LØSNINGSVARME: HVORDAN DET BEREGNES, BRUKSOMRÅDER OG ØVELSER - FYSISK - 2026

Den varme oppløsning eller entalpi løsning er den varmen som absorberes eller frigitt i løpet av oppløsningsprosessen av en viss mengde av det oppløste stoff i oppløsningsmidlet, under forutsetning av konstant trykk.

Når en kjemisk reaksjon finner sted, kreves det energi både for å danne og for å bryte bindinger som tillater dannelse av nye stoffer. Energien som strømmer for at disse prosessene skal skje, er varme, og termokjemi er den grenen av vitenskapen som er ansvarlig for å studere dem.

Kilde: Pixnio.

Når det gjelder begrepet entalpi, brukes det til å referere til varmestrømmen når kjemiske prosesser skjer under konstante trykkforhold. Opprettelsen av dette begrepet tilskrives den nederlandske fysikeren Heike Kamerlingh Onnes (1853 - 1926), den samme som oppdaget superledelse.

Hvordan beregnes det?

For å finne entalpien, må vi ta utgangspunkt i den første loven om termodynamikk, som vurderer at variasjonen i den indre energien of U i et system skyldes den absorberte varmen Q og arbeidet W utført på det av en eller annen ekstern agent:

Hvor arbeid er det negative integralet over hele volumet av produktet av trykk og differensial volumendring. Denne definisjonen tilsvarer det negative integralet av det skalære produktet av kraften og forskyvningsvektoren i mekanisk arbeid:

Når konstant trykkforhold som er nevnt ovenfor, kan P gå ut av integralen; derfor er jobben:

-Ekspression for entalpi

Hvis dette resultatet erstattes i Δ U, oppnår vi:

Mengden U + PV kalles entalpien H, slik at:

Enthalpy måles i joules, siden det er energi.

Løsnings entalpi

De opprinnelige komponentene i en løsning er oppløst og løsningsmiddel, og de har en original entalpi. Når denne oppløsningen finner sted, vil den ha sin egen entalpi.

I dette tilfellet kan entalpien endres i joules uttrykkes som:

Enten i standard entalpi-form ΔH ^o , der resultatet er i joule / mol

Hvis reaksjonen avgir varme, er tegnet på ΔH negativt (eksoterm prosess), hvis det tar opp varme (endotermisk prosess) vil tegnet være positivt. Og naturlig nok vil verdien av løsnings entalpien avhenge av konsentrasjonen av den endelige løsningen.

applikasjoner

Mange ioniske forbindelser er oppløselige i polare løsningsmidler, for eksempel vann. Løsninger av salt (natriumklorid) i vann eller saltoppløsning er vanlig. Nå kan løsningens entalpi betraktes som bidraget fra to energier:

- En for å bryte bindemidler til løst stoff og løsningsmiddel

- Det andre er det som kreves ved dannelse av nye løsemidler-løsningsmiddelbindinger.

Når det gjelder oppløsning av et ionisk salt i vann, er det påkrevd å kjenne til den såkalte gitterentalpien til det faste stoffet og hydraliseringsentalpien for å danne løsningen, for vann. Hvis det ikke er vann, kalles det solopasjonens entalpi.

Gitterentalpien er energien som er nødvendig for nedbrytning av det ioniske nettverket og danner gassformige ioner, en prosess som alltid er endotermisk, siden energi må tilføres faststoffet for å skille det inn i dets bestående ioner og bringe dem til gassform.

På den annen side er hydratiseringsprosesser alltid eksoterme, siden hydratiserte ioner er mer stabile enn ioner i gassform.

På denne måten kan opprettelsen av løsningen være eksoterm eller endotermisk, avhengig av om nedbrytningen av det ioniske gitteret i oppløsningen krever mer eller mindre energi enn hydrering gir.

Målinger med kalorimeteret

I praksis er det mulig å måle ΔH i et kalorimeter, som i utgangspunktet består av en isolert beholder utstyrt med et termometer og en rørstang.

Når det gjelder beholderen, helles det nesten alltid vann i den, som er den kalorimetriske væsken med suverenhet, siden dens egenskaper er den universelle referansen for alle væsker.

Gammelt kalorimeter brukt av Lavoisier. Kilde: Gustavocarra.

Naturligvis er materialene i kalorimeteret også involvert i varmeveksling, i tillegg til vann. Men varmekapasiteten til hele enheten, kalt kalorimeterkonstanten, kan bestemmes separat fra reaksjonen og deretter tas i betraktning når reaksjonen finner sted.

Energibalansen er som følger, husk betingelsen om at det ikke er energilekkasjer i systemet:

- Det dannes flytende vann:

½ O ₂ + ½ H ₂ → H ₂ O _væske ; Δ H ^o = -285,9 kJ / mol

- Nå må du danne løsningen:

_Fast K + H ₂ O → ½ H ₂ + _vandig KOH ; Δ H ^o = -2011 kJ / mol

Legg merke til at tegnet på entalpien til oppløsning av KOH er blitt omvendt, noe som skyldes Hess's Law: når reaktantene blir konvertert til produkter, avhenger ikke entalpien endringen av trinnene som følges, og når ligningen må inverteres , som i dette tilfellet, entalpien endrer tegn.

Energibalansen er den algebraiske summen av entalpiene:

-Øvelse 2

Entalpien av løsningen for den neste reaksjon bestemmes i et kalorimeter med konstant trykk og kalorimeterkonstanten er kjent for å være 342,5 J / K. Når 1,423 g natriumsulfat Na ₂ SO _{4 blir} oppløst i 100,34 g vann, er temperaturendringen 0,037 K. beregne standard entalpi av løsning for Na ₂ SO ₄ fra disse dataene.

Løsning

Standard entalpien av løsningen løses fra ligningen gitt ovenfor:

For natriumsulfat: M _s = 142,04 g / mol; m _s = 1,423 g

Og for vann: m _vann = 100,34 g; M _vann = 18,02 g / mol; C _{vann; m} = 75,291 J / K mol

Δ T = 0,037 K

C- _kalorimeter = 342,5 J / K

referanser

1. Cengel, Y. 2012. Termodynamikk. 7. utg. Mc.Graw Hill. 782 - 790
2. Engel, T. 2007. Introduksjon til fysisk kjemi: termodynamikk. Pearson Education. 63-78.
3. Giancoli, D. 2006. Physics: Principles with Applications. 6. .. Ed Prentice Hall. 384-391.
4. Maron, S. 2002. Fundamentals of Physicochemistry. Limusa. 152-155.
5. Serway, R., Jewett, J. (2008). Fysikk for vitenskap og ingeniørfag. Volum 1. 7. Ed. Cengage Learning. 553-567.