De warmte van oplossing of enthalpie van de oplossing is de warmte die wordt geabsorbeerd of afgegeven tijdens het oplossingsproces van een bepaalde hoeveelheid van de opgeloste stof in het oplosmiddel, onder de voorwaarde van constante druk.
Wanneer een chemische reactie plaatsvindt, is energie nodig om bindingen te vormen en te verbreken die de vorming van nieuwe stoffen mogelijk maken. De energie die stroomt om deze processen te laten plaatsvinden, is warmte, en thermochemie is de tak van de wetenschap die verantwoordelijk is voor het bestuderen ervan..
Wat betreft de term enthalpie, oost Het wordt gebruikt om de warmtestroom aan te duiden wanneer chemische processen plaatsvinden onder omstandigheden van constante druk. De creatie van deze term wordt toegeschreven aan de Nederlandse natuurkundige Heike Kamerlingh Onnes (1853-1926), dezelfde die supergeleiding ontdekte.
Artikel index
Om de enthalpie te vinden, moeten we uitgaan van de eerste wet van de thermodynamica, die van mening is dat de variatie in de interne energie ΔU van een systeem het gevolg is van de geabsorbeerde warmte Q en het werk W dat erop is gedaan door een externe agent:
ΔU = Q + W
Waar werk de negatieve integraal is over het gehele volume van het product van druk en differentiële volumeverandering. Deze definitie komt overeen met de negatieve integraal van het scalaire product van de kracht en de verplaatsingsvector in mechanisch werk:
Wanneer de bovengenoemde constante druk wordt toegepast, kan P uit de integraal gaan; daarom is de taak:
W = -P (VF. -V.of) = -PΔV.
Als dit resultaat wordt vervangen door ΔOF is verkregen:
ΔU = Q - PΔV.
Q = ΔU + PΔV = UF. - OFof + P (VF. -V.of) = UF. + PVF. - (OFof + PVof
De hoeveelheid U + PV heet enthalpie H., zodat:
Q = HF. - H.of = ΔH.
Enthalpie wordt gemeten in joules, aangezien het energie is.
De eerste componenten van een oplossing zijn opgeloste stof en oplosmiddel, en ze hebben een originele enthalpie. Wanneer dit oplossen plaatsvindt, zal het zijn eigen enthalpie hebben.
In dit geval kan de enthalpie-verandering in joules worden uitgedrukt als:
AH = Hoplossing - H.reagentia
Ofwel in standaard enthalpie-vorm AHof, waarbij het resultaat in joule / mol is
AHof = Hof oplossing - H.ofreagentia
Als de reactie warmte afgeeft, is het teken van AH het is negatief (exotherm proces), als het warmte absorbeert (endotherm proces) zal het teken positief zijn. En natuurlijk hangt de waarde van de oplossingsenthalpie af van de concentratie van de uiteindelijke oplossing..
Veel ionische verbindingen zijn oplosbaar in polaire oplosmiddelen, zoals water. Oplossingen van zout (natriumchloride) in water of pekel worden algemeen gebruikt. Nu kan de enthalpie van de oplossing worden beschouwd als de bijdrage van twee energieën:
- Een om opgeloste stof-opgeloste stof en oplosmiddel-oplosmiddel bindingen te verbreken
- De andere is vereist bij de vorming van nieuwe opgeloste stof-oplosmiddel-bindingen..
In het geval van het oplossen van een ionisch zout in water, is het vereist om de zogenaamde te kennen roosterenthalpie van de vaste stof en de enthalpie van hydratatie om de oplossing te vormen, in het geval van water. Als het geen water is, wordt het genoemd enthalpie van solvatatie.
De roosterenthalpie is de energie die nodig is voor de afbraak van het ionennetwerk en de vorming van gasvormige ionen, een proces dat altijd endotherm is, aangezien energie aan de vaste stof moet worden geleverd om deze in zijn samenstellende ionen te scheiden en in gasvormige toestand te brengen.
