En entalpiändring av en reaktion är mängden värme som absorberas eller frigörs när reaktionen äger rum, om det sker vid ett konstant tryck. Du slutför beräkningen på olika sätt beroende på den specifika situationen och vilken information du har tillgänglig. För många beräkningar är Hess lag den viktigaste informationen du behöver använda, men om du känner till entalpin mellan produkterna och reaktanterna är beräkningen mycket enklare.

TL; DR (för lång; Didn 't Läs)

Du kan beräkna förändringar i entalpi med den enkla formeln: ∆H \u003d H _{produkter - H reaktanter
Definition av Enthalpy}

Den exakta definitionen av entalpi (H) är summan av den inre energin (U) plus produkten av tryck (P) och volym (V). I symboler är detta:

H \u003d U + PV

En förändring i entalpi (∆H) är därför:

∆H \u003d ∆U + ∆P∆V

Där delta-symbolen (∆) betyder "förändring i." I praktiken hålls trycket konstant och ovanstående ekvation visas bättre som:

∆H \u003d ∆U + P∆ V

För ett konstant tryck är ändringen i entalpin helt enkelt värmen (q) som överförs:

∆H \u003d q

Om (q) är positiv, reaktionen är endotermisk (dvs. absorberar värme från omgivningen), och om den är negativ är reaktionen exoterm (dvs. släpper värme i omgivningen). Enthalpy har enheter kJ /mol eller J /mol, eller i allmänhet energi /massa. Ekvationerna ovan är verkligen relaterade till fysiken i värmeflöde och energi: termodynamik.
Simple Enthalpy Change Beräkning

Det mest grundläggande sättet att beräkna entalpiändring använder produktens entalpi och reaktanterna. Om du känner till dessa mängder, använd följande formel för att beräkna den totala förändringen:

∆H \u003d H _{produkter - H reaktanter}

Tillsatsen av en natriumjon till en kloridjon för att bilda natriumklorid är ett exempel på en reaktion du kan beräkna på detta sätt. Joniskt natrium har en entalpi av −239,7 kJ /mol, och kloridjon har entalpi −167,4 kJ /mol. Natriumklorid (bordsalt) har en entalpi av −411 kJ /mol. Att infoga dessa värden ger:

∆ H
\u003d −411 kJ /mol - (−239,7 kJ /mol −167,4 kJ /mol)

\u003d −411 kJ /mol - (−407.1 kJ /mol)

\u003d −411 kJ /mol + 407.1 kJ /mol \u003d −3.9 kJ /mol

Så bildandet av salt släpper nästan 4 kJ energi per mol .
Enhala av fasövergångar

När ett ämne förändras från fast till vätska, vätska till gas eller fast till gas, är det specifika entalpier involverade i dessa förändringar. Smältningens entalpi (eller latent värme) beskriver övergången från fast till vätska (det omvända är minus detta värde och kallas fusionsentalpin), förångningens entalpi beskriver övergången från vätska till gas (och motsatsen är kondensering) och sublimeringens entalpi beskriver övergången från fast substans till gas (det omvända kallas återigen kondensatalpin).

För vatten är smält entalpin ∆H _{smältning \u003d 6,007 kJ /mol. Föreställ dig att du värmer is från 250 Kelvin tills den smälter och sedan värmer upp vattnet till 300 K. Förändringens entalpi är bara den värme som krävs, så du kan hitta det med:}

∆H \u003d nC∆T

Där (n) är antalet mol, (∆T) är förändringen i temperaturen och (C) är den specifika värmen. Den specifika isvärmen är 38,1 J /K mol och den specifika värmen på vatten är 75,4 J /K mol. Så beräkningen sker i några få delar. Först måste isen värmas upp från 250 K till 273 K (dvs −23 ° C till 0 ° C). För 5 mol is är detta:

∆H \u003d nC∆T

\u003d 5 mol × 38,1 J /K mol × 23 K

\u003d 4,382 kJ

Multiplicera nu smältningens entalpi med antalet mol:

∆H \u003d n ∆H _smältning

\u003d 5 mol × 6,007 kJ /mol

\u003d 30,035 kJ

Beräkningarna för förångning är desamma, förutom med förångningsentalpin i stället för den smältande. Slutligen beräkna den slutliga uppvärmningsfasen (från 273 till 300 K) på samma sätt som den första:

∆H \u003d nC∆T

\u003d 5 mol × 75,4 J /K mol × 27 K

\u003d 10.179 kJ

Summa dessa delar för att hitta den totala förändringen i entalpin för reaktionen:

∆H _{total \u003d 10.179 kJ + 30.035 kJ + 4.382 kJ}

\u003d 44.596 kJ
Hess's Law

Hess lag är användbar för när reaktionen du överväger har två eller flera delar och du vill hitta den övergripande förändringen i entalpin. Den anger att entalpinförändringen för en reaktion eller process är oberoende av vägen genom vilken den inträffar. Detta betyder att om reaktion förvandlas till substans till ett annat, spelar det ingen roll om reaktionen sker i ett steg (reaktanter blir produkter omedelbart) eller om det går igenom många steg (reaktanter blir mellanprodukter och sedan blir produkter), den resulterande entalpin förändras är densamma i båda fallen.

Det hjälper vanligtvis att rita ett diagram (se Resurser) för att hjälpa dig att använda denna lag. Ett exempel är om du börjar med sex mol kol kombinerat med tre väte, de förbränner för att kombinera med syre som ett mellansteg och sedan bildar bensen som en slutprodukt.

Hess lag säger att förändringen i entalpin av reaktionen är summan av förändringarna i entalpin av båda delarna. I detta fall har förbränningen av en mol kol ∆H \u003d −394 kJ /mol (detta händer sex gånger i reaktionen), förändringen i entalpi för förbränning av en mol vätgas är ∆H \u003d −286 kJ /mol (detta händer tre gånger) och koldioxid- och vattenförmedlarna blir bensen med en entalpiförändring på ∆H \u003d +3 267 kJ /mol.

Ta summan av dessa förändringar för att hitta den totala entalpiförändringen, komma ihåg att multiplicera var och en med antalet mol som behövs i reaktionens första steg:

∆H _{totalt \u003d 6 × (−394) + 3 × (−286) +3,267}

\u003d 3,267 - 2 364 - 858

\u003d 45 kJ /mol