Entalpia
Entalpia H = U + pV je stavová funkcia mimoriadne užitočná pre deje pri stálom tlaku. Za bežných podmienok, keď je jedinou mechanickou prácou práca pV, platí pre výmenu tepla pri konštantnom tlaku qₚ = ΔH. Entalpia nie je „teplo uložené v látke“; fyzikálny význam má zmena medzi presne určenými stavmi.
Znamienko ΔH opisuje smer výmeny energie
Ak sústava pri stálom tlaku odovzdáva teplo okoliu, ΔH < 0 a dej je exotermický. Ak sústava teplo prijíma, ΔH > 0 a dej je endotermický.
Obrátenie reakcie obráti znamienko ΔH a vynásobenie celej reakcie číslom násobí aj ΔH. Je to dôsledok stavovej povahy entalpie a rozsahu chemickej premeny.
Hessov zákon dovoľuje reakcie skladať
Keďže ΔH závisí iba od počiatočného a konečného stavu, možno sčítavať chemické rovnice aj ich zmeny entalpie. Medziľahlá cesta celkovú ΔH medzi rovnakými stavmi nezmení.
Tak možno získať ťažko merateľné hodnoty z iných reakcií. Treba však zachovať skupenstvo: H₂O(l) a H₂O(g) majú odlišné entalpie, pretože samotná fázová zmena má nenulovú ΔH.
Bilancia z entalpií tvorby
Entalpie tvorby vytvárajú spoločnú stupnicu
Štandardná entalpia tvorby ΔH°f sa vzťahuje na vytvorenie jedného mólu látky z prvkov v ich referenčných stavoch. Pre prvok v referenčnom stave je ΔH°f definovaná ako nula; neznamená to nulovú absolútnu energiu.
Pre reakciu platí ΔH°rxn = ΣνΔH°f(produkty) − ΣνΔH°f(reaktanty). Treba zahrnúť stechiometrické koeficienty a používať údaje pre zodpovedajúcu teplotu a štandardné stavy.
Kalorimetria spája zmenu teploty s ΔH
V jednoduchom roztokovom kalorimetri prijíma alebo odovzdáva okolie q ≈ mcΔT. Ak sú straty zanedbateľné, qreakcie = −qokolia; pri stálom tlaku tak dostaneme ΔH pre skutočne zreagované množstvo.
Znamienko je zásadné: ak sa roztok ohrieva, okolie teplo získalo a reakcia ho vydala. Ak tepelná kapacita kalorimetra nie je zanedbateľná, musí sa započítať tiež.
Väzbové energie sú odhad, nie presná termochémia
Priemerné väzbové energie dávajú odhad ΔH ≈ energia na štiepenie väzieb − energia uvoľnená tvorbou väzieb. Sú však spriemerované cez rôzne molekuly a zvyčajne sa týkajú plynnej fázy.
Presné tabuľkové entalpie tvorby sú obyčajne vhodnejšie, ak sú dostupné. ΔH sa mení aj s teplotou v dôsledku rozdielov tepelných kapacít; túto závislosť vyjadruje Kirchhoffov zákon.
Štandardný stav neznamená automaticky 25 °C
Symbol ° označuje definované štandardné stavy a aktivity. Tabuľky často uvádzajú hodnoty pri 298,15 K, ale teplota je samostatnou súčasťou opisu dát a nevyplýva zo samotného symbolu °.
V technických výpočtoch môžu veľké rozdiely teplôt vyžadovať korekciu pomocou tepelných kapacít. V školských úlohách sa často zanedbáva, no je dôležité poznať hranice tohto priblíženia.
Vyriešené príklady
1. Exotermická reakcia
Riešenie
Ak je súčet produktov −900 kJ/mol a reaktantov −100 kJ/mol, ΔH° = −800 kJ/mol.
2. Obrátená reakcia
Riešenie
Ak má A → B hodnotu ΔH = −50 kJ, potom B → A má ΔH = +50 kJ.
3. Kalorimeter
Riešenie
Roztok prijme +2,50 kJ, takže reakcia má q = −2,50 kJ; po prepočte na mól získame molárnu entalpiu.