Entalpie en kalorimetrie: die warmte van 'n reaksie meet

Die grens tussen sisteem en omgewing trek

Elke energieberekening begin deur 'n sisteem te kies, gewoonlik die reagerende chemikalieë. Alles anders is die omgewing, wat in 'n kalorimeter hoofsaaklik die water of oplossing en die houer beteken. Energie kan die grens as warmte, q, of as arbeid, w, kruis, en die verandering in die sisteem se interne energie is ΔU = q + w.

Entalpie, H = U + PV, word gedefinieer sodat sy verandering gelyk is aan die warmte wat by konstante druk uitgeruil word wanneer die enigste arbeid uitsettingsarbeid is: ΔH = q_p. Omdat die meeste werkbankchemie by ongeveer konstante atmosferiese druk plaasvind, tabuleer chemici entalpie eerder as interne energie.

Tekenkonvensies vir warmte en entalpie

Tekens word altyd vanuit die sisteem se oogpunt geskryf. Warmte wat in die sisteem vloei is positief; warmte wat uitvloei is negatief. 'n Eksotermiese reaksie stel warmte aan die omgewing vry, dus is sy ΔH negatief en word die omgewing warm. 'n Endotermiese reaksie neem warmte op, dus is sy ΔH positief en koel die omgewing af.

In 'n kalorimeter meet jy die omgewing, nie die reaksie nie. As die water warm word, het die water warmte gewen, en die reaksie het presies soveel verloor. Dit gee die sentrale verwantskap van kalorimetrie: q_reaksie = −q_omgewing.

Warmtekapasiteit en die vergelyking q = mcΔT

Die warmte wat nodig is om die temperatuur van 'n stof te verander is q = mcΔT, waar m massa is, c spesifieke warmte (die warmte wat nodig is om een gram met een graad te verwarm), en ΔT = T_finaal − T_aanvanklik. 'n Verandering van een graad Celsius is gelyk aan 'n verandering van een kelvin, dus het ΔT dieselfde waarde op enige skaal. Spesifieke warmtes wat hieronder gebruik word, kom uit OpenStax Chemistry 2e Tabel 5.1, gemeet naby 25 °C; vir vloeibare water is c = 4.184 J/(g·°C).

Uitgewerkte voorbeeld 1. Hoeveel warmte verhoog 'n blok silikon van 310.0 g van 24.5 °C na 160.0 °C? Die spesifieke warmte van silikon is 0.712 J/(g·°C). ΔT = 160.0 − 24.5 = 135.5 °C. q = (310.0 g)(0.712 J/(g·°C))(135.5 °C) = 2.99 × 10⁴ J, of 29.9 kJ. Die spesifieke warmte het drie beduidende syfers, dus het die antwoord dit ook.

Uitgewerkte voorbeeld 2. 'n Loodblok van 450.0 g by 88.0 °C word in 60.0 g water by 20.5 °C in 'n skuimbeker geplaas. Lood se spesifieke warmte is 0.130 J/(g·°C), en water s'n is die waarde hierbo gegee. Die warmte wat deur die lood verloor word is gelyk aan die warmte wat deur die water gewen word, dus q_lood + q_water = 0: (58.5 J/°C)(T_f − 88.0) + (251.0 J/°C)(T_f − 20.5) = 0, waar elke koëffisiënt massa maal spesifieke warmte is. Opgelos, T_f = (58.5 × 88.0 + 251.0 × 20.5)/(58.5 + 251.0) = 33.3 °C. Kontrole: die water wen ongeveer 251.0 × 12.8 ≈ 3.2 kJ, en die lood verloor ongeveer 58.5 × 54.7 ≈ 3.2 kJ. Die water se temperatuur beweeg baie minder as die lood s'n omdat sy warmtekapasiteit meer as vier keer groter is.

Koffiebekerkalorimetrie by konstante druk

'n Koffiebekerkalorimeter is 'n geïsoleerde beker oop vir die lug, dus vind die proses by konstante druk plaas en gee die gemete warmte ΔH direk. Vir verdunde waterige oplossings is die gewone aannames dat die oplossing die digtheid en spesifieke warmte van water het en dat die beker weglaatbare warmte opneem.

Uitgewerkte voorbeeld 3. 60.0 mL van 0.800 mol/L salpetersuur by 21.42 °C word gemeng met 60.0 mL van 0.800 mol/L kaliumhidroksied by dieselfde temperatuur. Die mengsel bereik 26.75 °C. Vind ΔH per mol water gevorm. Massa van oplossing: 120.0 mL × 1.00 g/mL = 120. g. ΔT = 26.75 − 21.42 = 5.33 °C. q_oplossing = (120. g)(4.184 J/(g·°C))(5.33 °C) = 2.68 × 10³ J. Dus q_reaksie = −2.68 × 10³ J.

