Μεταβολή ενέργειας κατά τις χημικές μεταβολές — Ενδόθερμες & εξώθερμες αντιδράσεις — Θερμότητα αντίδρασης & ενθαλπία

Σε αυτή την ενότητα μπαίνουμε στον κόσμο της Θερμοχημείας 🔥. Θα δούμε γιατί κάθε χημική αντίδραση συνοδεύεται από έκλυση ή απορρόφηση ενέργειας, πώς ταξινομούμε τις αντιδράσεις σε εξώθερμες και ενδόθερμες, και πώς όλα αυτά «κωδικοποιούνται» στο μέγεθος που λέγεται ενθαλπία ( $H$ ) και στη μεταβολή της ( $\Delta H$ ).

Χημική ενέργεια και ενεργειακές μεταβολές

Κάθε ουσία — είτε αποτελείται από άτομα, μόρια ή ιόντα — «κουβαλά» μέσα της ενέργεια, τη χημική ενέργεια.

Πού οφείλεται η χημική ενέργεια;

Η χημική ενέργεια είναι ένας συνδυασμός κινητικής και δυναμικής ενέργειας και οφείλεται:

στις δυνάμεις των χημικών δεσμών που συγκρατούν τα άτομα στα μόρια,
στις έλξεις μεταξύ των μορίων και των υποατομικών σωματιδίων,
στην κίνηση ατόμων, μορίων και ηλεκτρονίων.

Είναι μια «κρυμμένη» μορφή ενέργειας. Μέρος της αποδίδεται άλλοτε εύκολα (π.χ. στη βενζίνη με έναν σπινθήρα) και άλλοτε δύσκολα (π.χ. στα πυρηνικά καύσιμα) στο περιβάλλον.

Κατά τις χημικές αντιδράσεις, δηλαδή κατά τη μετατροπή χημικών ουσιών σε άλλες, μεταβάλλεται η χημική ενέργεια του συστήματος. Αποτέλεσμα είναι να ελευθερώνεται (προς το περιβάλλον) ή να απορροφάται (από το περιβάλλον) ενέργεια ίση με τη διαφορά των χημικών ενεργειών αρχικών και τελικών ουσιών.

Αυτό ισχύει επειδή στις χημικές αντιδράσεις δε διατηρείται μόνο η μάζα (νόμος Lavoisier) αλλά και η ενέργεια (νόμος διατήρησης της ενέργειας). Κατά την αντίδραση οι αρχικοί δεσμοί των αντιδρώντων «σπάζουν» και δημιουργούνται νέοι, αυτοί των προϊόντων. Όμως:

για να σπάσει ένας δεσμός πρέπει να καταναλωθεί ενέργεια,
όταν δημιουργείται ένας δεσμός αποδίδεται (εκλύεται) ενέργεια.

Από αυτό το «πάρε-δώσε» ενέργειας κρίνεται τελικά αν εκλύεται ή απορροφάται ενέργεια ως θερμότητα κατά την αντίδραση.

Μορφές ενέργειας και κλάδοι της χημείας

Η ενέργεια που εκλύεται ή απορροφάται σε μια αντίδραση μπορεί να πάρει διάφορες μορφές: θερμική (θερμότητα), ηλεκτρική (ηλεκτρισμός), φωτεινή (φως).

Κλάδος της χημείας	Τι μελετά
Ηλεκτροχημεία	μετατροπές χημικής ⇄ ηλεκτρικής ενέργειας
Φωτοχημεία	μετατροπές χημικής ⇄ φωτεινής ενέργειας
Θερμοχημεία	μετατροπές χημικής ⇄ θερμικής ενέργειας (οι πιο συνηθισμένες)

Τι είναι η Θερμοχημεία;

Η Θερμοχημεία μελετά τις ενεργειακές μεταβολές που συνοδεύουν μια χημική αντίδραση, δηλαδή τα ποσά θερμότητας που τελικά εκλύονται ή απορροφώνται, καθώς και τους παράγοντες και τους νόμους που τις διέπουν. Αποτελεί κλάδο της χημικής θερμοδυναμικής — του κλάδου που μελετά (μεταξύ άλλων) τις ενεργειακές προϋποθέσεις ώστε μια αντίδραση να γίνει αυθόρμητα.

