to równanie reakcji wraz z jego entalpią? Oznacza to, że gdy reaguje 1 mol wodoru z 1 molem bromu, to powstają 2 mole HBr oraz wydziela się 73 kilodżuli ciepła.

A jak myślisz, ile ciepła wydzieliłoby się, gdyby powstawały cztery mole HBr ? A 7 moli? Wystarczy zapisać odpowiednie równania reakcji i mamy odpowiedź!

2H2 + 2Br2 ⟶ 4HBr

3,5H2 + 3,5Br2 ⟶ 7HBr

ΔH1 = ? kJ

ΔH2 = ? kJ

Jest to zwykła proporcja. Skoro jeśli powstają 2 mole HBr i wydziela się wtedy 73 kJ ciepła, to jak powstanie 4 mole HBr, to wydzieli się ciepła dwa razy więcej (ΔH1 = 2 • − 73 = − 146 kJ) . A jeśli powstanie 7 moli HBr, to ciepła wydzieli się :

2 mole HBr ― (−73) kJ

7 moli HBr ― (ΔH2)

Czyli ΔH2 = − 255,5 kJ

A teraz zastanówmy się, jak to by było z reakcją odwrotną?

2HBr ⟶ H2 + Br2

ΔH3 = ?

Jeszcze na zajęciach nie zdarzyło mi się, aby ktoś źle na to odpowiedział i mam nadzieję, że Tobie też udało się to wykminić. Skoro gdy się tworzył HBr to ciepło się wydzielało, to reakcja przeciwna (w drugą stronę) musi też przebiegać pod tym kątem przeciwnie, a więc ciepło zostanie pochłonięte (ciepło trzeba dostarczyć). W takim razie ΔH3 = 73 kJ.

Jeszcze jedna uwaga. Teraz wszystkie entalpie podawaliśmy sobie w kilodżulach (i jest to jak najbardziej ok), ale można też pisać kJ/mol. I to jest dość trikowy zapis, zobaczmy :

Wyjaśnienie zapisu kJ/mol , który może być zamiennie używany z zapisem kJ.

3. Powyższe zależności będą bardzo ważne w zadaniach

Zależności, które opisaliśmy będą kluczowe do obliczania entalpii reakcji, czego nauczymy się w następnej części. Tam będziemy mieć podane równania reakcji, które będziemy chcieli w jakiś sposób zmodyfikować.

Będziemy np. potrzebowali pomnożyć czy podzielić naszą reakcję – wówczas mnoży/dzieli się wszystko : każdy reagent oraz wartość entalpii.

Jedna z kluczowych zależności entalpii reakcji. Kiedy mnożymy, to mnożymy wszystko : substraty, produkty i entalpię.
Druga część zależności entalpii reakcji, tutaj z dzieleniem. Jest oczywiście analogicznie.

Możemy także mnożyć przez liczby ujemne, wtedy odwracamy także kierunek reakcji.

Mnożenie przez ujemną liczbę tak naprawdę nie jest niczym nowym. Po prostu trzeba zmienić kierunek reakcji.

4. Standardowa entalpia reakcji, czyli ΔH°

Wartości różnych, nazwijmy to brzydko, funkcji, w termochemii zależy od wielu czynników, np. stanu skupienia substancji, ciśnienia czy temperatury. Dlatego wygodnie jest zdefiniować jakieś tam warunki, w których mierzymy te wartości. Typowo spotkasz się z warunkami normalnymi, a teraz dorzucamy warunki standardowe.

Jeśli coś zostało zmierzone w warunkach standardowych, to logiczne że w swojej nazwie dostaje jeszcze dodatkowe oznakowanie ,,standardowe”, tak jak właśnie entalpia standardowa. Poznajemy to po tym, że do symbolu dopisujemy ,,stopień”, a zatem ΔH° oznacza standardową entalpię.

Warunki standardowe określa się jako ciśnienie równe 1 bar = 1000 hPa. Co ciekawe, mówiąc standardowa entalpia reakcji mamy sprecyzowane tylko ciśnienie (1 bar) natomiast nic nie wiadomo o temperaturze (powinna ona być podana wówczas w zadaniu).

Przekonanie o tym, że standardowa entalpia jest zdefiniowana w zależności od temperatury to licealny mit.

To akurat bardzo częsty błąd, można by to nazwać nawet mitem, że standardowa entalpia oznacza, że została zmierzona dla T = 25 ℃. Nie, to nieprawda! Akurat tak się po prostu składa, że najczęściej temperatura wynosi tyle, jednak nie jest to częścią definicji stanu standardowego!


[1] W rzeczywistości ciepło jest równe zmianie entalpii pod stałym ciśnieniem (p = const). Na szczęście reakcje chemiczne z reguły prowadzi się właśnie w takich warunkach jakby ,,na otwarto / na powietrzu” , gdzie panuje stałe atmosferyczne ciśnienie około 1013 hPa. Wydaje się, że to taka mało istotna uwaga, ale są sytuacje, kiedy ma to znaczenie. Wykracza to jednak poza nasze maturalne ramy.

Leave a Reply

%d bloggers like this: