Entalpia eta kalorimetria: erreakzio baten beroa neurtzea

Sistemaren eta inguruneen arteko muga marraztea

Energia-kalkulu guztiak sistema bat aukeratuz hasten dira, normalean erreakzionatzen duten produktu kimikoak. Gainerako guztia ingurunea da, kalorimetro batean batez ere ura edo disoluzioa eta ontzia esan nahi duena. Energiak muga zeharkatu dezake bero gisa, q, edo lan gisa, w, eta sistemaren barne-energiaren aldaketa ΔU = q + w da.

Entalpia, H = U + PV, bere aldaketak presio konstantean trukatutako beroaren berdina izan dadin definitzen da lan bakarra hedapen-lana denean: ΔH = q_p. Laborategiko kimika gehiena atmosfera-presio gutxi gorabehera konstantean gertatzen denez, kimikariek barne-energia baino entalpia taulatzen dute.

Beroaren eta entalpiaren zeinu-konbentzioak

Zeinuak beti sistemaren ikuspuntutik idazten dira. Sisteman sartzen den beroa positiboa da; ateratzen dena negatiboa. Erreakzio exotermiko batek beroa askatzen du inguruneari, beraz bere ΔH negatiboa da eta ingurunea berotzen da. Erreakzio endotermiko batek beroa xurgatzen du, beraz bere ΔH positiboa da eta ingurunea hozten da.

Kalorimetro batean ingurunea neurtzen duzu, ez erreakzioa. Urak berotzen badu, urak beroa irabazi du, eta erreakzioak zehazki hainbeste galdu du. Honek kalorimetriaren funtsezko erlazioa ematen du: q_reaction = −q_surroundings.

Bero-ahalmena eta q = mcΔT ekuazioa

Substantzia baten tenperatura aldatzeko behar den beroa q = mcΔT da, non m masa den, c bero espezifikoa (gramo bat gradu batez berotzeko behar den beroa) eta ΔT = T_final − T_initial. Celsius gradu baten aldaketa kelvin baten aldaketaren berdina da, beraz ΔT-k balio bera du edozein eskalatan. Behean erabilitako bero espezifikoak OpenStax Chemistry 2e-ko 5.1 taulatik datoz, 25 °C inguruan neurtuak; ur likidoarentzat, c = 4.184 J/(g·°C).

1. adibide landua. Zenbat beroak igotzen du 310.0 g-ko silizio-bloke bat 24.5 °C-tik 160.0 °C-ra? Silizioaren bero espezifikoa 0.712 J/(g·°C) da. ΔT = 160.0 − 24.5 = 135.5 °C. q = (310.0 g)(0.712 J/(g·°C))(135.5 °C) = 2.99 × 10⁴ J, edo 29.9 kJ. Bero espezifikoak hiru zifra esanguratsu ditu, beraz erantzunak ere bai.

2. adibide landua. 88.0 °C-ko 450.0 g-ko berun-bloke bat 20.5 °C-ko 60.0 g uretan jartzen da apar-edalontzi batean. Berunaren bero espezifikoa 0.130 J/(g·°C) da, eta uraren goian emandako balioa. Berunak galdutako beroa uraren irabazitako beroaren berdina da, beraz q_lead + q_water = 0: (58.5 J/°C)(T_f − 88.0) + (251.0 J/°C)(T_f − 20.5) = 0, non koefiziente bakoitza masa bider bero espezifikoa den. Ebatziz, T_f = (58.5 × 88.0 + 251.0 × 20.5)/(58.5 + 251.0) = 33.3 °C. Egiaztapena: urak 251.0 × 12.8 ≈ 3.2 kJ inguru irabazten ditu, eta berunak 58.5 × 54.7 ≈ 3.2 kJ inguru galtzen ditu. Uraren tenperatura berunarena baino askoz gutxiago mugitzen da bere bero-ahalmena lau aldiz baino gehiago handiagoa delako.

Kafe-edalontziko kalorimetria presio konstantean

Kafe-edalontziko kalorimetroa airera irekitako edalontzi isolatu bat da, beraz prozesua presio konstantean gertatzen da eta neurtutako beroak ΔH zuzenean ematen du. Disoluzio urtsu diluituetarako, ohiko suposizioak dira disoluzioak uraren dentsitatea eta bero espezifikoa dituela eta edalontziak bero arbuiagarria xurgatzen duela.

3. adibide landua. 21.42 °C-ko azido nitriko 0.800 mol/L-ko 60.0 mL tenperatura berean dagoen potasio hidroxido 0.800 mol/L-ko 60.0 mL-rekin nahasten dira. Nahasteak 26.75 °C-ra iristen da. Aurkitu ΔH eratutako ur-mol bakoitzeko. Disoluzioaren masa: 120.0 mL × 1.00 g/mL = 120. g. ΔT = 26.75 − 21.42 = 5.33 °C. q_solution = (120. g)(4.184 J/(g·°C))(5.33 °C) = 2.68 × 10³ J. Beraz q_reaction = −2.68 × 10³ J.