Βασικές έννοιες & μονάδες

Πριν προχωρήσουμε, ξεκαθαρίζουμε κάποιες θεμελιώδεις έννοιες:

Σύστημα, περιβάλλον, θερμότητα, θερμοκρασία

Σύστημα είναι ο χώρος όπου γίνεται η αντίδραση. Οτιδήποτε άλλο εκτός αυτού ονομάζεται περιβάλλον.
Θερμότητα είναι η ενέργεια που μεταφέρεται από ένα σύστημα σε ένα άλλο λόγω διαφοράς θερμοκρασίας.
Θερμοκρασία είναι το μέτρο της κίνησης των δομικών μονάδων της ύλης (π.χ. των μορίων).

Η θερμότητα μετριέται σε μονάδες ενέργειας:

1\ \text{kJ} = 10^{3}\ \text{J}

1\ \text{kcal} = 10^{3}\ \text{cal}

1\ \text{kcal} = 4{,}184\ \text{kJ}

Προσοχή στα πρόσημα της θερμότητας Q

Με βάση εμάς (το περιβάλλον):

Αν εκλύεται θερμότητα προς τα εμάς → $+Q$ → αντίδραση εξώθερμη.
Αν εμείς δίνουμε θερμότητα στο σύστημα → $-Q$ → αντίδραση ενδόθερμη.

Με βάση το χημικό σύστημα (και όχι τον εαυτό μας) τα πρόσημα πάνε ανάποδα. Αυτή ακριβώς η σύμβαση εξηγεί γιατί η $\Delta H$ μιας εξώθερμης αντίδρασης είναι αρνητική (δες παρακάτω).

Εξώθερμες & ενδόθερμες αντιδράσεις

Ορισμοί

Εξώθερμες ονομάζονται οι αντιδράσεις που ελευθερώνουν ενέργεια υπό μορφή θερμότητας στο περιβάλλον. ➡️🔥
Ενδόθερμες ονομάζονται οι αντιδράσεις που απορροφούν ενέργεια υπό μορφή θερμότητας από το περιβάλλον. 🔥➡️

Δες το σχετικό σχήμα στην ενότητα 2.1 του σχολικού βιβλίου (ΣΧΗΜΑ 2.1), όπου εικονίζεται ότι οι εξώθερμες αντιδράσεις ελευθερώνουν θερμότητα προς το περιβάλλον, ενώ οι ενδόθερμες απορροφούν θερμότητα από αυτό.

Παράδειγμα εξώθερμης: η καύση του μεθανίου

Η καύση των υδρογονανθράκων είναι χαρακτηριστικό παράδειγμα εξώθερμης αντίδρασης. Κατά την καύση 1 mol μεθανίου ελευθερώνεται ποσό θερμότητας $890\ \text{kJ}$ . Εκφράζεται με την παρακάτω θερμοχημική εξίσωση (όπου το ποσό θερμότητας γράφεται μέσα στην εξίσωση):

\text{CH}_4(\text{g}) + 2\text{O}_2(\text{g}) \rightarrow \text{CO}_2(\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O}(\text{l}) + 890\ \text{kJ}

Η ενέργεια ελευθερώνεται επειδή τα αντιδρώντα έχουν μεγαλύτερο ενεργειακό περιεχόμενο από τα προϊόντα. Το εκλυόμενο ποσό θερμότητας είναι ακριβώς η διαφορά του ενεργειακού περιεχομένου μεταξύ αντιδρώντων (1 mol $\text{CH}_4$ και 2 mol $\text{O}_2$ ) και προϊόντων (1 mol $\text{CO}_2$ και 2 mol $\text{H}_2\text{O}$ ). Δες σχετικά το ΣΧΗΜΑ 2.2 της ενότητας 2.1 του σχολικού βιβλίου.

Πώς «διαβάζεται» ένα ενεργειακό διάγραμμα

Σε ένα ενεργειακό διάγραμμα ο κατακόρυφος άξονας δείχνει την ενθαλπία (ενεργειακό περιεχόμενο) και τοποθετούμε δύο οριζόντιες «στάθμες»: μία για τα αντιδρώντα και μία για τα προϊόντα.