Aan de andere kant zijn hydratatieprocessen altijd exotherm, aangezien gehydrateerde ionen stabieler zijn dan ionen in gasvormige toestand..
Op deze manier kan de vorming van de oplossing exotherm of endotherm zijn, afhankelijk van het feit of de afbraak van het ionenrooster van de opgeloste stof meer of minder energie vereist dan hydratatie..
In de praktijk is het mogelijk om te meten AH in een calorimeter, die in feite bestaat uit een geïsoleerde container met een thermometer en een roerstaafje.
Wat betreft de container, er wordt bijna altijd water in gegoten, wat de calorimetrische vloeistof bij uitstek is, aangezien de eigenschappen de universele referentie zijn voor alle vloeistoffen..
Naast water zijn natuurlijk ook de materialen van de calorimeter betrokken bij de warmtewisseling. Maar de calorische capaciteit van de hele set, genaamd constante calorimeter, kan afzonderlijk van de reactie worden bepaald en er kan rekening mee worden gehouden wanneer deze optreedt.
De energiebalans is als volgt, rekening houdend met de voorwaarde dat er geen energielekken in het systeem zijn:
ΔH. oplossing + ΔH. Water + C calorimeter ΔT = 0
Waarvan:
ΔH. oplossing = - m Water . c Water . ΔT - C calorimeter ΔT = -Q Water - Q calorimeter
En om de standaardenthalpie te verkrijgen:
- Opgeloste massa: ms
- Opgelost molecuulgewicht: M.s
- Massa water: mWater
- Molecuulgewicht van water: M.Water
- Molaire warmtecapaciteit van water: C.Water ; m
- Temperatuurverandering: ΔT
* CP.m van water is 75,291 J / mol. K
De enthalpie van vorming van vast kaliumhydroxide KOH is ΔH.of = +426 KJ / mol, dat van vloeibaar water HtweeOf is het 285,9 kJ / mol.
Verder is bekend dat wanneer metallisch kaliumhydroxide reageert met vloeibaar water, waterstof en ΔH.of = -2011 kJ / mol. Bereken met deze gegevens de enthalpie van de oplossing van KOH in water.
- KOH valt uiteen in zijn componenten:
KOHsolide → Ksolide + ½ Otwee + ½ uurtwee ΔH.of = - 426 kJ / mol
- Vloeibaar water wordt gevormd:
½ Otwee + ½ uurtwee → H.tweeOFvloeistof ΔH.of = -285,9 kJ / mol
- Nu moet je de oplossing vormen:
Ksolide + H.tweeO → ½ Htwee + KOHwaterig ΔH.of -2011 kJ / mol
Merk op dat het teken van de enthalpie van desintegratie van KOH is omgekeerd, wat te wijten is aan de wet van Hess: wanneer de reactanten worden omgezet in producten, hangt de enthalpie-verandering niet af van de gevolgde stappen en wanneer de vergelijking moet worden omgekeerd, zoals in dit geval verandert de enthalpie van teken.
De energiebalans is de algebraïsche som van de enthalpieën:
- 426 kJ / K - 285,9 kJ / mol - 2011 kJ / mol -2722,9 kJ / mol
De enthalpie van de oplossing voor de volgende reactie wordt bepaald in een calorimeter met constante druk en het is bekend dat de calorimeterconstante 342,5 J / K is. Wanneer 1.423 g natriumsulfaat Na is opgelosttweeSW4 in 100,34 g water is de temperatuurverandering 0,037 K. Bereken de standaardenthalpie van de oplossing voor NatweeSW4 van deze gegevens.
De standaardenthalpie van de oplossing wordt opgelost met de bovenstaande vergelijking:
Voor natriumsulfaat: M.s = 142,04 g / mol; ms = 1423 g
En voor het water: mWater = 100,34 g; M.Water = 18,02 g / mol; Cwater; m = 75,291 J / K mol
ΔT = 0,037 K
C calorimeter = 342,5 J / K
Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.