Zmiany energii w procesach

Entalpia - inaczej zawartość ciepła. W termodynamice jest to jedna z funkcji stanu mająca wymiar energii.
Entalpia parowania - zmiana entalpii jednego mola cząsteczek w wyniku parowania. \[ \Delta H_{parowania} = H_{para} - H_{ciecz} \] Entalpia topnienia - zmiana entalpii jednego mola cząsteczek podczas procesu topnienia. \[ \Delta H_{topnienia} = H_{ciecz} - H_{ciało stałe} \] Entalpia danego procesu fizycznego - jest równa różnicy między stanem końcowym a stanem początkowym ciała, lub równa procesowi odwrotnemu (topnienie-krzepnięcie, parowanie-skraplanie) ze znakiem odwrotnym. \[ \Delta H_{proces fizyczny} = H_{stan końcowy} - H_{stan początkowy}\\ \Delta H_{proces pierwotny} = H_{proces odwrotny} \] Wynik ze znakiem ujemnym mówi nam, że dany proces jest egzotermiczny, zaś ze znakiem dodatnim - endotermiczny.
Prawo Hessa - ciepło reakcji chemicznej przebiegającej w stałej objętości lub pod stałym ciśnieniem nie zależy od tego jaką drogą przebiega reakcja, a jedynie od stanu początkowego i końcowego. Oznacza to, że jeżeli podzielimy reakcję na etapy, to jej entalpia jest równa sumie entalpii poszczególnych etapów.

Przykład 1

Entalpia tworzenia ciekłej wody wynosi ΔH^o_ciecz = - 286 kJ ⋅ mol ^-1, zaś entalpia tworzenia pary wodnej to ΔH^o_para = -242 kJ ⋅ mol^-1. Oblicz entalpię parowania 35 g wody.

1. Zaczynamy od obliczenia entalpii parowania jednego mola wody. \[ \Delta H^{o}_{parowania} = H^{o}_{para} - H^{o}_{ciecz}\\ \Delta H^{o}_{parowania} = (-242 kJ \cdot mol^{-1}) - (- 286 kJ \cdot mol ^{-1})\\ \Delta H^{o}_{parowania} = 44 kJ \cdot mol^{-1} \]
2. Obliczamy liczbę moli wody: \[ n = \frac{35 g}{18 g/mol} = 1,94 mola \]
3. Obliczamy entalpię parowania takiej liczby moli wody: \[ \Delta H_{parowania} = n\Delta H^{o}_{parowania}\\ \Delta H_{parowania} = 1,94 mola \cdot 44 kJ \cdot mol^{-1} = 85,36 kJ \]
4. Odpowiedź: entalpia parowania 35 g wody wynosi 85,36 kJ.

Przykład 2

Oblicz entalpię parowania 35 g etanolu jeśli wiesz, że entalpia skraplania wynosi ΔH^o_skraplania = -43,5 kJ/mol. Czy proces ten jest endo- czy egzotermiczny?

1. Przeliczamy entalpię skraplania na entalpię parowania: \[ \Delta H^{o}_{skraplania} = \Delta H^{o}_{parowania}\\ \Delta H^{o}_{parowania} = 43,5 kJ/mol \]
2. Obliczamy liczbę moli etanolu. \[ n = \frac{35 g}{46 g/mol} = 0,76 mola \]
3. Obliczamy entalpię parowania 0,76 mola etanolu. \[ \Delta H^{o}_{parowania} = n\Delta H_{parowania}\\ \Delta H_{parowania} = 0,76 mola \cdot 435 kJ/mol = 33,01 kJ \]
4. Odpowiedź: entalpia parowania wynosi 33,1 kJ, proces ten jest endotermiczny.

Przykład 3

Oblicz entalpię reakcji całkowitego spalania jednego mola propanu, jeżeli znasz entalpię tworzenia propanu ΔH_propanu = -106 kJ/mol, entalpię spalania węgla ΔH_węgla = -349 kJ/mol oraz entalpię tworzenia ciekłej wody ΔH_wody = -286 kJ/mol.

1. Zaczynamy od równań reakcji poszczególnych etapów.

   \[ C_{3}H_{8(g)} + 5 O_{2(g)} \rightarrow 3 CO_{2(g)} + 4 H_{2}O_{(c)} \]	ΔHx = ?	końcowa reakcja
   \[ C_{(2)} + O_{2(g)} \rightarrow CO_{2(g)} \]	ΔHwęgla = -349 kJ/mol	etap pośredni
   \[ H_{2(g)} + 1/2 O_{2(g)} \rightarrow H_{2}O_{(c)} \]	ΔHwody = -286 kJ/mol	etap pośredni
   \[ 3 C + 4 H_{2(g)} \rightarrow C_{3}H_{8(g)} \]	ΔHpropanu = -106 kJ/mol	etap pośredni

2. Następnie zapisujemy wszystko tak, by substraty i produkty reakcji znalazły się po odpowiednich stronach.

   \[ C_{(2)} + O_{2(g)} \rightarrow CO_{2(g)} \]	ΔHwęgla = -349 kJ/mol	etap pośredni
   \[ H_{2(g)} + 1/2 O_{2(g)} \rightarrow H_{2}O_{(c)} \]	ΔHwody = -286 kJ/mol	etap pośredni
   \[ C_{3}H_{8(g)} \rightarrow 3 C + 4 H_{2(g)} \]	-ΔHpropanu = 106 kJ/mol	etap pośredni

3. Każde równanie mnożymy przez takie współczynniki, by były one zgodne z analizowanym równaniem.

   \[ 3 C_{(2)} + 3 O_{2(g)} \rightarrow 3 CO_{2(g)} \]	3ΔHwęgla = 3 ⋅ (-349 kJ/mol)	etap pośredni
   \[ 4 H_{2(g)} + 2 O_{2(g)} \rightarrow 4 H_{2}O_{(c)} \]	4ΔHwody = 4 ⋅ (-286 kJ/mol)	etap pośredni
   \[ C_{3}H_{8(g)} \rightarrow 3 C + 4 H_{2(g)} \]	-ΔHpropanu = 106 kJ/mol	etap pośredni

4. Dodajemy wszystko stronami, a następnie sumujemy lub wykreślamy powtarzające się reagenty po obu stronach. \[ 3 C_{(2)} + 3 O_{2(g)} + 4 H_{2(g)} + 2 O_{2(g)} + C_{3}H_{8(g)} \rightarrow \\ \rightarrow 3 CO_{2(g)} + 4 H_{2}O_{(c)} + 3 C + 4 H_{2(g)}\\ \] \[ C_{3}H_{8(g)} + 5 O_{2(g)} \rightarrow 3 CO_{2(g)} + 4 H_{2}O_{(c)} \]
5. Na podstawie przygotowanego równania dodajemy wszystkie entalpie składowe. \[ 3 \Delta H_{x} = 3 \Delta H_{węgla} + 4 \Delta H_{wody} - \Delta H_{propanu} = -2220 kJ \]
6. Odpowiedź: entalpia spalania wynosi -2220 kJ.