Lankide:Iratxe Eguia/Proba orria

Erreakzio-entalpia estandar

Erreakzio-entalpia estandarra (ΔH°r) da erreakzio batek balditza estandarretan (25ºC eta 1 atm) eta presio konstantean   ingurunearekin trukatzen duen beroa . Erreakzio-entalpia estandarra kJ edo kJ/mol-etan neurtzen da, eta azken hori da entalpia taultean balioak aurkitzeko forma ohikoena izanik. Izatez, entalpiak edozein presio eta tenperaturatan neur daitezke; baina, baldintza normal edo estandarretan neurtzen ditugunenan, honako sinbolo honekin adierazten dira: H°.

Erreakzio kimiko orokor batek honako itxura hau baldin badu,

$\nu _{\text{A}}{\text{A}}+\nu _{\,{\text{B}}}{\text{B}}~+~...\rightarrow \nu _{\,{\text{X}}}{\text{X}}+\nu _{\text{Y}}{\text{Y}}~+~...$

erreakzio-entalpia estandarra erreaktiboen eta produktuen formazio entalpia estandarrarekin erlazionatzen da ekuazio honen bidez:

$\Delta H_{\text{erreakzio}}^{\ominus }=\sum _{produktu,~p}\nu _{p}\Delta _{\text{f}}H_{p}^{\ominus }-\sum _{erreaktibo,~r}\nu _{r}\Delta _{\text{f}}H_{r}^{\ominus }$

Ekuazio honetan, $\nu _{i}$ koefizienteak erreaktibo eta produktu bakoitzari esleitutako koefiziente estekiometrikoak dira. Formakuntza entalpia estandarra, substantzia kopuru handi batentzat aldez aurretik zehaztua aurki daitekeena, substantziaren mol baten eraketan ematen den entalpia aldaketa da elementu guztiak egoera estandarretan daudenean.

Sarrera

Bi hasierako sistema termodinamiko, bata bestetik guztiz isolatua eta bakoitza bere oreka termodinamikoan egonda, operazio termodinamiko baten bidez sistema isolatu berri batean batu daitezke. Hasierako sistemak konposizio kimiko desberdinekoak badira, sistema termodinamiko berriko behin-behineko oreka erreakzio kimiko baten ondorioa izango da. Era berean, sistema termodinamiko isolatu bat, katalizatzaile gabekoa, oreka metaegonkor batean aurkitu daiteke; katalizatzaile bat sartzeak, edo beste edozein operazio termodinamikok, hala nola txinparta bat askatzeak, erreakzio kimiko bat eragin/piztu dezake. Erreakzio kimikoak, orokorrean, energia potentzial kimikoa energia termiko bihurtuko du. Sistema batua isolatuta mantentzen badugu, barne energiak ez du aldaketarik pairatuko. Energia termiko hori, hala ere, sistema bateratuaren egoera ez-kimikoaren aldaketan (esaterako, tenperatura, presioa, bolumena...) agertuko da, baita erreakzio kimikoa deskribatzen duten konposatu kimikoen mol kopuruaren aldaketan ere.

Barne energia egoera estandar batzuen menpe definituta dago. Egoera termodinamiko egokietan, bukaerako sistemaren osagai kimikoak horien egoera estandarrera ekar daitezke energia transferentziarekin, hau da, bero edo lan termodiamikoarekin; zeinak neurtuak eta kalkulatuak izan daitezkeen aldagai ez-kimikoen bidez. Azken finean, erreakzio-entalpia estandarraren kalkulua energia potentzial kimikoak energia termiko bilakatzeko duen erraztasuna kuantifikatzeko erarik erabilienetarikoa da.

Bariazioa tenperatura edo presioarekin

Erreakzio-entalpiak tenperaturaren eraginez duen bariazioa Kirchhoff-en termokimikaren legeak azaltzen du. Lege horrek dio gauza bera direla produktu eta erreaktiboen arteko bero-ahalmenen aldea presio konstantepean eta entalpia aldaketa tenperaturarekiko deribatzean lortzen dena, hau da:

$\left({\frac {\partial \Delta H}{\partial T}}\right)_{p}=\Delta C_{p}$

Ekuazio hau integratu eta gero, edozein tenperaturatan ebaluatu daiteke entalpia, entalpia-estandarra eta bero-ahalmen estandarra ezagutzen badira

$\Delta H^{\circ }\!\left(T\right)=\Delta H^{\circ }\!\left(T^{\circ }\right)+\int _{T^{\circ }}^{T}\Delta C_{P}^{\circ }\,\mathrm {d} T$

Orokorrean, presio bariazioak ez dira kontuan izaten gas ez-ideal batez edota presio oso handiez  ari ez izatekotan. Gas idealen nahaste baten nahasketa-entalpia zero da, eta bera gertatzen da erreakzio batean produktuak eta erreaktiboak puruak direnean. Kontzentrazio aldaketen ondorioz gertatzen diren entalpia bariazioak esperimentalki determinatzen dira, baina, nahaste idealetan ez dira ematen, nahastearen indar intermolekularretan ez delako kontzentrazio aldaketa bat dakarren aldaketarik ematen.

