Kun keität vettä teetä varten tai sytytät kynttilän, lämpö liikkuu järjestelmän ja sen ympäristön välillä. Tätä vaihtoa selitetään entalpialla, joka on tapa mitata systeemin kokonaislämpösisältöä.

Kemistit käyttävät entalpian kaavaa, H = U + PV, laskeakseen lämmönmuutokset reaktioissa tai faasisiirtymissä. Tässä oppaassa opit entalpian muutoksesta, vakioentalpiasta ja siitä, miten näitä käsitteitä käytetään todellisten kemian ongelmien ratkaisemiseen.

Entalpiamuutos: Nopea yhteenveto

Tarvitsetko vain perusasiat? Tässä on yksinkertainen selitys siitä, mitä entalpia on:

🟠 Entalpia (H): Systeemin kokonaislämpösisältö, joka lasketaan kaavalla H = U + PV, jossa U on sisäinen energia ja PV on paine-tilavuustyö.

🟠 Entalpiamuutos (ΔH): Mittaa prosessin aikana vakiopaineessa absorboitunutta tai vapautunutta lämpöä, kuten eksotermiset (ΔH < 0) tai endotermiset (ΔH > 0) reaktiot.

🟠 Vakioentalpia (ΔH°): Lämmönmuutos mitattuna vakio-olosuhteissa (298 K; 1 bar) reaktioita, faasimuutoksia tai muodostumia varten.

🟠 Faasimuutosentalpiat: Sulaminen, höyrystyminen ja sublimoituminen vaativat energiaa, joka ilmaistaan muodossa ΔH [sulaminen], ΔH [höyrystyminen] ja ΔH [sublimoituminen].

🟠 Reaktioentalpia (ΔH [reaktio]): Reaktioentalpia ilmaisee kemiallisessa reaktiossa vapautuvan tai absorboituvan lämmön vakiopaineessa.

Mitä on entalpia?

Entalpia (H) on systeemin kokonaislämpösisältö. Siinä yhdistyvät järjestelmän sisäinen energia (U) ja sen paineeseen ja tilavuuteen liittyvä energia (PV). Entalpian kaava on yksinkertainen:

H = U + PV

Entalpia on tilan funktio, mikä tarkoittaa, että se riippuu vain systeemin alku- ja lopputilasta, ei vaiheista, jotka on otettu, jotta sinne päästään. Tämä tekee siitä johdonmukaisen tavan mitata energiamuutoksia reaktioissa ja prosesseissa.

Vakiopaineisissa prosesseissa, kuten kemiallisissa reaktioissa, entalpian muutos (ΔH) vastaa absorboitunutta tai vapautunutta lämpöä. Esimerkiksi palamisreaktiossa vapautuva lämpö voidaan laskea suoraan ΔH:sta.

Entalpiamuutoksia koetaan jokapäiväisessä elämässä. Kun keität vettä, lämpöä lisätään sen lämpötilan nostamiseksi ja lopulta sen faasin muuttamiseksi nesteestä kaasuksi. Jään sulattamiseen tai keiton lämmittämiseen liittyy samanlaisia energianvaihtoja.

Entalpiamuutos (ΔH)

Entalpiamuutos (ΔH) mittaa prosessin aikana absorboitunutta tai vapautunutta lämpöä vakiopaineessa. Se osoittaa, kulkeeko energiaa järjestelmään vai järjestelmästä pois.

Eksotermisissä reaktioissa (ΔH < 0) lämpöä vapautuu ympäristöön. Hyvä esimerkki on metaanin palaminen:

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O, (ΔH < 0)

Tämä reaktio tuottaa lämpöä, joka lämmittää ympäristöä.

