Bagikan:
Apa itu entalpi?
itu entalpi itu adalah ukuran jumlah energi yang terkandung dalam tubuh (sistem) yang memiliki volume, berada di bawah tekanan dan dapat dipertukarkan dengan lingkungannya. Ini diwakili oleh huruf H. Unit fisik yang terkait dengannya adalah Juli (J = kgm2 / s2).
Secara matematis dapat dinyatakan sebagai berikut:
H = U + PV
Dimana:
H = Enthalpy
U = Energi internal sistem
P = Tekanan
V = Volume
Jika U dan P dan V adalah fungsi negara, H juga. Ini karena pada saat tertentu, kondisi akhir dan awal variabel yang akan dipelajari dalam sistem dapat diberikan.
Indeks
- 1 Apa entalpi pelatihan?
- 1.1 Contoh
- 1.2 Reaksi eksotermik dan endotermik
- 2 Latihan untuk menghitung entalpi
- 2.1 Latihan 1
- 2.2 Latihan 2
- 2.3 Latihan 3
- 3 Referensi
Apa entalpi pelatihan?
Ini adalah panas yang diserap atau dilepaskan oleh sistem ketika, 1 mol produk suatu zat, dihasilkan dari unsur-unsurnya dalam keadaan agregasi normal; padat, cair, gas, disolusi atau dalam keadaan alotropik yang lebih stabil.
Keadaan alotropik karbon yang paling stabil adalah grafit, selain berada pada kondisi tekanan normal 1 atmosfer dan suhu 25 ° C.
Ini dilambangkan sebagai ΔH ° f. Dengan cara ini:
ΔH ° f = final H - Initial H
Δ: Huruf Yunani yang melambangkan perubahan atau variasi energi dari keadaan akhir dan awal. Subskrip f, berarti pembentukan senyawa dan superskrip atau kondisi standar.
Contoh
Mempertimbangkan reaksi pembentukan air cair
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285,84 kJ / mol
Reagen: Hidrogen dan Oksigen, keadaan alaminya berbentuk gas.
Produk: 1 mol air cair.
Perlu dicatat bahwa entalpi formasi menurut definisi adalah untuk 1 mol senyawa yang dihasilkan, sehingga reaksi harus disesuaikan jika mungkin dengan koefisien fraksional, seperti yang terlihat pada contoh sebelumnya..
Reaksi eksotermik dan endotermik
Dalam proses kimia, entalpi formasi dapat positif ΔHof> 0 jika reaksinya endotermik, artinya ia menyerap panas dari medium atau negatif ΔHof<0 si la reacción es exotérmica con emisión de calor desde el sistema.
Reaksi eksotermik
Reagen memiliki lebih banyak energi daripada produk.
ΔH ° f <0
Reaksi endotermik
Reagen memiliki energi lebih rendah daripada produk.
ΔH ° f> 0
Untuk menulis persamaan kimia dengan benar, harus seimbang secara molar. Untuk mematuhi "Hukum kekekalan materi", ia juga harus memuat informasi tentang keadaan fisik reagen dan produk, yang dikenal sebagai keadaan agregasi.
Juga harus diingat bahwa zat murni memiliki entalpi pembentukan dari nol ke kondisi standar dan dalam bentuk paling stabil..
Dalam sistem kimia di mana terdapat reaktan dan produk, kita memiliki bahwa entalpi reaksi sama dengan entalpi formasi dalam kondisi standar.
ΔH ° rxn = ΔH ° f
Dengan mempertimbangkan hal di atas kita harus:
ΔH ° rxn = Σnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos
Diberikan reaksi fiktif berikut
aA + bB cC
Di mana a, b, c adalah koefisien dari persamaan kimia seimbang.
Ekspresi untuk entalpi reaksi adalah:
ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)
Dengan asumsi bahwa: a = 2 mol, b = 1 mol dan c = 2 mol.
ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Hitung ΔH ° rxn
ΔH ° rxn = 2mol (-30KJ / mol) - (2mol (300KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ
ΔH ° rxn = -560KJ.
Sesuai dengan reaksi eksotermik.
Nilai-nilai entalpi untuk pembentukan beberapa senyawa kimia anorganik dan organik pada tekanan 25 ° C dan 1 atm
Latihan untuk menghitung entalpi
Latihan 1
Temukan entalpi reaksi NO2 (g) sesuai dengan reaksi berikut:
2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)
Menggunakan persamaan untuk entalpi reaksi, kita memiliki:
ΔH ° rxn = Σnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos
ΔH ° rxn = 2mol (ΔH ° f NO2) - (2mol ΔH ° f NO + 1mol ΔH ° f O2)
Dalam tabel di bagian sebelumnya kita dapat melihat bahwa entalpi pembentukan untuk oksigen adalah 0 KJ / mol, karena oksigen adalah senyawa murni.