Mol water gevorm: elke oplossing verskaf 0.0600 L × 0.800 mol/L = 0.0480 mol, en die reaksie H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l) is 1:1, dus vorm 0.0480 mol water. ΔH = −2.68 kJ / 0.0480 mol = −55.8 kJ/mol. As kontrole gee standaardvormingsentalpieë uit OpenStax Aanhangsel G −285.83 − (−230.0) = −55.8 kJ/mol vir dieselfde netto reaksie, met ΔH°f van H⁺(aq) volgens konvensie as nul geneem.

Bomkalorimetrie en die gaping tussen ΔU en ΔH

Verbranding word in 'n bomkalorimeter gemeet, 'n verseëlde staalhouer in 'n waterbad. Omdat die volume vas is, word geen uitsettingsarbeid verrig nie en is die gemete warmte ΔU, nie ΔH nie. Die hele apparaat word as 'n eenheid gekalibreer, wat 'n kalorimeterkonstante C_cal in kJ/°C gee, dus is q = C_cal × ΔT sonder afsonderlike massa of spesifieke warmte.

Uitgewerkte voorbeeld 4. Die verbranding van 0.5000 g vloeibare bensien, C₆H₆, in 'n kalorimeter met C_cal = 10.25 kJ/°C verhoog die temperatuur met 2.038 °C. Met IUPAC-standaardatoomgewigte afgerond tot twee desimale (C 12.01, H 1.01) is M = 78.12 g/mol, dus n = 0.5000 g / 78.12 g/mol = 0.006400 mol. q_cal = (10.25 kJ/°C)(2.038 °C) = 20.89 kJ, dus ΔU = −20.89 kJ / 0.006400 mol = −3264 kJ/mol, met vier beduidende syfers omdat elke gemete waarde vier het.

Om na entalpie om te skakel, gebruik ΔH = ΔU + Δn_gas RT. In C₆H₆(l) + 15/2 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 3 H₂O(l) daal gasmol van 7.5 na 6, dus is Δn_gas = −1.5 en is die regstelling (−1.5)(8.314 J/(mol·K))(298.15 K) = −3.72 kJ/mol. ΔH = −3264 − 3.72 = −3268 kJ/mol, konsekwent met die −3267.7 kJ/mol verkry uit Aanhangsel G-vormingsentalpieë. Die regstelling groei wanneer 'n reaksie baie mol gas maak of verbruik.

Termochemiese vergelykings lees en skaleer

'n Termochemiese vergelyking heg ΔH aan die reaksie presies soos geskryf. Verdubbel die koëffisiënte en ΔH verdubbel; keer die reaksie om en die teken draai om. Fisiese toestande maak saak: die vorming van vloeibare water stel meer warmte vry as die vorming van waterdamp, omdat kondensasie self eksotermies is.

Om die warmte vir 'n gegewe hoeveelheid stof te vind, skakel om na mol en gebruik die ΔH per mol reaksie as 'n omskakelingsfaktor. Die verbranding van 12.5 g bensien, met ΔH = −3267.7 kJ per mol bensien, stel (12.5 g / 78.12 g/mol) × 3267.7 kJ/mol = 523 kJ vry. Skryf dit as q = −523 kJ vir die reaksie, of as 523 kJ warmte vrygestel.

Kalorimetriefoute wat tekens omkeer of warmte verloor

Kalorimetrie-rekenkunde is kort, dus is die meeste foute konseptueel.

'n Betroubare finale kontrole is fisies: as die water warm geword het, moet die reaksie 'n negatiewe ΔH hê.

• Ontbrekende minusteken: die temperatuur van die omgewing het gestyg, dus is q_reaksie negatief. Om +55.8 kJ/mol te rapporteer vir 'n neutralisasie wat die water verwarm het, is 'n tekenfout.
• Verkeerde massa: gebruik in oplossingskalorimetrie die massa van die hele oplossing, nie net die opgeloste stof of een van die twee gemengde volumes nie.
• Per gram teenoor per mol: deel deur mol van die gespesifiseerde spesie om kJ/mol te kry, en sê watter spesie.
• Joule en kilojoule deurmekaarkrap: q uit mcΔT is in joule; skakel om voordat jy in 'n kJ/mol-antwoord deel.
• Bomdata as ΔH behandel: 'n verseëlde bom gee ΔU; pas die Δn_gas RT-regstelling toe wanneer ΔH vereis word.