Entalpijos pokyčių tipai (reakcijos entalpija)

Ar žinojote, kad reakcijos metu vykstantį entalpijos pokytį visada veikia temperatūra ir slėgis? Kuo aukštesnė medžiagos temperatūra, tuo didesnis entalpijos pokytis. Reakciją lydintis entalpijos pokytis vadinamas reakcijos entalpija.

Entalpija suprantama kaip energijos kiekis sistemoje, veikiančioje nuolatinį slėgį. Paprastai tai žymima naudojant didžiąją raidę H ir matematiškai tai gali būti parašyta kaip sistemos (W) darbo su sistemoje esančia energija (E) suma.

Entalpijos pokytis (∆H)

Entalpija yra plati medžiagų savybė, kuri gali būti naudojama nustatant šilumos pokyčius cheminėse reakcijose. Pačios entalpijos vertės negalima išmatuoti, tačiau vis tiek galime išmatuoti reakcijos metu vykstantį šilumos pokytį. Šilumos pokytis, vykstantis cheminės reakcijos metu, vadinamas entalpijos pokyčiu (∆H). Esant pastoviam slėgiui, entalpijos pokytis yra lygus sistemos išskiriamos arba absorbuotos reakcijos šilumos kiekiui.

∆H = QP

Entalpija priskiriama valstybės funkcijai. Taigi entalpijos pokytį galima nustatyti tik pagal sistemos pradinę būseną ir galutinę būseną. Taigi cheminė reakcija, kai reagentai reaguoja ir gamina produktą. Entalpijos pokytis arba reakcijos entalpija yra skirtumas tarp produkto ir reaguojančių medžiagų entalpijos.

∆H = H (produktas) - H (reagentas)

(Taip pat skaitykite: Sužinokite apie laidumą, konvekciją ir radiaciją perduodant šilumą)

Remiantis reakcijos tipu, standartinį entalpijos pokytį galima suskirstyti į 6 tipus, būtent formavimosi entalpiją, degimo entalpiją, atomizavimo entalpiją, jungties entalpiją, tirpalo ir grotelių entalpiją. Norėdami geriau suprasti, apibūdinkime tai!

  • Formavimosi entalpija

Formavimo entalpijos pokytis (∆ f H⊖) yra entalpijos pokytis, kai iš jos elementų stabiliausia forma susidaro 1 molis medžiagos. Jei jis nematuojamas standartinėmis sąlygomis, entalpijos formavimosi pokytis žymimas ⊖H⊖ f .

  • Degimo entalpija

Standartinės degimo entalpijos pokytis ∆ c H⊖ yra entalpijos pokytis vienam medžiagos moliui, kai ji deginama.

  • Atomizacijos entalpija

Atomizacijos entalpijos pokytis Δ a H⊖ yra entalpijos pokytis, kai visiškai nutrūksta vienas molio ryšių, kad atomas patektų į dujų fazę.

  • Obligacijų entalpija

Ryšio entalpijos pokytis Δ b H yra energijos kiekis, išsiskyręs, kai iš izoliuotų dujinės formos atomų susidaro vienas obligacijų molis.

  • Sprendimo entalpija

Δs ol Ho tirpalo entalpijos pokytis yra entalpijos pokytis, kai vienas molis ištirpusios medžiagos ištirpinamas labai dideliame tirpiklyje, todėl tolesniame skiedime šilumos pokyčių nėra.

  • Enalpijos tinklelis

Grotelių entalpijos pokytis Δ grotelės Ho yra entalpijos pokytis, kai vienas molis joninio junginio disocijuojasi į jonus dujų pavidalu.

Šilumos talpa

Šilumos talpa apibrėžiama kaip šilumos kiekis, reikalingas sistemos temperatūrai padidinti 10C. Kur, ši šilumos talpa žymima didele C raide, taigi matematiškai formulė yra q = C × ΔT

Šis temperatūros padidėjimas yra proporcingas perduotai šilumai. C kiekis priklausys nuo kompozicijos dydžio ir sistemos savybių. Tuo tarpu ši šiluminė galia yra padalinta į dvi, ty specifinę šilumos ir molinę šiluminę galią.

  • Specifinė šiluminė talpa - tai šilumos kiekis, reikalingas vienos medžiagos masės vieneto temperatūrai padidinti 10C (arba vienu kelvinu). Kur matematiškai savitoji šilumos galia gali būti užrašyta formule q = C × ΔT.
  • Molinė šiluminė talpa (Cm) yra šilumos kiekis, reikalingas vieno medžiagos molio temperatūrai pakelti 10C (arba vienu kelvinu). Kur matematiškai formulę galima parašyti kaip C m = c / n