WARMTE VAN OPLOSSING: HOE HET WORDT BEREKEND, TOEPASSINGEN EN OEFENINGEN - FYSIEK - 2024

De oplossingswarmte of de enthalpie van de oplossing is de warmte die wordt geabsorbeerd of afgegeven tijdens het oplossingsproces van een bepaalde hoeveelheid van de opgeloste stof in het oplosmiddel, onder de voorwaarde van constante druk.

Wanneer een chemische reactie plaatsvindt, is energie nodig om bindingen te vormen en te verbreken die de vorming van nieuwe stoffen mogelijk maken. De energie die stroomt om deze processen te laten plaatsvinden, is warmte, en thermochemie is de tak van de wetenschap die verantwoordelijk is voor het bestuderen ervan.

Bron: Pixnio.

Wat de term enthalpie betreft, het wordt gebruikt om te verwijzen naar de warmtestroom wanneer chemische processen plaatsvinden onder omstandigheden van constante druk. De creatie van deze term wordt toegeschreven aan de Nederlandse natuurkundige Heike Kamerlingh Onnes (1853 - 1926), dezelfde die supergeleiding ontdekte.

Hoe wordt het berekend?

Om de enthalpie te vinden, moeten we uitgaan van de eerste wet van de thermodynamica, die van mening is dat de variatie in de interne energie ΔU van een systeem het gevolg is van de geabsorbeerde warmte Q en het werk W dat erop is gedaan door een externe agent:

Waar werk de negatieve integraal is over het gehele volume van het product van druk en differentiële volumeverandering. Deze definitie komt overeen met de negatieve integraal van het scalaire product van de kracht en de verplaatsingsvector in mechanisch werk:

Wanneer de bovengenoemde constante druk wordt toegepast, kan P uit de integraal gaan; daarom is de taak:

-Expressie voor enthalpie

Als dit resultaat wordt vervangen door Δ U, krijgen we:

De grootheid U + PV wordt de enthalpie H genoemd, zodat:

Enthalpie wordt gemeten in joules, aangezien het energie is.

Oplossingsenthalpie

De eerste componenten van een oplossing zijn opgeloste stof en oplosmiddel, en ze hebben een originele enthalpie. Wanneer deze ontbinding plaatsvindt, zal het zijn eigen enthalpie hebben.

In dit geval kan de enthalpie-verandering in joules worden uitgedrukt als:

Ofwel in standaard enthalpie-vorm ΔH ^o , waarbij het resultaat in joule / mol is

Als de reactie warmte afgeeft, is het teken van ΔH negatief (exotherm proces), als het warmte absorbeert (endotherm proces) is het teken positief. En natuurlijk hangt de waarde van de oplossingsenthalpie af van de concentratie van de uiteindelijke oplossing.

Toepassingen

Veel ionische verbindingen zijn oplosbaar in polaire oplosmiddelen, zoals water. Oplossingen van zout (natriumchloride) in water of pekel worden algemeen gebruikt. Nu kan de enthalpie van de oplossing worden beschouwd als de bijdrage van twee energieën:

- Eentje om de binding van opgeloste stof en oplosmiddel en oplosmiddel te verbreken

- De andere is wat nodig is bij de vorming van nieuwe opgeloste stof-oplosmiddel-bindingen.

In het geval van het oplossen van een ionisch zout in water, is het vereist om de zogenaamde roosterenthalpie van de vaste stof en de hydratatie-enthalpie te kennen om de oplossing te vormen, in het geval van water. Als het geen water is, wordt het de enthalpie van solvatatie genoemd.

De roosterenthalpie is de energie die nodig is voor de afbraak van het ionennetwerk en de vorming van gasvormige ionen, een proces dat altijd endotherm is, aangezien energie aan de vaste stof moet worden geleverd om deze in zijn samenstellende ionen te scheiden en in gasvormige toestand te brengen.

Aan de andere kant zijn hydratatieprocessen altijd exotherm, aangezien gehydrateerde ionen stabieler zijn dan ionen in gasvormige toestand.

Op deze manier kan het creëren van de oplossing exotherm of endotherm zijn, afhankelijk van of de afbraak van het ionenrooster van de opgeloste stof meer of minder energie vereist dan hydratatie.

Metingen met de calorimeter

In de praktijk is het mogelijk om ΔH te meten in een calorimeter, die in feite bestaat uit een geïsoleerde container voorzien van een thermometer en een roerstaafje.

Wat de container betreft, er wordt bijna altijd water in gegoten, wat de calorimetrische vloeistof bij uitstek is, aangezien de eigenschappen de universele referentie zijn voor alle vloeistoffen.

Oude calorimeter gebruikt door Lavoisier. Bron: Gustavocarra.

Naast water zijn natuurlijk ook de materialen van de calorimeter betrokken bij de warmtewisseling. Maar de warmtecapaciteit van het geheel, de calorimeterconstante genoemd, kan afzonderlijk van de reactie worden bepaald en vervolgens worden meegenomen wanneer de reactie plaatsvindt.

De energiebalans is als volgt, rekening houdend met de voorwaarde dat er geen energielekken in het systeem zijn:

- Vloeibaar water wordt gevormd:

½ O ₂ + ½ H ₂ → H ₂ O _vloeistof ; Δ H ^o = -285,9 kJ / mol

- Nu moet je de oplossing vormen:

_Vaste K + H ₂ O → ½ H ₂ + _waterig KOH ; Δ H ^o = -2011 kJ / mol

Merk op dat het teken van de enthalpie van desintegratie van KOH is omgekeerd, wat te wijten is aan de wet van Hess: wanneer de reactanten worden omgezet in producten, hangt de enthalpie-verandering niet af van de gevolgde stappen en wanneer de vergelijking moet worden omgekeerd , zoals in dit geval, verandert de enthalpie van teken.

De energiebalans is de algebraïsche som van de enthalpieën:

-Oefening 2

De enthalpie van de oplossing voor de volgende reactie wordt bepaald in een constante drukcalorimeter en de calorimeterconstante is bekend als 342,5 J / K. Wanneer 1,423 g natriumsulfaat Na ₂ SO _{4 wordt} opgelost in 100,34 g water, is de temperatuurverandering 0,037 K. Bereken uit deze gegevens de standaardenthalpie van de oplossing voor Na ₂ SO ₄ .

Oplossing

De standaardenthalpie van de oplossing wordt opgelost met de bovenstaande vergelijking:

Voor natriumsulfaat: M _s = 142,04 g / mol; m _s = 1,423 g

En voor water: m _water = 100,34 g; M _water = 18,02 g / mol; C _{water; m} = 75,291 J / K mol

Δ T = 0,037 K

C _calorimeter = 342,5 J / K

Referenties

1. Cengel, Y. 2012. Thermodynamica. 7e Ed. Mc.Graw Hill. 782 - 790
2. Engel, T. 2007. Inleiding tot fysicochemie: thermodynamica. Pearson Education. 63-78.
3. Giancoli, D. 2006. Fysica: principes met toepassingen. 6e .. Ed Prentice Hall. 384-391.
4. Maron, S. 2002. Fundamentals of Physicochemistry. Limusa. 152-155.
5. Serway, R., Jewett, J. (2008). Physics for Science and Engineering. Deel 1. 7e. Ed. Cengage Learning. 553-567.