Endotermisissä reaktioissa (ΔH > 0) lämpö absorboituu. Esimerkiksi jään sulaminen vaatii lämpöä ympäristöstä:

H₂O(s) → H₂O(l), (ΔH > 0)

Tässä on nopea vertailu näistä kahdesta prosessista:

Reaktioentalpia: ΔH₍reaktio₎

Reaktioentalpia (ΔH₍reaction₎) mittaa lämmönmuutosta kemiallisen reaktion aikana vakiopaineessa. Sen avulla voidaan laskea, kuinka paljon energiaa vapautuu tai absorboituu, kun reaktantit muuttuvat tuotteiksi.

Voit laskea reaktioentalpiat tämän kaavan avulla:

ΔH₍reaktio₎ = Σ ΔHf(tuotteet) - Σ ΔHf(reaktantit)

Tässä ΔHf tarkoittaa vakiomuotoista muodostumisen entalpiaa, joka on lämmönmuutos, kun yksi mooli yhdisteestä muodostuu sen alkuaineista niiden vakiotiloissa.

Otetaan esimerkiksi metaanin palaminen:

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

Kaavan avulla:

ΔH₍reaktio₎ = [ΔHf(CO₂) + 2ΔHf(H₂O)] - [ΔHf(CH₄) + 2ΔHf(O₂)]

Näillä arvoilla:

ΔHf(CO₂) = -393,5 kJ/mol, ΔHf(H₂O) = -285,8 kJ/mol, ΔHf(CH₄) = -74,8 kJ/mol ja ΔHf(O₂) = 0 kJ/mol.

Laskutoimituksesta tulee:

ΔH₍reaktio₎ = [-393.5 + 2(-285.8)] - [-74.8 + 2(0)]

ΔH₍reaktio₎ = [-393.5 - 571.6] - [-74.8]

ΔH₍reaktio₎ = -965.1 + 74.8

ΔH₍reaktio₎ = -890,3 kJ/mol

Yhden moolin metaanin polttaminen vapauttaa energiaa 890,3 kJ.

Standardientalpia: ΔH°

Standardientalpia (ΔH°) edustaa prosessin aikana tapahtuvaa lämmönmuutosta mitattuna standardiolosuhteissa: 298 K (huoneenlämpötila) ja 1 baarin paine. Nämä olosuhteet tarjoavat perustason reaktioiden ja prosessien lämmönmuutosten vertailua varten.

Normaalin entalpian tyypit

1. Muodostumisen vakioentalpia (ΔHf°):.

Tämä on lämmönmuutos, kun yksi mooli yhdistettä muodostuu sen alkuaineista niiden stabiileimmissa tiloissa. Esim:

C(s) + O₂(g) → CO₂(g), (ΔHf° = -393,5 kJ/mol)

2. Standardi palamisentalpia (ΔHc°):.

Tämä mittaa lämpöä, joka vapautuu, kun yksi mooli ainetta palaa kokonaan hapessa. Esim:

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O, (ΔHc° = -890.3 kJ/mol)

3. Vakiohöyrystymisentalpia (ΔHvap°):

Tämä on energia, joka tarvitaan yhden moolin nesteen muuttamiseen kaasuksi. Veden osalta:

H₂O(l) → H₂O(g), (ΔHvap° = 40,7 kJ/mol).

4. Standardi sulamisentalpia (ΔHfus°):

Tämä mittaa lämmön, joka tarvitaan yhden moolin kiinteän aineen sulattamiseen nesteeksi. Jäälle:

H₂O(s) → H₂O(l), (ΔHfus° = 6,01 kJ/mol).

Entalpia faasisiirtymissä

Faasisiirtymät tarkoittavat aineen fysikaalisen tilan muutoksia, kuten sulamista, kiehumista tai sublimoitumista. Nämä prosessit tapahtuvat vakiolämpötilassa, jossa lisätty tai poistettu energia käytetään molekyylien välisten sidosten katkaisemiseen tai muodostamiseen, ei kineettisen energian muuttamiseen. Jokaisella siirtymätyypillä on oma entalpia-arvonsa.

