Legea lui Hess. Entalpia de formare standard.

Acum că știm ce e entalpia și ce reprezintă variația de entalpie, vom putea să ne ocupăm mai serios de termochimie și de tot felul de calcule termochimice.

Termochimia, vă reamintesc, este studiul energiei transferate sub formă de căldură în timpul desfășurării reacțiilor chimice.

Și pentru că un vas de reacție și conținutul său formează un sistem, iar reacțiile chimice duc la un schimb de energie între sistem și mediul exterior, termochimia este o ramură a termodinamicii.

Iar pentru a măsura energie absorbită sau degajată de o reacție sub formă de căldură, ne putem folosi de calorimetrie.

După cum am mai zis și în lecturile trecute, reacțiile chimice se clasifică în reacții exoterme și în reacții endoterme.

Să vedem acum și cum variază entalpia în funcție de tipul de reacție.

O reacție care eliberează sau degajă energie, încălzind astfel mediul exterior, este o reacție exoterme.

Eliberarea energiei prin încălzirea mediului

semnifică o micșorare a entalpiei unui sistem aflat la presiune constantă.

Deci, sistemul chimic cedează energie și, în acest proces, trece dintr-o stare caracterizată prin entalpie mai mare.

E vorba de reactanți și entalpia totală a reactanților, într-o nouă stare, sub formă de produs de reacție,

caracterizată printr-o entalpie mai mică, entalpia totală a produsilor de reacție.

Deci, în cazul reacțiilor exoterme, entalpia reactanților este mai mare decât entalpia produsilor.

Iar variația entalpiei este mai mică decât 0.

Pe exemplu, avem reacția de ardere a unui mold de carbon.

La temperatura de 25 grade Celsius și presiunea de o atmosferă, reacția eliberează o cantitate de căldură de 393.5 kJ.

Variația de entalpie pentru această reacție este egală cu entalpia dioxidului de carbon, care este produsul de reacție,

minus suma entalpiilor reactanților, adică entalpia carbonului plus entalpia oxigenului,

și este egală în continuare cu minus 393.5 kJ pe mol.

Deoarece știm că, la presiune constantă, valoare căldurii degăjate dintr-o reacție exotermă reprezintă valoarea cu care variază entalpia sistemului,

iar semnul minus semnifică faptul că sistemul pierde această energie.

O reacție care absorbe energie sau primește energie, răcind astfel mediul exterior, este o reacție endotermă.

Absorția energiei prin răcirea mediului semnifică o creștere a entalpiei unui sistem aflat la presiune constantă.

Deci, sistemul chimic primește energie din exterior și trece dintr-o stare caracterizată printr-o entalpie mai mică, adică entalpia totală a reactanților,

într-o nouă stare a produșilor de reacție caracterizată prin entalpie mai mare, adică entalpia totală a produșilor de reacție.

Așadar, în cazul reacțiilor endoterme, entalpia reactantilor este mai mică decât entalpia produșilor și astfel variația de entalpie este mai mare decât 0.

Să luăm, drept exemplu, reacția de desconfunere a unui molde carbonat de calci.

La temperatura de 25 grade Celsius și presiunea de o atmosferă, vedem că e nevoie de o cantitate de căldură de 177.5 kJ pentru ca reacția să aibă loc căldură ce se absoarbe din mediul exterior.

Pentru această reacție, variația de entalpie este egală cu suma dintre entalpia oxidului de calciu și adioxidului de carbon, care sunt produșii de reacție,

minus entalpia carbonatului de calciu, care este reactantul, și este în continuare egală cu plus 177.5 kJ pe molde.

Asta deoarece, la presiune constantă, valoarea căldurii absorbite de o reacție endotermă reprezintă valoarea cu care variază entalpia sistemului,

iar semnul plus semnifică faptul că sistemul câștigă această energie.

În concluzie, variația de entalpie este negativă pentru reacțiile exoterme și pozitivă pentru reacțiile endoterme.

Lecția trecută am zis că entalpia ne poate ajuta să facem previziuni cu privire la cantitatea de căldură transferată în timpul unor reacții chimice.

Pentru asta trebuie să fim recunoscătorului German Ivanovich Hess, un chimist rus de origine elvețiană,

care în 1840 a descoperit legea aditivității căldurilor de reacție, lege ce-i poartă numele.