Eratutako ur-molak: disoluzio bakoitzak 0.0600 L × 0.800 mol/L = 0.0480 mol ematen ditu, eta H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l) erreakzioa 1:1 da, beraz 0.0480 mol ur eratzen dira. ΔH = −2.68 kJ / 0.0480 mol = −55.8 kJ/mol. Egiaztapen gisa, OpenStax G eranskineko eraketa-entalpia estandarrek −285.83 − (−230.0) = −55.8 kJ/mol ematen dute erreakzio garbi beraren kasuan, H⁺(aq)-ren ΔH°f zero hartuta konbentzioz.

Bonba-kalorimetria eta ΔU eta ΔH arteko aldea

Errekuntza bonba-kalorimetro batean neurtzen da, ur-bainu batean dagoen altzairuzko ontzi zigilatu batean. Bolumena finkoa denez, ez da hedapen-lanik egiten eta neurtutako beroa ΔU da, ez ΔH. Aparatu osoa unitate gisa kalibratzen da, C_cal kalorimetro-konstantea kJ/°C-tan emanez, beraz q = C_cal × ΔT masa edo bero espezifiko bereizirik gabe.

4. adibide landua. 0.5000 g benzeno likido, C₆H₆, erretzeak C_cal = 10.25 kJ/°C duen kalorimetro batean tenperatura 2.038 °C igotzen du. IUPAC-en pisu atomiko estandarrak bi hamartarretara biribilduta erabiliz (C 12.01, H 1.01), M = 78.12 g/mol, beraz n = 0.5000 g / 78.12 g/mol = 0.006400 mol. q_cal = (10.25 kJ/°C)(2.038 °C) = 20.89 kJ, beraz ΔU = −20.89 kJ / 0.006400 mol = −3264 kJ/mol, lau zifra esanguratsurekin neurtutako balio bakoitzak lau dituelako.

Entalpia bihurtzeko, erabili ΔH = ΔU + Δn_gas RT. C₆H₆(l) + 15/2 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 3 H₂O(l) erreakzioan, gas-molak 7.5etik 6ra jaisten dira, beraz Δn_gas = −1.5 eta zuzenketa (−1.5)(8.314 J/(mol·K))(298.15 K) = −3.72 kJ/mol da. ΔH = −3264 − 3.72 = −3268 kJ/mol, G eranskineko eraketa-entalpietatik lortutako −3267.7 kJ/mol-ekin koherentea. Zuzenketa handitzen da erreakzio batek gas-mol asko sortzen edo kontsumitzen dituenean.

Ekuazio termokimikoak irakurri eta eskalatzea

Ekuazio termokimiko batek ΔH erreakzioari lotzen dio idatzita dagoen bezala zehazki. Bikoiztu koefizienteak eta ΔH bikoizten da; alderantzikatu erreakzioa eta zeinua aldatzen da. Egoera fisikoek axola dute: ur likidoa eratzeak ur-lurruna eratzeak baino bero gehiago askatzen du, kondentsazioa bera exotermikoa delako.

Substantzia-kantitate jakin baterako beroa aurkitzeko, bihurtu moletara eta erabili erreakzio-mol bakoitzeko ΔH bihurketa-faktore gisa. 12.5 g benzeno erretzeak, ΔH = −3267.7 kJ benzeno-mol bakoitzeko, (12.5 g / 78.12 g/mol) × 3267.7 kJ/mol = 523 kJ askatzen ditu. Idatzi q = −523 kJ gisa erreakziorako, edo 523 kJ askatutako bero gisa.

Zeinuak iraultzen dituzten edo beroa galtzen duten kalorimetria-akatsak

Kalorimetriaren aritmetika laburra da, beraz akats gehienak kontzeptualak dira.

Azken egiaztapen fidagarri bat fisikoa da: urak berotu bada, erreakzioak ΔH negatiboa izan behar du.

• Minus zeinua falta: inguruneen tenperatura igo zen, beraz q_reaction negatiboa da. Ura berotu zuen neutralizazio baterako +55.8 kJ/mol jakinarazteak zeinu-akatsa da.
• Masa okerra: disoluzio-kalorimetrian, erabili disoluzio osoaren masa, ez soluturena soilik edo nahastutako bi bolumenetako batena.
• Gramoko eta moleko balioak nahastea: zatitu zehaztutako espezieko moletan kJ/mol lortzeko, eta esan zein espezie.
• Joule eta kilojoule nahastea: mcΔT-ko q jouletan dago; bihurtu kJ/mol erantzun batean zatitu aurretik.
• Bonba-datuak ΔH gisa tratatzea: bonba zigilatu batek ΔU ematen du; aplikatu Δn_gas RT zuzenketa ΔH behar denean.