Sulamisen entalpia

Sulaminen tapahtuu, kun kiinteä aine muuttuu nesteeksi. Tämä prosessi vaatii energiaa molekyylien välisten voimien katkaisemiseen lämpötilaa nostamatta. Sulamisen entalpia (ΔH₍sulaminen₎) edustaa energiaa, joka tarvitaan yhden moolin sulattamiseen kiinteästä aineesta vakio-olosuhteissa.

Esimerkki: Jään sulaminen

Jos halutaan sulattaa 1 mol jäätä 0 °C:ssa, sulamisentalpia on:

ΔH₍sulaminen₎ = 6,01 kJ/mol

Laskentaesimerkki:

Jos 2 mol jäätä sulaa, tarvittava kokonaisenergia on:

ΔH = n × ΔH₍sulaminen₎
ΔH = 2 mol × 6,01 kJ/mol
ΔH = 12,02 kJ

Entalpia höyrystymisessä

Höyrystyminen on faasimuutos nesteestä kaasuksi. Se vaatii energiaa, jotta hiukkaset saadaan erotettua toisistaan niin kauas, että molekyylien väliset voimat voidaan voittaa. Höyrystymisen entalpia (ΔH₍höyrystyminen₎) mittaa lämpöä, joka tarvitaan yhden moolin nesteen höyrystämiseen vakio-olosuhteissa.

Vedelle:

ΔH₍höyrystyminen₎ = 40.7 kJ/mol

Esimerkkilaskelma:

Höyrystää 0,5 mol vettä:

ΔH = n × ΔH₍höyrystyminen₎
ΔH = 0,5 mol × 40,7 kJ/mol
ΔH = 20,35 kJ

Entalpia sublimoitumisessa

Sublimoituminen on suora siirtyminen kiinteästä aineesta kaasuksi. Sublimoitumisen entalpia (ΔH₍sublimoituminen₎) yhdistää sulamis- ja höyrystymisenergiat:

ΔH₍sublimoituminen₎ = ΔH₍sulaminen₎ + ΔH₍höyrystyminen₎

Vedelle:

ΔH₍sublimoituminen₎ = 6.01 kJ/mol + 40.7 kJ/mol
ΔH₍sublimoituminen₎ = 46.71 kJ/mol

Esimerkkilaskelma:

3 mol jäätä:

ΔH = n × ΔH₍sublimoituminen₎
ΔH = 3 mol × 46,71 kJ/mol
ΔH = 140,13 kJ

Laskelmia entalpian avulla

Tarkat entalpialaskelmat auttavat mittaamaan lämmönsiirtoa ja energiamuutoksia kemiallisissa prosesseissa. Tutustutaan esimerkkeihin, jotka liittyvät lämpötilan muutoksiin, reaktioiden entalpioihin ja faasisiirtymiin.

Lämmönsiirto kemiallisissa reaktioissa

Lämmönsiirrossa lämpötilan muutoksen aikana käytetään kaavaa:

q = m × c × ΔT

jossa:

• q = absorboitunut tai vapautunut lämpö (J)
• m = aineen massa (g)
• c = ominaislämpökapasiteetti (J/g°C)
• ΔT = lämpötilan muutos (°C)

Esimerkki: Veden lämmitys

Laske 100 g veden absorboima lämpö, joka on lämmitetty 25 °C:sta 100 °C:een, kun c = 4,18 J/g °C:

q = m × c × ΔT

q = 100 × 4,18 × (100 - 25)
q = 100 × 4,18 × (100 - 25)
q = 100 × 4,18 × 75
q = 100 × 4,18 × 75
q = 31,350 J tai 31,35 kJ

Reaktioentalpialaskelmat

Reaktioentalpia lasketaan käyttämällä:

ΔH₍reaktio₎ = Σ ΔHf(tuotteet) - Σ ΔHf(reaktantit)

Esimerkki: Metaanin palaminen

Reaktiossa CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O:

