3 maneras de calcular la entalpía de una reacción química

Durante cualquier reacción química, el calor se puede tomar desde el medio ambiente o liberado en él. El intercambio de calor entre una reacción química y su entorno se conoce como la entalpía de la reacción, o h. Sin embargo, H no se puede medir directamente: en su lugar, los científicos usan el cambio en la temperatura de una reacción con el tiempo para encontrar el cambio en entalpía con el tiempo (denotado como Δhh). Con ΔH, un científico puede determinar si una reacción emite calor (o "es exotérmico") o toma en calor (o "es endotérmico"). En general, Δh = metro X s x Δt, ¿Dónde M es la masa de los reactivos, S es el calor específico del producto, y ΔT es el cambio de temperatura de la reacción?.

Pasos

Método 1 de 3:

Resolviendo problemas de entalpía

1. Determine los productos y reactivos de su reacción. Cualquier reacción química implica dos categorías de productos químicos: productos y reactivos. Los productos son los químicos creado por la reacción, mientras que los reactivos son los químicos que Interactuar, combinar, o descomponer Para hacer el producto. En otras palabras, los reactivos de una reacción son como los ingredientes en una receta, mientras que los productos son como el plato terminado. Para encontrar ΔH para una reacción, primero identifique sus productos y reactivos.

Como ejemplo, digamos que queremos encontrar la entalpía de la reacción para la formación de agua de hidrógeno y oxígeno: 2h₂ (Hidrógeno) + o₂ (Oxígeno) → 2h₂O (agua). En esta ecuación, H₂ y O₂ son los reactivos y H₂O es el producto.

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2. Determinar la masa total de los reactivos. A continuación, encuentre las masas de sus reactivos. Si no conoce sus masas y no puede sopesar los reactivos en un equilibrio científico, puede usar sus masas molares para encontrar sus masas reales. Las masas molares son constantes que se pueden encontrar en tablas periódicas estándar (para elementos individuales) y en otros recursos de química (para moléculas y compuestos). Simplemente multiplica la masa molar de cada reactivo por el número de moles utilizados para encontrar las masas de los reactivos.

En nuestro ejemplo de agua, nuestros reactivos son gases de hidrógeno y oxígeno, que tienen masas molares de 2 g y 32 g, respectivamente. Ya que utilizamos 2 moles de hidrógeno (significado por el "2" coeficiente en la ecuación junto a H₂) y 1 mol de oxígeno (significado por ningún coeficiente junto a O₂), podemos calcular la masa total de los reactivos de la siguiente manera:
2 × (2G) + 1 × (32g) = 4G + 32G = 36 g

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3. Encuentra el calor específico de su producto. A continuación, encuentre el calor específico del producto que está analizando. Cada elemento o molécula tiene un valor de calor específico asociado con él: estos valores son constantes y generalmente se ubican en los recursos de química (como, por ejemplo, en tablas en la parte posterior de un libro de texto de química). Hay varias maneras diferentes de medir el calor específico, pero para nuestra fórmula, usaremos el valor medido en las unidades JOULE / Gram ° C.

Tenga en cuenta que si su ecuación tiene múltiples productos, deberá realizar el cálculo de entalpía para la reacción de componentes utilizada para producir cada producto, luego agregarlos para encontrar la entalpía para toda la reacción.

En nuestro ejemplo, el producto final es agua, que tiene un calor específico de aproximadamente 4.2 joule / gramo ° C.

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4. Encuentra la diferencia de temperatura después de la reacción. A continuación, encontraremos ΔT, el cambio de temperatura desde antes de la reacción hasta después de la reacción. Resta la temperatura inicial (o T1) de la reacción de la temperatura final (o T2) para calcular este valor. Como en la mayoría de los trabajos de química, las temperaturas Kelvin (k) deben usarse aquí (aunque Celsius (C) dará los mismos resultados).

Por ejemplo, digamos que nuestra reacción fue de 185K en su inicio, pero se había enfriado a 95k cuando terminó. En este caso, Δt se calculará de la siguiente manera:
Δt = t2 - t1 = 95k - 185k = -90k

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5. Usa la fórmula ΔH = metro X s x Δt para resolver. Una vez que haya m, la masa de sus reactivos, S, el calor específico de su producto y ΔT, el cambio de temperatura de su reacción, está preparado para encontrar la entalpía de la reacción. Simplemente conecte sus valores a la fórmula ΔH = metro X s x Δt y multiplica para resolver. Su respuesta será en la unidad de JOULES DE Energía (J).