Εξώθερμη: η στάθμη των αντιδρώντων είναι ψηλότερα από αυτή των προϊόντων. Το σύστημα «κατεβαίνει» σε χαμηλότερη ενέργεια και η διαφορά εκλύεται ως θερμότητα → $\Delta H < 0$ .
Ενδόθερμη: η στάθμη των αντιδρώντων είναι χαμηλότερα από αυτή των προϊόντων. Το σύστημα «ανεβαίνει» σε υψηλότερη ενέργεια, απορροφώντας θερμότητα → $\Delta H > 0$ .

(Σημείωση: για να ξεκινήσει η καύση απαιτείται ένα ελάχιστο ποσό ενέργειας, η ενέργεια ενεργοποίησης, για την οποία θα γίνει λόγος σε επόμενο κεφάλαιο.)

Ενθαλπία ( $H$ ) και μεταβολή ενθαλπίας ( $\Delta H$ )

Αυτό που μας ενδιαφέρει και μετράμε σε μια αντίδραση δεν είναι οι απόλυτες ενέργειες αντιδρώντων και προϊόντων, αλλά η μεταβολή της ενέργειας. Αυτή η μεταβολή ονομάζεται μεταβολή της ενθαλπίας και συμβολίζεται με $\Delta H$ .

Θεμελιώδης σχέση

Η μεταβολή της ενθαλπίας $\Delta H$ ισούται με το απορροφούμενο ή εκλυόμενο ποσό θερμότητας $q$ , εφόσον η αντίδραση πραγματοποιείται υπό σταθερή πίεση.

\Delta H = q \quad (\text{υπό σταθερή πίεση})

Γενικά, η μεταβολή ενός μεγέθους $X$ ορίζεται ως:

\Delta X = X_{\text{τελ}} - X_{\text{αρχ}}

Έτσι, για την ενθαλπία:

\Delta H = H_{\text{τελ}} - H_{\text{αρχ}}

Πρόσημο της $\Delta H$ στις δύο κατηγορίες

Το κριτήριο της ταξινόμησης

Ενδόθερμη αντίδραση:

\Delta H = H_{\text{τελ}} - H_{\text{αρχ}} > 0 \qquad (\text{γιατί } H_{\text{τελ}} > H_{\text{αρχ}})

Εξώθερμη αντίδραση:

\Delta H = H_{\text{τελ}} - H_{\text{αρχ}} < 0 \qquad (\text{γιατί } H_{\text{αρχ}} > H_{\text{τελ}})

Η εικόνα του «ντεπόζιτου» (ΣΧΗΜΑ 2.3)

Σκέψου την ενθαλπία σαν ένα «ντεπόζιτο» που περιέχει την ενέργεια του αντιδρώντος συστήματος:

Στις ενδόθερμες το ντεπόζιτο γεμίζει (το σύστημα κερδίζει ενέργεια, $\Delta H > 0$ ).
Στις εξώθερμες το ντεπόζιτο αδειάζει (το σύστημα χάνει ενέργεια, $\Delta H < 0$ ).

Ενθαλπία αντίδρασης

Για μια αντίδραση της γενικής μορφής:

\alpha\text{A} + \beta\text{B} \rightarrow \gamma\Gamma + \delta\Delta

η μεταβολή της ενθαλπίας είναι η διαφορά:

\Delta H = H_{\text{προϊόντων}} - H_{\text{αντιδρώντων}}

όπου $H_{\text{προϊόντων}}$ είναι η ενθαλπία των $\gamma$ mol $\Gamma$ και $\delta$ mol $\Delta$ , και $H_{\text{αντιδρώντων}}$ η ενθαλπία των $\alpha$ mol $\text{A}$ και $\beta$ mol $\text{B}$ .

Η ενθαλπία είναι καταστατική ιδιότητα

Καταστατική ιδιότητα ενός συστήματος είναι το μέγεθος που εξαρτάται μόνο από την ποσότητα και τις συνθήκες στις οποίες βρίσκεται το σύστημα — και όχι από τον τρόπο (τη διαδρομή) με τον οποίο το σύστημα έφτασε σε αυτή την κατάσταση.

🏔️ Όπως το γεωγραφικό ύψος ενός σημείου: η τιμή που παίρνει δεν «κοιτάζει» τη διαδρομή που ακολούθησες για να φτάσεις εκεί.

