5

شيمي سوم

 

آنتالپي

آنتالپي عبارت است از تغيير انرژي يک سيستم در فشار ثابت . آنتالپي يک تابع حالت است و تغيير آن فقط به آغازي و پاياني فرآيند بستگي دارد و با Δ H نشان داده مي شود

 

واکنش دهنده ها H -  H فرآورده ها=  ΔH

 

آنتالپي مربوط به مبادله انرژي همراه با انجام کار توسط سيستم روي محيط پيرامون يا برعکس است و ميزان آن با تغيير انرژي دروني تفاوت دارد.

 

در يک واکنش گرماده ، گرما آزاد مي شود و آنتالپي سيستم کاهش مي يابد مثل سوختن متان  ΔH < 0

در يک واکنش گرماگير ، گرما وارد سيستم مي شود و آنتالپي سيستم افزايش مي يابد. ذوب شدن يخ ΔH>0

 

 

حالت استاندارد

براي اينکه اندازه گيري گرما همه ي واکنشها در شرايط يکساني انجام گيرند، شرايط ويژه اي به نام حالت استاندارد ترموديناميکي ، تعيين شده است. حالت استاندارد ترموديناميکي ، پايدارترين شکل ماده خالص در فشار يک اتمسفر و دمايي مشخص (معمولاً دماي اتاق ، ۲۵ ْ C) تعريف مي شود ، براي اينکه مشخص باشد اندازه گيريها در شرايط استاندارد انجام شده علامت « _ْ» را بالاي خاصيت اندازه گيري شده قرار مي دهند. مثل ْ ΔH

 

 

برخي از تغيير آنتالپي هاي مهم

1- آنتالپي تشکيل ( تشکيل  ْ ΔH) : گرماي تشکيل برابر مقدار گرمايي است که موقع تشکيل يک مول از ترکيب از مواد ساده ي سازنده اش در فشار ثابت حاصل مي شود.

C(S) + 2H2(g) ® CH4(g)    

  ΔH ْ تشکيل = - I74/9KJ

آنتالپي تشکيل مي شود مثبت يا منفي باشد ( تشکيل شدن گرماگير يا گرماده باشد) . آنتالپي تشکيل پايدارترين دگر شکل يک عنصر در حالت استاندارد صفر در نظر گرفته شده است .

 

۲ – آنتالپي سوختن ( سوختن H  ْ Δ) : گرماي حاصل از سوختن يک مول از ماده در مقدار کافي اکسيژن خالص در فشار ثابت را آنتالپي سوختن مي نامند. مثلاً از سوختن يک مول متان  Kg۸۰۲/۷ گرما آزاد مي شود.

 

۳ – آنتالپي ذوب (ذوب H  ْ Δ) : مقدار گرماي لازم براي ذوب شدن يک مول ماده را آنتالپي ذوب آن ماده مي نامند. مثلاً براي ذوب کردن يک مول نفتالن kg ۱۸/۹۸  گرما لازم است.

 

۴ – آنتالپي تبخير (تبخير Δ H) وقتي يک مول از ماده اي تصعيد شود، تغيير آنتالپي اين فرآيند را آنتالپي تصعيد مي نامند. يک مول يخ خشک در فشار معمولي مستقيماً به گاز CO2 تبديل مي شود و  Kg۲۵/۲ گرما  مي گيرد.

 

۶ – آنتالپي پيوند : اتمهاي H در مولکول H2 توسط پيوند کووالانسي به هم متصل شده اند. براي شکستن اين پيوند بايد انرژي مصرف شود. به انرژي لازم براي شکستن پيوند انرژي تفکيک پيوند يا آنتالپي پيوند مي گويند.

اين مقدار براي ملکول H2 برابر  KJ۴۳۵ است.

 

 

تعيين آنتالپي واکنشهاي شيميايي

گرماي يک واکنش را مي توان به روش مستقيم يا غير مستقيم تعيين کرد. در روش مستقيم بايد مقداري از واکنش دهنده ها را در شرايط مناسب بر هم اثر داد و گرماي حاصل را توسط گرماسنج اندازه گرفت. اما گرماي بسياري از واکنش ها را نمي توان به طور مستقيم اندازه گيري کرد چون در شرايط سختي انجام مي شوند. گرماي چنين واکنشهايي را از روش غيرمستقيم محاسبه مي کنند.

 

 

روشهاي غيرمستقيم تعيين آنتالپي

بر طبق قانون هس «اگر يک واکنش جمع دو يا چند واکنش ديگر باشد، Δ H واکنش کلي مجموع مقادير Δ H  همه ي واکنشهاي تشکيل دهنده آن است.

 

مثال :Δ H  واکنش زير را بدست آوريد

2NH₃(g) + 3 N₂O(g) ® 4 N₂(g) + 3 H₂O (l)     Δ=

 

1) 4 NH₃(g) + 3 O₂ (g) ® 2N₂(g) + 6 H₂O (l)     ΔH = -153 kj

2)      N₂o (g) + H₂ (g) ® N₂ (g) + H₂O (l)     Δ H = -367/4 kj

3)      H₂(g) ® N₂ (g) + H₂O (l)                       Δ H =  -285/9kj

 

پاسخ : چون معادله مورد نظر داراي ۲ مول NH₃ در طرف چپ است معادله ي اول را بر ۲ تقسيم مي کنيم.

 Δ H  معادله اول هم بر ۲ تقسيم مي شود.

 

معادله دوم و Δ H  آن را در ۳ ضرب مي کنيم تا ضريب N2O   با ضريب معادله ي مورد نظر يکي شود.  براي حذف H₂۳ از سمت چپ بايد معادله سوم را در ۳ ضرب کرده و سپس آن را وارونه کنيم. علامت با ضريب معادله ي مورد نظر يکي شود. Δ H آن هم تغيير مي کند (چون وارونه شده)

 

1)     2 NH_3(g) + 2/1 O_{2 (g)} ® N_2(g) + 3 H₂O (l)     ΔH =  -765/5 kj

2)    3 N₂o _(g) +3 H_{2 (g)} ® 3N_{2 (g)} +3 H₂O (l)     Δ H =  -1102/2 kj

3)          3 H₂O (l) ® 3 H₂(g)+ ½ o2 _(g)                 Δ H = + 85/7 kj

 

اين معادله ها و Δ H هاي آن را با هم جمع مي کنيم. موارد مشابه را از دو طرف حذف مي کنيم.

 

2 NH₃ (g) + 3 N₂O (g) ® 4 N_2(g) + 3 H₂O (l)     Δ H =  - 1010 kj

 

  5