Entalpie
Entalpie H = U + pV je stavová funkce zvlášť užitečná pro děje za stálého tlaku. Za běžných podmínek, kdy je jedinou mechanickou prací práce pV, platí pro výměnu tepla při konstantním tlaku qₚ = ΔH. Entalpie není „teplo uložené v látce“; fyzikální význam má změna mezi přesně určenými stavy.
Znaménko ΔH popisuje směr výměny energie
Jestliže soustava při stálém tlaku odevzdává teplo okolí, ΔH < 0 a děj je exotermický. Když soustava teplo přijímá, ΔH > 0 a děj je endotermický.
Obrácení reakce obrátí znaménko ΔH a vynásobení celé reakce číslem násobí také ΔH. Je to důsledek stavové povahy entalpie a rozsahu chemické přeměny.
Hessův zákon dovoluje reakce skládat
Protože ΔH závisí pouze na počátečním a konečném stavu, lze sčítat chemické rovnice i jejich změny entalpie. Mezilehlá cesta celkovou ΔH mezi stejnými stavy nezmění.
Tak lze získat obtížně měřitelné hodnoty z jiných reakcí. Je však nutné zachovat skupenství: H₂O(l) a H₂O(g) mají odlišné entalpie, protože samotná změna fáze má nenulovou ΔH.
Bilance z entalpií tvorby
Entalpie tvorby vytvářejí společnou stupnici
Standardní entalpie tvorby ΔH°f se vztahuje k vytvoření jednoho molu látky z prvků v jejich referenčních stavech. Pro prvek v referenčním stavu je ΔH°f definována jako nula; neznamená to nulovou absolutní energii.
Pro reakci platí ΔH°rxn = ΣνΔH°f(produkty) − ΣνΔH°f(reaktanty). Je třeba zahrnout stechiometrické koeficienty a používat údaje pro odpovídající teplotu a standardní stavy.
Kalorimetrie spojuje změnu teploty s ΔH
V jednoduchém roztokovém kalorimetru přijímá nebo odevzdává okolí q ≈ mcΔT. Jsou-li ztráty zanedbatelné, qreakce = −qokolí; při stálém tlaku tak dostaneme ΔH pro skutečně zreagované množství.
Znaménko je zásadní: zahřívá-li se roztok, okolí teplo získalo a reakce je vydala. Pokud není tepelná kapacita kalorimetru zanedbatelná, musí se započítat také.
Vazebné energie jsou odhad, ne přesná termochemie
Průměrné vazebné energie dávají odhad ΔH ≈ energie na štěpení vazeb − energie uvolněná tvorbou vazeb. Jsou však zprůměrované přes různé molekuly a obvykle se vztahují ke stavům v plynné fázi.
Přesné tabulkové entalpie tvorby jsou obvykle vhodnější, pokud jsou dostupné. ΔH se také mění s teplotou kvůli rozdílům tepelných kapacit; tuto závislost vyjadřuje Kirchhoffův zákon.
Standardní stav neznamená automaticky 25 °C
Symbol ° označuje definované standardní stavy a aktivity. Tabulky často uvádějí hodnoty při 298,15 K, ale teplota je samostatnou součástí popisu dat a neplyne ze samotného symbolu °.
V technických výpočtech mohou velké rozdíly teplot vyžadovat korekci pomocí tepelných kapacit. Ve školních úlohách se často zanedbává, ale je důležité znát hranice tohoto přiblížení.
Řešené příklady
1. Exotermická reakce
Řešení
Je-li suma produktů −900 kJ/mol a reaktantů −100 kJ/mol, ΔH° = −800 kJ/mol.
2. Obrácená reakce
Řešení
Má-li A → B hodnotu ΔH = −50 kJ, potom B → A má ΔH = +50 kJ.
3. Kalorimetr
Řešení
Roztok přijme +2,50 kJ, takže reakce má q = −2,50 kJ; po přepočtu na mol dostaneme molární entalpii.