Para nuestro problema de ejemplo, encontraríamos la entalma de la reacción de la siguiente manera:
ΔH = (36G) × (4.2 JK-1 G-1) × (-90k) =-13,608 j

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6. Determinar si su reacción gana o pierde energía. Una de las razones más comunes que ΔH se calcula para varias reacciones es determinar si la reacción es exotérmica (pierde energía y emite calor) o endotérmica (ganancias de ganancias y absorbe el calor). Si el signo de su respuesta final para ΔH es positivo, la reacción es endotérmica. Por otro lado, si el signo es negativo, la reacción es exotérmica. Cuanto mayor sea el número en sí, más exo- o endoscero, la reacción es. Cuidado con las reacciones fuertemente exotérmicas: a veces pueden significar una gran liberación de energía, que, si es lo suficientemente rápida, puede causar una explosión.

En nuestro ejemplo, nuestra respuesta final es -13608 J. Dado que el signo es negativo, sabemos que nuestra reacción es exotérmico. Esto tiene sentido - H₂ y o₂ son gases, mientras que h₂O, el producto, es un líquido. Los gases calientes (en forma de vapor) tienen que liberar energía en el medio ambiente en forma de calor para enfriar hasta el punto de que pueden formar agua líquida, lo que significa que la formación de H₂O es exotérmico.

Método 2 de 3:

Estimación de entalpía

1. Use las energías de los bonos para estimar la entalpía. Casi todas las reacciones químicas involucran formando o rompiendo enlaces entre átomos. Dado que, en una reacción química, la energía no puede ser destruida ni creada, si conocemos la energía requerida para formar o romper los bonos que se están haciendo (o rompen) en la reacción, podemos estimar el cambio de entalpía para toda la reacción con alta precisión. sumando estas energías de enlace.

Por ejemplo, consideremos la reacción H₂ + F₂ → 2hf. En este caso, la energía requerida para romper los átomos H en la H₂ La molécula aparte es de 436 kJ / mol, mientras que la energía requerida para F₂ es 158 kj / mol. Finalmente, la energía necesaria para formar HFFROM H y F IS = -568 KJ / MOL. Multiplicamos esto por 2 porque el producto en la ecuación es 2HF, dándonos 2 × -568 = -1136 kj / mol. Añadiendo estos todo, obtenemos:
436 + 158 + -1136 = -542 kj / mol.

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2. Usa entalpías de formación para estimar entalpía. Los entalapiados de formación se establecen valores ΔH que representan los cambios de entalpía de las reacciones utilizadas para crear productos químicos dados. Si conoce los entalapiados de la formación necesarios para crear productos y reactivos en una ecuación, puede agregarlos para estimar mucho la entalpía como lo haría con las energías de los bonos como se describe anteriormente.

Por ejemplo, consideremos la reacción c₂H₅Oh + 3o₂ → 2co₂ + 3h₂O. En este caso, conocemos los entalapiados de formación para las siguientes reacciones:
C₂H₅Oh → 2c + 3h₂ + 0.5o₂ = 228 kj / mol
2c + 2o₂ → 2co₂ = -394 × 2 = -788 kj / mol
3h₂ + 1.5 o₂ → 3h₂O = -286 × 3 = -858 kj / mol
Dado que podemos agregar estas ecuaciones hasta GETC₂H₅Oh + 3o₂ → 2co₂ + 3h₂O, la reacción que intentamos encontrar la entalpía, podemos simplemente agregar los entalpías de las reacciones de formación anteriores para encontrar la entalpía de esta reacción de la siguiente manera:
228 + -788 + -858 = -1418 kj / mol.

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3. No olvides cambiar de signos al invertir las ecuaciones. Es importante tener en cuenta que cuando usa entalpías de formación para calcular la entalpía de una reacción, debe revertir el signo de la entalpía de la formación que invierta la ecuación de la reacción del componente. En otras palabras, si tiene que convertir una o más de sus ecuaciones de reacción de formación al revés para que todos sus productos y reactivos se cancelen correctamente, invierta el letrero en los entalpías de las reacciones de formación que tuvo que voltear.

