Стандартная энтальпия образования

Стандартная энтальпия образования или стандартной теплоты образования соединения является изменение энтальпии при образовании 1 моль вещества из его составных элементов , со всеми веществами в их стандартных состояниях . Стандартное значение давления р ^⦵  = 10 ⁵  Па (= 100 кПа = 1 бар ) рекомендована IUPAC , хотя до 1982 значения 1,00 атм (101,325 кПа) был использован. ^[1] Стандартной температуры не существует. Его символ - Δ _f H ^⦵ . Надстрочный индексПлимсолл на этом символе означает, что процесс происходил в стандартных условиях при указанной температуре (обычно 25 ° C или 298,15 K). Стандартные состояния следующие:

1. Для газа: гипотетическое состояние, в котором предполагается, что он подчиняется уравнению идеального газа при давлении 1 бар.
2. Для растворенного вещества, присутствующего в идеальном растворе : концентрация ровно один моль на литр (1  M ) при давлении 1 бар.
3. Для чистого вещества или растворителя в конденсированном состоянии (жидкость или твердое вещество): стандартное состояние - чистая жидкость или твердое вещество под давлением 1 бар.
4. Для элемента: форма, в которой элемент наиболее стабилен при давлении 1 бар. Единственным исключением является фосфор , для которого наиболее стабильной формой при давлении 1 бар является черный фосфор , но белый фосфор выбран в качестве стандартного эталонного состояния для нулевой энтальпии образования. ^[2]

Например, стандартной энтальпией образования диоксида углерода будет энтальпия следующей реакции при вышеуказанных условиях:

C (s, графит ) + O ₂ (г) → CO ₂ (г)

Все элементы записываются в своих стандартных состояниях, и образуется один моль продукта. Это верно для всех энтальпий образования.

Стандартная энтальпия образования измеряется в единицах энергии в расчете на количество вещества, обычно указывается в кДж на моль (кДж моль ^-1 ), но также и в килокалорий на моль , джоуль на моль или килокалорий на грамм (любая комбинация этих единиц в соответствии к энергии на массу или указанное количество).

Все элементы в их стандартных состояниях ( газообразный кислород , твердый углерод в форме графита и т. Д.) Имеют стандартную энтальпию образования, равную нулю, поскольку в их образовании нет никаких изменений.

Реакция образования представляет собой процесс с постоянным давлением и постоянной температурой. Поскольку давление стандартной реакции образования фиксировано на уровне 1 бар, стандартная энтальпия образования или теплота реакции являются функцией температуры. Для целей таблицы все стандартные энтальпии образования приведены для одной температуры: 298 K, представленной символом Δ _f H^⦵
_{298 тыс.}.

Закон Гесса [ править ]

Для многих веществ реакцию образования можно рассматривать как сумму ряда более простых реакций, реальных или вымышленных. Затем энтальпию реакции можно проанализировать, применив закон Гесса , который гласит, что сумма изменений энтальпии для ряда отдельных стадий реакции равна изменению энтальпии всей реакции. Это верно, потому что энтальпия является функцией состояния , значение которой для всего процесса зависит только от начального и конечного состояний, а не от каких-либо промежуточных состояний. Примеры приведены в следующих разделах.

Ионные соединения: цикл Борна – Габера [ править ]

Стандартное изменение энтальпии образования на диаграмме Борна – Габера для фторида лития . ΔH _latt соответствует U _L в тексте. Стрелка вниз «сродство к электрону» показывает отрицательную величину –EA _F , так как EA _F обычно определяется как положительная.

Для ионных соединений стандартная энтальпия образования эквивалентна сумме нескольких членов, включенных в цикл Борна – Габера . Например, образование фторида лития ,

Ли (ы) + ¹ / ₂  F ₂ (г) → LiF (ы)

можно рассматривать как сумму нескольких шагов, каждый со своей энтальпией (или приблизительно энергией):

1. Стандартная энтальпия атомизации (или сублимации ) твердого лития.
2. Первая энергия ионизации газообразного лития.
3. Стандартная энтальпия атомизации (или энергия связи) газообразного фтора.
4. Сродство к электрону атома фтора.
5. Энергия решетки фторида лития.

Сумма всех этих энтальпий дает стандартную энтальпию образования фторида лития.

${\ displaystyle \ Delta H _ {\ text {f}} = \ Delta H _ {\ text {sub}} + {\ text {IE}} _ {\ text {Li}} + {\ frac {1} {2} } {\ text {B (F – F)}} - {\ text {EA}} _ {\ text {F}} + {\ text {U}} _ {\ text {L}}.}$

На практике энтальпию образования фторида лития можно определить экспериментально, но энергию решетки нельзя измерить напрямую. Поэтому уравнение перестраивается, чтобы оценить энергию решетки. ^[3]

${\ displaystyle -U _ {\ text {L}} = \ Delta H _ {\ text {sub}} + {\ text {IE}} _ {\ text {Li}} + {\ frac {1} {2}} {\ text {B (F – F)}} - {\ text {EA}} _ {\ text {F}} - \ Delta H _ {\ text {f}}.}$

