Kalkulator entalpii reakcji

Wyniki

Jak korzystać z kalkulatora entalpii reakcji

1. 1. Zapisz zbilansowane równanie ze stanami skupienia. Na przykład CH4(g) + 2 O2(g) -> CO2(g) + 2 H2O(l). Stawiaj spacje wokół +, używaj (g), (l), (s) lub (aq) i zapisuj jony jak Na+ albo SO4^2-. Zamiast pisać, możesz też nacisnąć „+ substrat” albo „+ produkt” w tabeli.
2. 2. Popraw to, co zostało oznaczone. Składnik, którego nie ma w tabeli, zostaje wskazany, a składnik występujący w kilku stanach, jak woda, wymaga podania stanu. Jeśli znasz jego ΔfH°, dopisz go samodzielnie znakiem @, na przykład C8H18(l)@-250.1.
3. 3. Odczytaj ΔH°rxn. Dostajesz obie sumy, wkład każdego składnika i obliczenia. Narzędzie ostrzega, gdy równanie nie jest zbilansowane, bo wynik zależy od współczynników, które wpisałeś.
4. 4. Poproś o konkretną ilość. Wybierz składnik i ilość w molach lub gramach, aby otrzymać ciepło wydzielone albo pochłonięte. Przełącz się na tryb prawa Hessa, aby zsumować znane reakcje.

Wzór

ΔH°rxn = Σ n·ΔH°f(produkty) − Σ m·ΔH°f(substraty)

ΔH°f = 0 dla pierwiastka w stanie standardowym

ΔH(netto) = Σ (współczynnik × ±ΔH każdego etapu)

Standardowa entalpia tworzenia ΔH°f to zmiana entalpii, gdy z pierwiastków, każdego w jego najtrwalszej postaci, powstaje jeden mol związku w warunkach standardowych (1 bar) i — w tych tabelach — w 298,15 K. Ponieważ pierwiastki nie wymagają żadnej zmiany, by powstać, ich ΔH°f wynosi zero: O₂(g), H₂(g), Br₂(l), grafit itd. Współczynnik n mnoży każdą wartość, więc wynik to zmiana entalpii na mol reakcji zapisanej w równaniu; podwój wszystkie współczynniki, a ΔH°rxn się podwoi.

Przykład krok po kroku: spalanie metanu

Dla CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l), przy wartościach ΔH°f: −74,6 dla CH₄(g), −393,5 dla CO₂(g) i −285,8 kJ/mol dla H₂O(l):

• Produkty: 1 × (−393,5) + 2 × (−285,8) = −965,1 kJ
• Substraty: 1 × (−74,6) + 2 × 0 = −74,6 kJ
• ΔH°rxn = −965,1 − (−74,6) = −890,5 kJ na mol spalonego CH₄

Znak mówi, że reakcja jest egzotermiczna. Zmień H₂O(l) na H₂O(g), przy −241,8 kJ/mol, a wynik wyniesie −802,5 kJ: różnica 88,0 kJ to ciepło skraplania dwóch moli pary wodnej po 44,0 kJ każdy. Dlatego symbole stanów skupienia nie są ozdobą — pomiń je, a narzędzie zapyta o ten stan, który masz na myśli, gdy dany wzór ma więcej niż jeden wpis.

Dla konkretnej ilości wybierz CH₄(g) w polu „Podaj ciepło dla” i wpisz 10 g. Masa molowa wynosi 16,043 g/mol, więc 10 g to 0,6233 mol, a ciepło wydzielone to 0,6233 × 890,5 = 555,1 kJ. Drugi przykład: glukoza, C₆H₁₂O₆(s) + 6 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 6 H₂O(l), daje ΔH°rxn = 6(−393,5) + 6(−285,8) − (−1273,3) = −2802,5 kJ, czyli około 155,6 kJ wydzielonych na 10 g.

Prawo Hessa: łączenie znanych reakcji

Entalpia jest funkcją stanu, więc zmiana entalpii reakcji jest taka sama, niezależnie od drogi, a ΔH reakcji docelowej jest sumą ΔH etapów, które się do niej składają. Trzy reguły obejmują każdy przypadek: odwróć reakcję, a zmienisz znak jej ΔH; pomnóż reakcję, a pomnożysz przez tę samą liczbę jej ΔH; dodaj wyniki, skracając składniki występujące po obu stronach.

Aby znaleźć ΔH dla C(s) + ½O₂(g) → CO(g), czego nie da się zmierzyć czysto, bo zawsze powstaje część CO₂, połącz C(s) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −393,5 kJ, z odwrotnością CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −283,0 kJ. Odwrócenie zmienia −283,0 na +283,0, a suma to −393,5 + 283,0 = −110,5 kJ, co zgadza się z tabelowym ΔH°f CO. W trybie prawa Hessa wpisz ΔH każdego etapu, użyj opcji odwrócenia przy drugim etapie, a narzędzie wykona rachunek. Dodaje podane liczby; sprawdzenie, czy etapy rzeczywiście sumują się do równania docelowego, należy do Ciebie.

Najczęstsze pytania

Jaki jest wzór na entalpię reakcji z entalpii tworzenia?

ΔH°rxn = Σ n·ΔH°f(produkty) − Σ m·ΔH°f(substraty), gdzie n i m to współczynniki ze zbilansowanego równania. Pomnóż każde ΔH°f przez jego współczynnik, zsumuj osobno stronę produktów i substratów, a potem odejmij substraty od produktów.

Dlaczego entalpia tworzenia pierwiastka wynosi zero?

Tworzenie definiuje się jako otrzymywanie związku z pierwiastków w ich stanach standardowych, więc pierwiastek w stanie standardowym nie wymaga zmiany, by powstać. O₂(g), H₂(g), Br₂(l) i grafit mają zero. Ten sam pierwiastek w innej postaci już nie: diament ma +1,9 kJ/mol, a ozon O₃(g) +142,7 kJ/mol.

Czy mnożę ΔHf przez współczynniki?

Tak. Każde ΔH°f w tabeli dotyczy jednego mola, więc współczynnik 2 oznacza dwukrotność wartości. Końcowe ΔH°rxn odnosi się do jednego mola reakcji zapisanej w równaniu, a połowa wszystkich współczynników daje połowę wyniku.

Co oznacza ujemne ΔH?

Ujemne ΔH oznacza, że reakcja oddaje ciepło otoczeniu pod stałym ciśnieniem; jest egzotermiczna. Dodatnie ΔH oznacza pobieranie ciepła; reakcja jest endotermiczna. Znak nic nie mówi o szybkości, a sam nie rozstrzyga o samorzutności — do tego potrzebna jest ΔG.

Dlaczego stan wody zmienia wynik?

Ciekła i gazowa woda mają różne entalpie tworzenia: −285,8 i −241,8 kJ/mol. Powstanie H₂O(l) uwalnia dodatkowe 44,0 kJ/mol, które wydziela się przy skraplaniu, więc to samo spalanie jest bardziej egzotermiczne, gdy woda kończy jako ciecz.

Dlaczego mój wynik nieznacznie różni się od wyniku z podręcznika?

Podręczniki tabelują nieco różne wartości, a niektóre zaokrąglają do 0,1 lub 1 kJ/mol. Sprawdź, z której tabeli korzysta Twój kurs, a jeśli od tego zależą oceny, wpisz wartości z podręcznika znakiem @ przy każdym składniku.