COS'È L'ENTALPIA? - CHIMICA - 2026

L' entalpia è una misura della quantità di energia contenuta in un corpo (sistema) avente un volume, è sottoposto a pressione ed è intercambiabile con il suo ambiente. È rappresentato dalla lettera H. L'unità fisica ad esso associata è il Joule (J = kgm2 / s2).

Matematicamente può essere espresso come segue:

H = U + PV

Dove:

H = Entalpia

U = Energia interna del sistema

P = Pressione

V = Volume

Se sia U che P e V sono funzioni di stato, lo sarà anche H. Questo perché in un dato momento possono essere fornite alcune condizioni iniziali e finali per la variabile da studiare nel sistema.

Qual è l'entalpia di formazione?

È il calore assorbito o rilasciato da un sistema quando 1 mole di un prodotto di una sostanza è prodotta dai suoi elementi nel loro normale stato di aggregazione; solido, liquido, gassoso, in soluzione o nel suo stato allotropico più stabile.

Lo stato allotropico più stabile del carbonio è la grafite, oltre ad essere alle normali condizioni di pressione 1 atmosfera e 25 ° C di temperatura.

È indicato come ΔH ° f. In questo modo:

ΔH ° f = H finale - H iniziale

Δ: lettera greca che simboleggia il cambiamento o la variazione nell'energia di uno stato finale e di uno iniziale. Il pedice f indica la formazione del composto e l'apice o le condizioni standard.

Esempio

Considerando la reazione di formazione dell'acqua liquida

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285,84 kJ / mol

Reagenti : Idrogeno e Ossigeno il suo stato naturale è gassoso.

Prodotto : 1 mole di acqua liquida.

Si noti che le entalpie di formazione secondo la definizione sono per 1 mole di composto prodotto, quindi la reazione deve essere regolata se possibile con coefficienti frazionari, come visto nell'esempio precedente.

Reazioni esotermiche ed endotermiche

In un processo chimico, l'entalpia di formazione può essere positiva ΔHof> 0 se la reazione è endotermica, cioè assorbe calore dal mezzo o negativa ΔHof <0 se la reazione è esotermica con emissione di calore dal sistema.

Reazione esotermica

I reagenti hanno un'energia maggiore rispetto ai prodotti.

ΔH ° f <0

Reazione endotermica

I reagenti hanno un'energia inferiore rispetto ai prodotti.

ΔH ° f> 0

Per scrivere correttamente un'equazione chimica, deve essere bilanciata in modo molare. Affinché la "Legge di conservazione della materia" sia rispettata, deve contenere anche informazioni sullo stato fisico dei reagenti e dei prodotti, noto come stato di aggregazione.

Si deve inoltre tenere conto che le sostanze pure hanno un'entalpia di formazione pari a zero in condizioni standard e nella loro forma più stabile.

In un sistema chimico in cui sono presenti reagenti e prodotti, l'entalpia di reazione è uguale all'entalpia di formazione in condizioni standard.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Tenendo conto di quanto sopra, dobbiamo:

ΔH ° rxn = ∑nprodotti H ∑prodotti reattivi Hreactive

Data la seguente reazione fittizia

aA + bB cC

Dove a, b, c sono i coefficienti dell'equazione chimica bilanciata.

L'espressione per l'entalpia di reazione è:

ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)

Supponendo che: a = 2 mol, b = 1 mol e c = 2 mol.

ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Calcola ΔH ° rxn

ΔH ° rxn = 2mol (-30KJ / mol) - (2mol (300KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ

ΔH ° rxn = -560KJ.

Quindi corrisponde a una reazione esotermica.

Entalpia dei valori di formazione di alcuni composti chimici inorganici e organici a 25 ° C e 1 atm di pressione

Esercizi per il calcolo dell'entalpia

Esercizio 1

Trova l'entalpia di reazione di NO2 (g) secondo la seguente reazione:

2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

Usando l'equazione per l'entalpia di reazione abbiamo:

ΔH ° rxn = ∑nprodotti H ∑prodotti reattivi Hreactive

ΔH ° rxn = 2mol (ΔH ° f NO2) - (2mol ΔH ° f NO + 1mol ΔH ° f O2)

Nella tabella della sezione precedente possiamo vedere che l'entalpia di formazione dell'ossigeno è 0 KJ / mol, perché l'ossigeno è un composto puro.