Органические соединения [ править ]

Реакции образования большинства органических соединений являются гипотетическими. Например, углерод и водород не будут напрямую реагировать с образованием метана (CH ₄ ), поэтому стандартную энтальпию образования нельзя измерить напрямую. Однако стандартную энтальпию сгорания легко измерить с помощью калориметрии бомбы . Затем определяется стандартная энтальпия образования с использованием закона Гесса . Сжигание метана (CH ₄ + 2 O ₂ → CO ₂ + 2 H ₂ O) эквивалентно сумме гипотетического разложения на элементы с последующим сгоранием элементов с образованием диоксида углерода и воды:

СН ₄ → С + 2 Н ₂

С + О ₂ → СО ₂

2 Н ₂ + О ₂ → 2 Н ₂ О

Применяя закон Гесса,

Δ _{гребешок} H ^⦵ (CH ₄ ) = [Δ _f H ^⦵ (CO ₂ ) + 2 Δ _f H ^⦵ (H ₂ O)] - Δ _f H ^⦵ (CH ₄ ).

Решая эталон энтальпии образования,

Δ _f H ^⦵ (CH ₄ ) = [Δ _f H ^⦵ (CO ₂ ) + 2 Δ _f H ^⦵ (H ₂ O)] - Δ _comb H ^⦵ (CH ₄ ).

Значение Δ _f H ^⦵ (CH ₄ ) определено как -74,8 кДж / моль. Отрицательный знак показывает, что реакция, если бы она продолжалась, была бы экзотермической ; то есть метан энтальпически более стабилен, чем газообразный водород и углерод.

С помощью метода групповой аддитивности теплоты образования можно прогнозировать теплоту образования простых недеформированных органических соединений .

Использовать в расчетах для других реакций [ править ]

Стандартное изменение энтальпии любой реакции можно рассчитать из стандартных энтальпий образования реагентов и продуктов с использованием закона Гесса. Данная реакция рассматривается как разложение всех реагентов на элементы в их стандартных состояниях с последующим образованием всех продуктов. Теплота реакции тогда вычитается из суммы стандартных энтальпий образования реагентов (каждая из которых умножается на соответствующий стехиометрический коэффициент ν ) плюс сумма стандартных энтальпий образования продуктов (каждая также умножается на соответствующую стехиометрическую величину). коэффициент), как показано в уравнении ниже: ^[4]

Д _Г Н ^⦵ = Е N ,  Д _е Н ^⦵ (продукты) - Е v ,  Д _е Н ^⦵ (реагенты).

Если стандартная энтальпия продуктов меньше стандартной энтальпии реагентов, стандартная энтальпия реакции отрицательна. Это означает, что реакция экзотермическая. Обратное также верно; стандартная энтальпия реакции положительна для эндотермической реакции. Этот расчет подразумевает идеальное решение между реагентами и продуктами, при котором энтальпия смешения равна нулю.

Например, для сжигания метана CH ₄ + 2 O ₂ → CO ₂ + 2 H ₂ O:

Δ _Г Н ^⦵ = [Δ _F H ^⦵ (СО ₂ ) + 2 Δ _F H ^⦵ (H ₂ O)] - [Δ _F H ^⦵ (СН ₄ ) 2 + Δ _F H ^⦵ (O ₂ )].

Однако O ₂ является элементом в своем стандартном состоянии, так что Δ _f H ^⦵ (O ₂ ) = 0, а теплота реакции упрощается до

Δ _r H ^⦵ = [Δ _f H ^⦵ (CO ₂ ) + 2 Δ _f H ^⦵ (H ₂ O)] - Δ _f H ^⦵ (CH ₄ ),

которое представляет собой уравнение для энтальпии сгорания Δ _comb H ^⦵ из предыдущего раздела .

Ключевые концепции для расчета энтальпии [ править ]

1. Когда реакция меняется на противоположную, величина Δ H остается прежней, но меняется знак.
2. Когда сбалансированное уравнение реакции умножается на целое число, соответствующее значение Δ H также должно быть умножено на это целое число.
3. Изменение энтальпии реакции можно рассчитать на основе энтальпий образования реагентов и продуктов.
4. Элементы в их стандартных состояниях не вносят вклад в расчет энтальпии реакции, поскольку энтальпия элемента в его стандартном состоянии равна нулю. Аллотропы элемента, отличного от стандартного состояния, обычно имеют ненулевые стандартные энтальпии образования.

Примеры: стандартные энтальпии образования при 25 ° C [ править ]

Термохимические свойства выбранных веществ при 298,15 К и 1 атм.

Неорганические вещества [ править ]

Алифатические углеводороды [ править ]

Другие органические соединения [ править ]

См. Также [ править ]

• Калориметрия
• Энтальпия
• Теплота сгорания
• Термохимия

Ссылки [ править ]

• Зумдал, Стивен (2009). Химические принципы (6-е изд.). Бостон. Нью-Йорк: Хоутон Миффлин. С. 384–387. ISBN 978-0-547-19626-8.

Внешние ссылки [ править ]

• Интернет-книга NIST по химии