Legea lui Hess a pregătit calea pentru prima lege a termodinamicii, motiv pentru care este considerat unul dintre fondatorii termodinamicii.

Legea lui Hess spune că variația totală a entalpionei reacții nu depinde de calea care duce la această variație,

ci depinde numai de starea sa inițială și finală.

Cu alte cuvinte, căldura absorbită sau degajată într-o reacție chimică este aceeași indiferent dacă transformarea are loc într-o singură etapă sau în mai multe.

Atâta timp cât începem cu aceiași reactanți și obținem la final aceiași produs de reacție, variația entalpiei va fi aceiași.

Altfel spus, e posibil să ajungem de la reactanți la produsii de reacție pe mai multe căi.

Pornim de la un anume sistem de reactanți, iar pentru a ajunge la produsii pe calea directă avem nevoie de o variație de entalpie ΔH1.

De la aceiași reactanți putem ajunge la aceiași produs de reacție prin mai multe etape de reacție.

În prima etapă e nevoie de o variație de entalpie ΔH2, în a doua etapă e nevoie de o variație ΔH3, iar în a treia de ΔH4.

Practic, legea lui Hess ne spune că entalpia reacției globale, ΔH1, este egală cu suma entalpiilor reacțiilor individuale în care reacția globală s-ar putea împărți.

Deci, ΔH1 este egală cu ΔH2 plus ΔH3 plus ΔH4.

Faptul că variația de entalpie este aceeași, indiferent de calea pe care o alegem, are implicații foarte interesante.

Legea lui Hess se dovedește extrem de utilă atunci când suntem interesați de o reacție pentru care e foarte dificil să aflăm pe calea directă anumite informații.

În acest caz, punem cap la cap informația care ne interesează din informația altor reacții care duc la aceiași produci de reacții.

Și partea și mai frumoasă e că aceste etape de reacții individuale pot fi ipotetice, deci nu e neapărat să fie realizabile în practică.

Pentru a ajunge la formarea legii care îi poartă numele, Hess a trebuit să studieze entalpiile molare de formare standard a reactanților și a producilor de reacții.

Pentru a defini entalpia molare de formare standard, ar trebui să ne amintim care sunt condițiile standard de reacții.

Practic, acestea sunt necesare pentru ca oameni de știință de peste tot din lume să fie siguri că studiază reacții și procese în aceleași condiții.

Starea standard sau starea de referință a unui element reprezintă starea lui cea mai stabilă la temperatura și la presiunea specificată.

Iar aceste condiții standard sunt temperatura de 25 grade Celsius sau 298 Kelvin, presiunea de o atmosferă și concentrația soluțiilor 1 molar.

Pentru că valoarea absolută a entalpiei unui compus chimic nu se poate determina, prin convenție s-a decis ca entalpie de referință

entalpia substanțelor în stare elementară, care în condiții standard este considerată 0.

Entalpia molară de formare standard a unei substanțe notată astfel reprezintă cantitatea de căldură degajată sau absorbită

atunci când un mol de substanță compusă se formează din elementele sale constituente.

Cu alte cuvinte, entalpia molară de formare standard reprezintă variația de entalpie a reacției de sinteză a unui mol descompus din elementele sale constituente care se află în starea lor standard.

Entalpia molară de formare se exprimă în kilojoul pe mol.

Pornind de la entalpia substanțelor în stare elementară, care este considerată 0, putem măsura valorile entalpiilor molare de formare standard pentru compusi chimici.

De exemplu, putem determina entalpia unui mol de oxid de aluminiu în condiții standard în raport cu entalpia în condiții standard a elementelor din care oxidul de aluminiu e format.

Așadar, avem reacția de obținere a unui mol de oxid de aluminiu din aluminiu și oxigen în condiții standard. Această reacție este puternic exotermă.

Variația de entalpie în această reacție este egală cu entalpia unui mol de oxid de aluminiu minus suma entalpiilor standard ale elementelor constituente care am descăs un 0.

Și obținem că entalpia unui mol de oxid de aluminiu în condiții standard este egală cu variația de entalpie a reacției de sinteză a unui mol de oxid de aluminiu din oxigen și aluminiu.

Iar apoi putem să folosim aceste valori standard de formare pentru a calcula variația de entalpie pentru orice reacție, chiar și pentru reacțiile ipotetice.