ΔH ° rxn = 2mol (33,18 KJ / mol) - (2mol 90,25 KJ / mol + 1mol 0)

ΔH ° rxn = -114,14 KJ

Un altro modo per calcolare l'entalpia di reazione in un sistema chimico è attraverso la LEGGE HESS, proposta dal chimico svizzero Germain Henri Hess nel 1840.

La legge dice: "L'energia assorbita o emessa in un processo chimico in cui i reagenti vengono convertiti in prodotti è la stessa sia che venga effettuata in una o più fasi".

Esercizio 2

L'aggiunta di idrogeno all'acetilene per formare etano può essere eseguita in un unico passaggio:

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311,42 KJ / mol

Oppure può avvenire anche in due fasi:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174,47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136,95 KJ / mol

Sommando algebricamente entrambe le equazioni abbiamo:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174,47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136,95 KJ / mol

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° rxn = 311,42 KJ / mol

Esercizio 3

(Tratto da quimitube.com. Esercizio 26. Termodinamica della legge di Hess)

Come si può vedere nell'affermazione del problema, compaiono solo alcuni dati numerici, ma le reazioni chimiche non compaiono, quindi è necessario scriverle.

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

Il valore dell'entalpia negativa è scritto perché il problema dice che c'è rilascio di energia. Dobbiamo anche considerare che sono 10 grammi di etanolo, quindi dobbiamo calcolare l'energia per ogni mole di etanolo. Per questo si fa quanto segue:

Si cerca il peso molare dell'etanolo (somma dei pesi atomici), valore pari a 46 g / mol.

ΔH1 = -300 KJ (46 g) etanolo = - 1380 KJ / mol

10 g di etanolo 1 mole di etanolo

Lo stesso si fa per l'acido acetico:

CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH2 = -840 KJ / mol

ΔH2 = -140 KJ (60 g di acido acetico) = - 840 KJ / mol

10 g di acido acetico 1 mole di acido acetico.

Nelle reazioni precedenti viene descritta la combustione di etanolo e acido acetico, quindi è necessario scrivere la formula problematica che è l'ossidazione dell'etanolo ad acido acetico con produzione di acqua.

Questa è la reazione che richiede il problema. È già equilibrato.

CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) ΔH3 =?

Applicazione della legge di Hess

Per questo moltiplichiamo le equazioni termodinamiche per coefficienti numerici per renderle algebriche e per poter organizzare correttamente ogni equazione. Questo viene fatto quando uno o più reagenti non si trovano sul lato corrispondente dell'equazione.

La prima equazione rimane la stessa perché l'etanolo è sul lato reagente come indicato dall'equazione del problema.

La seconda equazione va moltiplicata per il coefficiente -1 in modo che l'acido acetico che è come reagente possa diventare il prodotto

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

- CH3COOH (l) - 2O2 (g) - 2CO2 (g) - 2H2O (l) ΔH2 = - (-840 KJ / mol)

CH3CH3OH + 3O2 -2O2 - CH3COOH 2CO2 + 3H2O -2CO2

-2H2O

Aggiungono algebricamente e questo è il risultato: l'equazione richiesta nel problema.

CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l)

Determina l'entalpia della reazione.

Allo stesso modo in cui ogni reazione è stata moltiplicata per il coefficiente numerico, anche il valore delle entalpie deve essere moltiplicato

ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)

ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol

ΔH3 = - 540 KJ / mol.

Nell'esercizio precedente, l'etanolo ha due reazioni, combustione e ossidazione.

In ogni reazione di combustione si ha la formazione di CO2 e H2O, mentre nell'ossidazione di un alcool primario come l'etanolo si ha la formazione di acido acetico

Riferimenti

1. Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Chimica generale. Materiale per l'insegnamento. Lima: Pontificia Università Cattolica del Perù.
2. Chimica. Libretexts. Termochimica. Tratto da hem.libretexts.org.
3. Levine, I. Fisicochimica. vol.2.