Entalpija
Entalpija H = U + pV je funkcija stanja, posebej uporabna pri procesih pri stalnem tlaku. V običajnih razmerah, ko je edino mehansko delo delo pV, velja za izmenjano toploto pri stalnem tlaku qₚ = ΔH. Entalpija ni „toplota, shranjena v snovi“; pomen ima sprememba med natančno določenima stanjema.
Predznak ΔH pove smer izmenjave energije
Če sistem pri stalnem tlaku odda toploto okolici, je ΔH < 0 in proces je eksotermen. Če sistem toploto prejme, je ΔH > 0 in proces je endotermen.
Obrat reakcije spremeni predznak ΔH, množenje celotne reakcije s številom pa pomnoži tudi ΔH. To sledi iz dejstva, da je entalpija funkcija stanja, sprememba pa je vezana na obseg reakcije.
Hessov zakon omogoča seštevanje reakcij
Ker je ΔH odvisna le od začetnega in končnega stanja, lahko seštevamo kemijske enačbe in njihove entalpijske spremembe. Vmesna pot ne spremeni skupne ΔH med istima stanjema.
Tako iz znanih reakcij dobimo težko merljive vrednosti. Paziti pa moramo na agregatno stanje: H₂O(l) in H₂O(g) nimata enake entalpije, saj ima fazni prehod lastno nenulno ΔH.
Bilanca iz tvorbenih entalpij
Tvorbene entalpije postavijo skupno referenco
Standardna tvorbena entalpija ΔH°f se nanaša na nastanek enega mola snovi iz elementov v njihovih referenčnih stanjih. Za element v referenčnem stanju je ΔH°f po definiciji nič; to ne pomeni ničelne absolutne energije.
Za reakcijo velja ΔH°rxn = ΣνΔH°f(produkti) − ΣνΔH°f(reaktanti). Upoštevati je treba stehiometrične koeficiente ter podatke za skladno temperaturo in standardna stanja.
Kalorimetrija poveže temperaturo z ΔH
V preprostem raztopinskem kalorimetru okolica prejme ali odda q ≈ mcΔT. Če so izgube zanemarljive, je qreakcije = −qokolice; pri stalnem tlaku tako dobimo ΔH za količino, ki je dejansko reagirala.
Predznak je ključen: če se raztopina segreje, je okolica toploto prejela, reakcija pa jo je oddala. Če toplotna kapaciteta kalorimetra ni zanemarljiva, jo moramo vključiti.
Vezne energije so ocena, ne natančna termokemija
Povprečne vezne energije dajo oceno ΔH ≈ energija za pretrganje vezi − energija, sproščena pri nastanku vezi. Vendar so povprečene čez različne molekule in navadno veljajo za plinsko fazo.
Natančne tabelirane tvorbene entalpije so običajno boljše, kadar so na voljo. ΔH se zaradi razlik v toplotnih kapacitetah spreminja tudi s temperaturo; to odvisnost opisuje Kirchhoffov zakon.
Standardno stanje ne pomeni samodejno 25 °C
Simbol ° označuje definirana standardna stanja in aktivnosti. Tabele pogosto navajajo vrednosti pri 298,15 K, vendar je temperatura ločen del opisa podatkov in ne sledi iz samega simbola °.
V tehničnih izračunih lahko velike temperaturne razlike zahtevajo popravek s toplotnimi kapacitetami. V šolskih nalogah se ta pogosto zanemari, vendar je pomembno poznati mejo približka.
Rešeni primeri
1. Eksotermna reakcija
Rešitev
Če je vsota produktov −900 kJ/mol, reaktantov pa −100 kJ/mol, je ΔH° = −800 kJ/mol.
2. Obrat reakcije
Rešitev
Če ima A → B ΔH = −50 kJ, ima B → A ΔH = +50 kJ.
3. Kalorimeter
Rešitev
Raztopina prejme +2,50 kJ, zato ima reakcija q = −2,50 kJ; po deljenju z množino snovi dobimo molsko entalpijo.