Enthalpy at Calorimetry: Pagsukat sa Init ng Reaksyon

Pagguhit ng hangganan sa pagitan ng system at surroundings

Nagsisimula ang bawat kalkulasyon ng enerhiya sa pagpili ng system, karaniwang ang mga kemikal na nagre-react. Ang lahat ng iba pa ay ang surroundings, na sa calorimeter ay pangunahing tubig o solusyon at ang lalagyan. Maaaring tumawid ang enerhiya sa hangganan bilang init, q, o bilang gawa, w, at ang pagbabago sa internal energy ng system ay ΔU = q + w.

Ang enthalpy, H = U + PV, ay tinukoy upang ang pagbabago nito ay katumbas ng init na ipinagpalit sa pare-parehong presyon kapag ang tanging gawa ay expansion work: ΔH = q_p. Dahil karamihan sa kimika sa bench ay nangyayari sa halos pare-parehong presyon ng atmospera, enthalpy ang inilalagay sa talaan ng mga kimiko at hindi internal energy.

Mga kumbensyon sa tanda para sa init at enthalpy

Laging isinusulat ang mga tanda mula sa pananaw ng system. Positibo ang init na pumapasok sa system; negatibo ang init na lumalabas. Naglalabas ng init sa surroundings ang exothermic na reaksyon, kaya negatibo ang ΔH nito at umiinit ang surroundings. Sumisipsip ng init ang endothermic na reaksyon, kaya positibo ang ΔH nito at lumalamig ang surroundings.

Sa calorimeter, sinusukat mo ang surroundings, hindi ang reaksyon. Kung uminit ang tubig, nakakuha ng init ang tubig, at nawalan ng ganoong kadami ang reaksyon. Ito ang sentral na ugnayan ng calorimetry: q_reaction = −q_surroundings.

Heat capacity at ang equation na q = mcΔT

Ang init na kailangan para baguhin ang temperatura ng isang substansiya ay q = mcΔT, kung saan ang m ay masa, ang c ay specific heat (ang init na kailangan para painitin ang isang gramo ng isang digri), at ΔT = T_final − T_initial. Ang pagbabago ng isang digri Celsius ay katumbas ng pagbabago ng isang kelvin, kaya pareho ang halaga ng ΔT sa alinmang scale. Ang mga specific heat na ginamit sa ibaba ay mula sa OpenStax Chemistry 2e Table 5.1, na sinukat malapit sa 25 °C; para sa likidong tubig, c = 4.184 J/(g·°C).

Halimbawang may solusyon 1. Gaano karaming init ang magpapataas sa 310.0 g na bloke ng silicon mula 24.5 °C hanggang 160.0 °C? Ang specific heat ng silicon ay 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, o 29.9 kJ. Tatlo ang mahalagang digit ng specific heat, kaya tatlo rin ang mahalagang digit ng sagot.

Halimbawang may solusyon 2. Ang 450.0 g na bloke ng lead sa 88.0 °C ay inilalagay sa 60.0 g ng tubig sa 20.5 °C sa foam cup. Ang specific heat ng lead ay 0.130 J/(g·°C), at ang sa tubig ay ang halagang ibinigay sa itaas. Ang init na nawala ng lead ay katumbas ng init na nakuha ng tubig, kaya q_lead + q_water = 0: (58.5 J/°C)(T_f − 88.0) + (251.0 J/°C)(T_f − 20.5) = 0, kung saan ang bawat koepisyent ay masa na minu-multiply sa specific heat. Sa paglutas, T_f = (58.5 × 88.0 + 251.0 × 20.5)/(58.5 + 251.0) = 33.3 °C. Pagsusuri: ang tubig ay nakakakuha ng mga 251.0 × 12.8 ≈ 3.2 kJ, at ang lead ay nawawalan ng mga 58.5 × 54.7 ≈ 3.2 kJ. Mas kaunti nang malayo ang galaw ng temperatura ng tubig kaysa sa lead dahil mahigit apat na beses na mas malaki ang heat capacity nito.

Coffee-cup calorimetry sa pare-parehong presyon

Ang coffee-cup calorimeter ay insulated na tasa na bukas sa hangin, kaya ang proseso ay nangyayari sa pare-parehong presyon at ang sinukat na init ay direktang nagbibigay ng ΔH. Para sa mga dilute na aqueous na solusyon, ang karaniwang mga palagay ay ang solusyon ay may density at specific heat ng tubig at ang tasa ay sumisipsip ng bale-walang init.

Halimbawang may solusyon 3. Ang 60.0 mL ng 0.800 mol/L na nitric acid sa 21.42 °C ay hinahalo sa 60.0 mL ng 0.800 mol/L na potassium hydroxide sa parehong temperatura. Umaabot ang halo sa 26.75 °C. Hanapin ang ΔH bawat mole ng nabuong tubig. Masa ng solusyon: 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. Kaya q_reaction = −2.68 × 10³ J.