En el ejemplo anterior, observe que la reacción de formación utilizamos para C₂H₅Oh esta al revés. C₂H₅Oh → 2c + 3h₂ + 0.5o₂ muestra c₂H₅Oh rompiendo, no se está formando. Debido a que convirtudimos la ecuación para que todos los productos y reactivos se cancelen correctamente, revocamos el letrero en el entalpy de la formación para darnos 228 kj / mol. En realidad, la entalpía de la formación para C₂H₅Oh es -228 kj / mol.

Método 3 de 3:

Observando los cambios de entalpía experimentalmente

1. Agarra un recipiente limpio y llénelo con agua. Es fácil ver los principios de entalpía en acción con un experimento simple. Para asegurarse de que la reacción en su experimento se realice sin ninguna contaminación extranjera, limpie y esterilice el contenedor que planea usar. Los científicos utilizan recipientes cerrados especiales llamados calorímetros para medir la entalpía, pero puede lograr resultados razonables con cualquier frasco de vidrio o matraz. Independientemente del recipiente que use, llénelo con agua de grifo limpia y temperatura ambiente. También querrá realizar la reacción en algún lugar en interiores con una temperatura fría.

Para este experimento, querrás un contenedor bastante pequeño. Estaremos probando los efectos de alteración de entalpy de alka-seltzer en el agua, por lo que la menos agua utilizada, más obvia será el cambio de temperatura.

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2. Inserte un termómetro en el contenedor. Agarre un termómetro y colóquelo en el recipiente para que el extremo de lectura de temperatura se sienta debajo del nivel del agua. Tome una lectura de temperatura del agua, para nuestros propósitos, la temperatura del agua representará T1, la temperatura inicial de la reacción.

Digamos que medimos la temperatura del agua y encontramos que es exactamente 10 grados C. En unos pocos pasos, usaremos esta muestra de la temperatura de la muestra para demostrar los principios de entalpía.

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3. Añadir una tableta Alka-Seltzer al contenedor. Cuando esté listo para comenzar el experimento, suelte una sola tableta de alka-seltzer en el agua. Deberías notarlo inmediatamente comienza a burbujear y fizz. A medida que la tableta se disuelve en el agua, se rompe en el bicarbonato de productos químicos (HCO₃) y ácido cítrico (que reacciona en forma de iones de hidrógeno, h). Estos productos químicos reaccionan para formar agua y gas de dióxido de carbono en la reacción 3HCO₃ + 3h → 3h₂O + 3CO₂.

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4. Mida la temperatura cuando finaliza la reacción. Monitorea la reacción a medida que avanza, la tableta Alka-Seltzer debe disolverse gradualmente. Tan pronto como la tableta termine su reacción (o parece haber disminuido en un rastreo), mida la temperatura nuevamente. El agua debe ser un poco más fría que antes. Si es más cálido, el experimento puede haber sido afectado por una fuerza externa (como, por ejemplo, si la habitación en la que está está especialmente cálida).

Para nuestro experimento de ejemplo, digamos que la temperatura del agua es de 8 grados C después de que la tableta haya terminado de fibetes.

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5. Estimar la entalma de la reacción. En un experimento ideal, cuando agrega la tableta Alka-Seltzer al agua, forma el agua y el gas de dióxido de carbono (este último de los cuales se puede observar como burbujas de fichas) y causa que la temperatura del agua se caiga. De esta información, esperaríamos que la reacción sea endotérmica, es decir, una que absorbe la energía del entorno circundante. Los reactivos líquidos disueltos necesitan energía extra para hacer el salto al producto gaseoso, por lo que se necesita energía en forma de calor de su entorno (en este caso, agua). Esto hace que la temperatura del agua cae.

En nuestro ejemplo, el experimento, la temperatura del agua cayó dos grados después de agregar el alka-seltzer. Esto es consistente con el tipo de reacción ligeramente endotérmica que esperaríamos.

Consejos

Estos cálculos se realizan utilizando Kelvin (K): una escala para la medición de la temperatura al igual que CENTIGRADE. Para convertir entre el centígrado y el Kelvin, simplemente agrega o restó 273 grados: K = ° C + 273.