Legile termochimiei

Ecuațiile termochimice sunt la fel ca alte ecuații echilibrate, cu excepția faptului că specifică și fluxul de căldură pentru reacție. Fluxul de căldură este listat în dreapta ecuației folosind simbolul ΔH. Cele mai comune unități sunt kilojoules, kJ. Iată două ecuații termochimice:

H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l); ΔH = -285,8 kJ

HgO (s) → Hg (l) + ½ O₂ (G); ΔH = +90,7 kJ

Scrierea ecuațiilor termochimice

Când scrieți ecuații termochimice, asigurați-vă că aveți în vedere următoarele puncte:

1. Coeficienții se referă la numărul de alunițe. Astfel, pentru prima ecuație, -282,8 kJ este ΔH când 1 mol de H₂O (l) este format din 1 mol H₂ (g) și ½ mol O₂.
2. Entalpia se schimbă pentru o modificare de fază, deci entalpia unei substanțe depinde dacă este vorba de un solid, lichid sau gaz. Asigurați-vă că specificați faza reactanților și a produselor folosind (i), (l) sau (g) ​​și asigurați-vă că căutați ΔH corect de la căldura tabelelor de formare. Simbolul (aq) este utilizat pentru speciile aflate într-o soluție de apă (apoasă).
3. Entalpia unei substanțe depinde de temperatură. În mod ideal, ar trebui să specificați temperatura la care se efectuează o reacție. Când priviți un tabel cu încălzirea formării, observați că temperatura lui ofH este dată. Pentru probleme de acasă și, dacă nu se specifică altfel, se presupune că temperatura este de 25 ° C. În lumea reală, temperatura poate fi diferită, iar calculele termochimice pot fi mai dificile.

Proprietățile ecuațiilor termochimice

Anumite legi sau reguli se aplică atunci când utilizăm ecuații termochimice:

1. ΔH este direct proporțional cu cantitatea unei substanțe care reacționează sau este produsă de o reacție. Entalpia este direct proporțională cu masa. Prin urmare, dacă dublați coeficienții într-o ecuație, atunci valoarea lui ΔH se înmulțește cu doi. De exemplu:
   1. H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l); ΔH = -285,8 kJ
   2. 2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (l); ΔH = -571.6 kJ
2. ΔH pentru o reacție este egală ca mărime, dar opus în semn de ΔH pentru reacția inversă. De exemplu:
   1. HgO (s) → Hg (l) + ½ O₂ (G); ΔH = +90,7 kJ
   2. Hg (l) + ½ O₂ (l) → HgO (s); ΔH = -90,7 kJ
   3. Această lege este aplicată în mod obișnuit modificărilor de fază, deși este adevărat atunci când inversați orice reacție termochimică.
3. ΔH este independent de numărul de pași implicați. Această regulă se numește Legea lui Hess. Se afirmă că ΔH pentru o reacție este aceeași, indiferent dacă apare într-o etapă sau într-o serie de pași. Un alt mod de a privi este să vă amintiți că ΔH este o proprietate de stat, deci trebuie să fie independent de calea unei reacții.
   1. Dacă reacția (1) + reacția (2) = reacția (3), atunci ΔH₃ = ΔH₁ + AH₂