Mga mole ng nabuong tubig: ang bawat solusyon ay nagbibigay ng 0.0600 L × 0.800 mol/L = 0.0480 mol, at ang reaksyong H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l) ay 1:1, kaya 0.0480 mol ng tubig ang nabubuo. ΔH = −2.68 kJ / 0.0480 mol = −55.8 kJ/mol. Bilang pagsusuri, ang mga standard enthalpy of formation mula sa OpenStax Appendix G ay nagbibigay ng −285.83 − (−230.0) = −55.8 kJ/mol para sa parehong net na reaksyon, na itinuturing na zero ang ΔH°f ng H⁺(aq) ayon sa kumbensyon.

Bomb calorimetry at ang agwat sa pagitan ng ΔU at ΔH

Sinusukat ang combustion sa bomb calorimeter, isang selyadong steel na lalagyan sa paliguan ng tubig. Dahil takda ang volume, walang expansion work na ginagawa at ang sinukat na init ay ΔU, hindi ΔH. Kinakalibra ang buong kagamitan bilang isang yunit, na nagbibigay ng calorimeter constant na C_cal sa kJ/°C, kaya q = C_cal × ΔT na walang hiwalay na masa o specific heat.

Halimbawang may solusyon 4. Ang pagsunog ng 0.5000 g ng likidong benzene, C₆H₆, sa calorimeter na may C_cal = 10.25 kJ/°C ay nagpapataas ng temperatura ng 2.038 °C. Gamit ang mga standard atomic weight ng IUPAC na naka-round sa dalawang decimal (C 12.01, H 1.01), M = 78.12 g/mol, kaya n = 0.5000 g / 78.12 g/mol = 0.006400 mol. q_cal = (10.25 kJ/°C)(2.038 °C) = 20.89 kJ, kaya ΔU = −20.89 kJ / 0.006400 mol = −3264 kJ/mol, na may apat na mahalagang digit dahil apat ang mahalagang digit ng bawat sinukat na halaga.

Para i-convert sa enthalpy, gamitin ang ΔH = ΔU + Δn_gas RT. Sa C₆H₆(l) + 15/2 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 3 H₂O(l), bumababa ang mga mole ng gas mula 7.5 hanggang 6, kaya Δn_gas = −1.5 at ang pagwawasto ay (−1.5)(8.314 J/(mol·K))(298.15 K) = −3.72 kJ/mol. ΔH = −3264 − 3.72 = −3268 kJ/mol, na tugma sa −3267.7 kJ/mol na nakuha mula sa mga formation enthalpy sa Appendix G. Lumalaki ang pagwawasto kapag gumagawa o umuubos ng maraming mole ng gas ang reaksyon.

Pagbasa at pag-scale ng mga thermochemical equation

Ikinakabit ng thermochemical equation ang ΔH sa reaksyon nang eksakto ayon sa pagkakasulat. Kapag dinoble ang mga koepisyent, dumodoble ang ΔH; kapag binaligtad ang reaksyon, bumabaligtad ang tanda. Mahalaga ang mga pisikal na estado: mas maraming init ang inilalabas ng pagbuo ng likidong tubig kaysa sa pagbuo ng singaw ng tubig, dahil exothermic mismo ang kondensasyon.

Para hanapin ang init para sa isang dami ng substansiya, i-convert sa mole at gamitin ang ΔH bawat mole ng reaksyon bilang conversion factor. Ang pagsunog ng 12.5 g ng benzene, na may ΔH = −3267.7 kJ bawat mole ng benzene, ay naglalabas ng (12.5 g / 78.12 g/mol) × 3267.7 kJ/mol = 523 kJ. Isulat ito bilang q = −523 kJ para sa reaksyon, o bilang 523 kJ ng init na inilabas.

Mga pagkakamali sa calorimetry na nagbabaligtad ng tanda o nagpapawala ng init

Maikli ang aritmetika ng calorimetry, kaya karamihan sa mga error ay konseptwal.

Pisikal ang maaasahang huling pagsusuri: kung uminit ang tubig, ang reaksyon ay dapat may negatibong ΔH.

• Nawawalang minus sign: tumaas ang temperatura ng surroundings, kaya negatibo ang q_reaction. Ang pag-uulat ng +55.8 kJ/mol para sa neutralization na nagpainit sa tubig ay error sa tanda.
• Maling masa: sa solution calorimetry, gamitin ang masa ng buong solusyon, hindi lang ng solute o ng isa sa dalawang pinaghalong volume.
• Bawat gramo laban sa bawat mole: hatiin sa mole ng tinukoy na species para makuha ang kJ/mol, at sabihin kung aling species.
• Paghahalo ng joule at kilojoule: ang q mula sa mcΔT ay nasa joule; i-convert bago hatiin sa sagot na kJ/mol.
• Pagturing sa datos ng bomb bilang ΔH: ang selyadong bomb ay nagbibigay ng ΔU; ilapat ang pagwawasto na Δn_gas RT kapag kailangan ang ΔH.