• ΔHf(CH₄) = -74,8 kJ/mol
• ΔHf(CO₂) = -393,5 kJ/mol
• ΔHf(H₂O) = -285,8 kJ/mol

ΔH₍reaktio₎ = [-393,5 + 2(-285,8)] - [-74,8 + 2(0)]
ΔH₍reaktio₎ = -965,1 + 74,8
ΔH₍reaktio₎ = -890,3 kJ/mol

Faasisiirtymän entalpialaskelmat

Entalpian muutokset faasisiirtymien aikana sisältävät:

ΔH₍total₎ = n × (ΔH₍sulaminen₎ + ΔH₍höyrystyminen₎)

Esimerkki: Veden jäätyminen ja kiehuminen

2 mol vettä:

• ΔH₍sulaminen₎ = 6,01 kJ/mol
• ΔH₍höyrystyminen₎ = 40,7 kJ/mol

ΔH₍total₎ = 2 × (6,01 + 40,7)
ΔH₍total₎ = 2 × 46,71
ΔH₍total₎ = 93,42 kJ

Lisää tietämystäsi entalpian osalta

Onko sinulla vaikeuksia reaktion entalpian tai entalpian muutoksen kanssa? Löydät lisää hyödyllisiä aiheita Kemian blogeista. Tai etsi tutor, joka osaa selittää asian sinulle sopivalla tavalla.

Etsi tutoria käyttämällä ilmaisuja kuten "kemian tukiopettaja Turku" tai "kemian opettaja Oulu" alustoilla kuten meet'n'learn. Löydät jonkun, joka voi räätälöidä oppitunnit tarpeittesi mukaan.

Jos haluat mieluummin oppia ryhmässä, etsi verkossa hakusanoilla "kemian kurssi Pori" tai "kemian tunnit Porvoo". Haku johdattaa sinut lähistöllä sijaitsevien kemian tukiopettajien luo.

Entalpia: Usein kysytyt kysymykset

1. Mikä on entalpia kemiassa?

Entalpia on systeemin kokonaislämpösisältö, joka lasketaan kaavalla H = U + PV, jossa U on sisäenergia, P on paine ja V on tilavuus.

2. Mitä ΔH tarkoittaa?

ΔH edustaa entalpian muutosta, joka mittaa prosessin aikana vakiopaineessa absorboitunutta tai vapautunutta lämpöä.

3. Miten eksotermiset ja endotermiset reaktiot eroavat toisistaan?

Eksotermiset reaktiot vapauttavat lämpöä, ja niiden ΔH < 0, kun taas endotermiset reaktiot absorboivat lämpöä ja niiden ΔH > 0.

4. Mikä on vakioentalpia (ΔH°)?

Standardientalpialla tarkoitetaan entalpian muutosta mitattuna standardiolosuhteissa 298 K:ssa ja 1 baarissa.

5. Miten reaktioentalpia (ΔH₍reaction₎) lasketaan?

Reaktioentalpia lasketaan käyttämällä ΔH₍reaction₎ = Σ ΔHf(tuotteet) - Σ ΔHf(reaktantit).

6. Mikä on sulamisen entalpia (ΔH₍sulaminen₎)?

Sulamisen entalpia on lämpö, joka tarvitaan yhden moolin kiinteän aineen muuttamiseksi nesteeksi vakiolämpötilassa ja -paineessa.

7. Miten lämpötila vaikuttaa entalpiaan?

Korkeammat lämpötilat lisäävät molekyylien vuorovaikutuksia ja sisäistä energiaa, mikä nostaa systeemin entalpiaa.

8. Mikä on höyrystymisen entalpia (ΔH₍höyrystyminen₎)?

Höyrystymisen entalpia on lämpö, joka tarvitaan yhden moolin nesteen muuttamiseksi kaasuksi vakiolämpötilassa ja -paineessa.

Lähteet:

1. Geeks for Geeks
2. Britannica
3. Wikipedia