ΔH ° rxn = 2 mol (33,18 KJ / mol) - (2 mol 90,25 KJ / mol + 1 mol 0)
ΔH ° rxn = -114,14 KJ
Cara lain untuk menghitung entalpi reaksi dalam sistem kimia adalah melalui HESS LAW, yang diusulkan oleh ahli kimia Swiss Germain Henri Hess pada tahun 1840.
Hukum mengatakan: "Energi yang diserap atau dipancarkan dalam proses kimia di mana reaktan menjadi produk, sama jika dilakukan dalam satu tahap atau dalam beberapa".
Latihan 2
Penambahan hidrogen ke asetilena untuk membentuk etana dapat dilakukan dalam satu langkah:
C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311,42 KJ / mol
Atau bisa juga terjadi dalam dua tahap:
C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174,47 KJ / mol
H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136,95 KJ / mol
Dengan menambahkan kedua persamaan secara aljabar, kita memiliki:
C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174,47 KJ / mol
H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136,95 KJ / mol
C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° rxn = 311,42 KJ / mol
Latihan 3
(Diambil dari quimitube.com Latihan 26. Termodinamika Hukum Hess)
Hitung entalpi oksidasi etanol, untuk diberikan sebagai asam asetat dan produk air, mengetahui bahwa dalam pembakaran 10 gram etanol 300 KJ energi dilepaskan dan dalam pembakaran 10 gram asam asetat 140 KJ energi dilepaskan.
Seperti yang dapat Anda lihat dalam pernyataan masalah, hanya data numerik yang muncul, tetapi reaksi kimia tidak muncul, jadi Anda perlu menuliskannya.
CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.
Nilai entalpi negatif ditulis karena masalahnya mengatakan bahwa ada pelepasan energi. Anda juga harus mempertimbangkan bahwa mereka adalah 10 gram etanol, jadi Anda harus menghitung energi untuk setiap mol etanol. Untuk ini, berikut ini dilakukan:
Berat molar etanol (jumlah berat atom), nilainya sama dengan 46 g / mol, dicari.
ΔH1 = -300 KJ (46 g) etanol = - 1380 KJ / mol
10 g etanol 1 mol etanol
Hal yang sama dilakukan untuk asam asetat:
CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH2 = -840 KJ / mol
ΔH2 = -140 KJ (60 g asam asetat) = - 840 KJ / mol
10 g asam asetat 1 mol asam asetat.
Dalam reaksi di atas, pembakaran etanol dan asam asetat dijelaskan, sehingga perlu dituliskan rumus masalah yang merupakan oksidasi etanol menjadi asam asetat dengan produksi air..
Ini adalah reaksi yang diminta masalah. Sudah seimbang.
CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) ΔH3 = ?
Penerapan Hukum Hess
Untuk melakukan ini, kita mengalikan persamaan termodinamika dengan koefisien numerik untuk menjadikannya aljabar dan mengatur setiap persamaan dengan benar. Ini dilakukan ketika satu atau beberapa reagen tidak berada pada sisi yang sesuai dalam persamaan.
Persamaan pertama tetap sama karena etanol berada di sisi reaktan seperti yang ditunjukkan oleh persamaan masalah.
Persamaan kedua diperlukan untuk mengalikannya dengan koefisien -1 sedemikian rupa sehingga asam asetat yang reaktif dapat menjadi produk
CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.
- CH3COOH (l) - 2O2 (g) - 2CO2 (g) - 2H2O (l) ΔH2 = - (-840 KJ / mol)
CH3CH3OH + 3O2 -2O2 - CH3COOH 2CO2 + 3H2O -2CO2
-2H2O
Mereka ditambahkan secara aljabar dan ini adalah hasilnya: persamaan yang diminta dalam masalah.
CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l)
Tentukan entalpi reaksi.
Dengan cara yang sama bahwa setiap reaksi dikalikan dengan koefisien numerik, nilai entalpi juga harus dikalikan
ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)
ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol
ΔH3 = - 540 KJ / mol.
Dalam latihan sebelumnya, etanol menyajikan dua reaksi, pembakaran dan oksidasi.
Dalam setiap reaksi pembakaran terdapat pembentukan CO2 dan H2O, sedangkan pada oksidasi alkohol primer seperti etanol terdapat pembentukan asam asetat.
Referensi
- Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Kimia Umum Bahan ajar Lima: Pontificia Universidad Católica del Perú.
- Kimia Libretexts. Termokimia Diambil dari hem.libretexts.org.
- Levine, I. Fisikokimia. vol.2.