Adesea legea lui Hess este formulată și în termeni de entalpii de formare standard.

Variația de entalpie a unei reacții este egală cu suma entalpiilor molare de formare a tuturor produselor de reacție minus suma entalpiilor molare de formare a tuturor reactanților.

Iar matematic, această formulare arată în acest fel, unde delta H indice R este variația de entalpie pentru o reacție.

Acest caracter grecesc, sigma, îl cunoaștem de la matematică și știm că înseamnă sumă, deci avem suma entalpiilor de formare a produselor minus suma entalpiilor de formare a reactanților.

Bineînțeles, ținem cont și de numărul de moli a fiecărui produs și a fiecărui reactant participant la reacție.

Trebuie să ținem cont de acest număr de moli pentru că entalpia de formare standard e măsurată doar pentru un mol de substanță.

Datorită unor chimici foarte harnici, entalpiile molare de formare standard au fost măsurate pentru sute de compuși chimici.

De obicei, găsim aceste valori în anexe sau tabele la sfârșitul cărților de chimie și dacă nu, le găsim cu siguranță pe internet.

Și după ce le găsim, le putem introduce în legea lui Hess.

Astfel, legea lui Hess ne permite să calculăm entalpiile de formare pentru unele substanțe compuse pe care nu le putem obține direct din elementele componente

sau ne mai permite să calculăm căldurile de reacție pentru anumite reacții care au loc în condiții dificile în care ne e imposibil să măsurăm practic aceste călduri de reacție.

În continuare, vom lua exemplul trioxidului de sulf.

Trioxidul de sulf nu se poate obține direct prin arderea sulfului în prezente de oxigen, așadar nu se poate determina experimental entalpia lui molare de formare.

În schimb, trioxidul de sulf se poate obține tot din sulf și oxigen prin două etape, așa cum vedem în această schemă.

Avem reacție globală pentru care variația de entalpie notată cu ΔH1 este necunoscută, însă cunoaștem entalpiile pentru cele două etape de reacție, ΔH2 și ΔH3.

Entalpia de formare a trioxidului de sulf este egală cu variația de entalpie a reacției de sinteză a substanței din elementele componente, adică cu ΔH1,

care, la rândul ei, conform legii lui Hess, care ne spune că putem aduna căldurile de reacție, este egală cu ΔH2 plus ΔH3.

Și efectuând calculul, obținem valoarea în kJ pe mol.

Observăm că dacă adunăm aceste două ecuații membru cu membru, obținem prima ecuație, pe cea globală.

Un alt lucru important cu privire la entalpile de formare este că, după valoarea entalpiei de formare, putem aprecia cât de stabilă este o substanță.

Dacă entalpia molară de formare a unei substanțe compuse este negativă,

asta înseamnă că reacția de sinteză a celei substanțe din elementele ei componente e o reacție exotermă.

Mai înseamnă că entalpia substanței compuse este mai mică decât entalpia elementelor componente.

Și, având o energie mai mică, înseamnă că o substanță este mai stabilă.

În concluzie, cele mai stabile substanțe sunt cele care au cele mai mici entalpii molare de formare.

Spre exemplu, avem aceste două substanțe, dioxidul de carbon și monoxidul de carbon, și valorile entalpiilor molare de formare.

Astfel ne dăm seama că dioxidul de carbon este mai stabil, termodinamic, decât monoxidul de carbon.

Și dacă tot avem aici entalpiile molare ale acestor două substanțe, haideți să calculăm variația de entalpie a acestei reacții.

Aceasta este reacția de oxidare a monoxidului de carbon la dioxid de carbon în condiții standard.

Deci, variația de entalpie a reacției se calculează astfel.

Entalpia de formare a dioxidului de carbon, care este singurul produs de reacție, minus suma entalpiilor de formare a reactanților,

înlocuind cu valorile numerice pe care le cunoaștem deja, și avem rezultatul final.

Așadar, cunoscând entalpiile molare de formare ale substanțelor participante la o reacție,

vedem că e foarte simplu să calculăm variația de entalpie a reacției.

În acest fel, putem să ne dăm seama dacă reacția e endotermă sau exotermă și câtă căldură ar degaja sau ar absorbi.

Mai pe scurt, putem să ne dăm seama dacă are rost să folosim reacția sau nu în anumite procese practice.

Și asta cu un simplu calcul pe hârtie.