Azpikategoriak

Hurrengo kasu bakoitzean estandar hitzak erreaktibo eta produktu guztiak haien egoera estandarrean daudela esan nahi du.

• Errekuntza entalpia estandarra da konposatu organiko baten mol batek oxigeno molekula batekin erreakzionatzean ematen den entalpia aldaketa. C₂H₆ (g) + (7/2) O₂ (g) → 2 CO₂ (g) + 3 H₂O (l).
• Formazio entalpia estandarra da baldintza estandarretan dauden elementuetatik konposatu baten mol bat sortzeko ematen den entalpia aldaketa. Etano (gas) mol baten formazio energiari honako erreakzio hau dagokio: 2 C (grafito) + 3 H₂ (g) → C₂H₆ (g).
• Hidrogenazio entalpia estandarra da asegabetutako konposatu baten mol batek gehiegizko hidrogenoa duen beste konposatu batekin erreakzionatzeko eta asetuta gelditzeko beharrezkoa den entalpai aldaketa. Azetileno mol baten hidrogenizazioak etanoa emango du produktu gisa C₂H₂ (g) + 2 H₂ (g) → C₂H₆ (g).
• Neutralizazio entalpia estandarra da ur mol bat lortzeko azido eta base baten erreakzioaren ondorioz behar den entalpia aldaketa. Adibidez, azido klorhidrikoaren neutralizazioa magnesio hidroxidoa base moduan erabiltzean erreakzio honetatik kalkulatuko litzateke. HCl (aq) + 1/2 Mg(OH)₂ → 1/2 MgCl₂ (aq) + H₂O(l).

Erreakzio-entalpien ebaluazioa

Metodo ugari daude erreakzio-entalpiak determinatzeko, interesatzen den erreakzioari buruzko neurketetatik hasi eta erlazionatutako erreakzioetako datuen kalkuluak barne hartzen dituztenetaraino.

Azkar ematen diren erreakzioetan kalorimetro batekin jarraian erreakzio-beroa neurtzea posible da. Metodo hori oso erabilia da konposatu organikoen errekuntzan, non oxigeno molekularraren (O₂) erreakzioak karbono dioxidoa eta ura (H₂O) ematen duen. Errekuntza-beroa bonba kalorimetriko batekin neurtzen da, zeinetan konbustioan tenperatura altuetan askatutako beroa ingurunera pasatzen den eta sistema jatorriko tenperaturara bueltazen den. Entalpia egoera-funtzio bat denez, bere bariazioaren balioa berdina da hasieratik amaierara arte eman daitekeen edozein bidetarako eta, beraz, aurretik neurtutako entalpia-aldaketa (ΔH ) errekuntza tenperatura konstantean gertatu balitz izango litzatekeen berdina da.

Bukatu gabeko erreakzioetan, oreka konstatea tenperatura-funtzio gisa determina daiteke. Era horretan, erreakzio-entalpia van 't Hoff ekuaziotik $\Delta _{\text{rxn}}H^{\ominus }={RT^{2}}{\frac {d}{dT}}\ln K_{\mathrm {eq} }$ dator. Horrekin lotura estua duen beste teknika bat pila galbaniko elektroanalitiko bat erabiltzea da Gibbsen energia zenbait erreakziotarako tenperatura-funtzio neurtzeko, $K_{\mathrm {eq} }(T)$ lortuz eta hemendik $\Delta _{\text{rxn}}H^{\ominus }$.

Era berean, posible da erreakzio baten entalpia ebaluatzea interesdun erreakzioa emaitz bezala duten beste hainbat erreakzioren entalpien batuketa gisa, zeinek ez duten zertan formazio entalpiak izan. Metodo hori Hessen legean oinarritzen da, non esaten den entalpia aldaketa berdina dela bat-batean ematen den erreakzio kimiko batentzat edo zenbait urratsetan ematen denarentzat. Urrats bakoitzeko entalpiak neur badaitezke, horien batura bukaerako erreakzioarena izango litzateke.

Bukatzeko, erreakzio-entalpia  interesdun erreakzioan apurtzen diren loturen lotura-energien bidez determina daiteke. Metodo hori, hala ere, hurbilpen bat baino ez da, lotura baten energia bera baita elementu berdinen arteko loturak dituzten molekula desberdinentzat.

Ikus, gainera

• Entalpia
• Entropia

Kanpo estekak

[1]

[2]