Π.χ. 2 mol $\text{CO}_2$ σε $P = 1\ \text{atm}$ και $\theta = 25\ ^\circ\text{C}$ έχουν την ίδια ενθαλπία, είτε σχηματίστηκαν από την καύση $\text{CH}_4$ είτε από τη διάσπαση $\text{CaCO}_3$ .

Η ενθαλπία ΔΕΝ είναι θερμότητα

Ένα σώμα έχει ενθαλπία, αλλά δεν έχει θερμότητα. Θερμότητα δίνει ή παίρνει ένα σώμα, με αποτέλεσμα να αλλάζει η ενθαλπία του.

Από τι εξαρτάται η $\Delta H$ μιας αντίδρασης

1. Από τη φύση των αντιδρώντων. Π.χ. η θερμότητα καύσης του γραφίτη διαφέρει από εκείνη του διαμαντιού:

\text{C}(\text{γραφίτης}) + \text{O}_2(\text{g}) \rightarrow \text{CO}_2(\text{g}) \qquad \Delta H = -393{,}5\ \text{kJ}

\text{C}(\text{αδάμας}) + \text{O}_2(\text{g}) \rightarrow \text{CO}_2(\text{g}) \qquad \Delta H = -395{,}4\ \text{kJ}

2. Από τη φυσική κατάσταση αντιδρώντων και προϊόντων. Π.χ. ανάλογα με το αν το νερό παράγεται υγρό ή αέριο:

\text{CH}_4(\text{g}) + 2\text{O}_2(\text{g}) \rightarrow \text{CO}_2(\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O}(\text{l}) \qquad \Delta H = -890\ \text{kJ}

\text{CH}_4(\text{g}) + 2\text{O}_2(\text{g}) \rightarrow \text{CO}_2(\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O}(\text{g}) \qquad \Delta H = -802\ \text{kJ}

3. Από τις συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας κάτω από τις οποίες λαμβάνει χώρα η αντίδραση.

Ορισμός — Ενθαλπία αντίδρασης

Ενθαλπία αντίδρασης ορίζεται η μεταβολή ενθαλπίας $\Delta H$ μεταξύ αντιδρώντων και προϊόντων, για δεδομένες συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας:

\Delta H = H_{\text{προϊόντων}} - H_{\text{αντιδρώντων}}

Η ΔH αναφέρεται στην εξίσωση όπως είναι γραμμένη

Η ενθαλπία μιας αντίδρασης αναφέρεται στην αντίδραση όπως αυτή αναγράφεται στη χημική εξίσωση. Αν πολλαπλασιάσεις τους συντελεστές, πολλαπλασιάζεται αναλόγως και η $\Delta H$ .

\text{CH}_4(\text{g}) + 2\text{O}_2(\text{g}) \rightarrow \text{CO}_2(\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O}(\text{l}) \qquad \Delta H = -890\ \text{kJ}

2\text{CH}_4(\text{g}) + 4\text{O}_2(\text{g}) \rightarrow 2\text{CO}_2(\text{g}) + 4\text{H}_2\text{O}(\text{l}) \qquad \Delta H = -1780\ \text{kJ}

Πρότυπη ενθαλπία αντίδρασης ( $\Delta H^{o}$ )

Επειδή η $\Delta H$ εξαρτάται από τις συνθήκες, για συγκριτικούς λόγους πρέπει όλες οι μεταβολές να ανάγονται στις ίδιες συνθήκες. Με διεθνή σύμβαση, οι μεταβολές αναφέρονται σε αντιδρώντα και προϊόντα που βρίσκονται στην πρότυπη κατάστασή τους.

Πρότυπη κατάσταση

Πρότυπη κατάσταση μιας ουσίας (στοιχείου ή ένωσης) είναι η πιο σταθερή μορφή της σε:

θερμοκρασία $25\ ^\circ\text{C}$
πίεση $1\ \text{atm}$
και, για διαλύματα, συγκέντρωση $c = 1\ \text{M}$ .

Σε αυτές τις συνθήκες, η αντίστοιχη μεταβολή ενθαλπίας ονομάζεται πρότυπη ενθαλπία και συμβολίζεται με $\Delta H^{o}$ .

Παρακάτω ορίζονται οι πρότυπες ενθαλπίες για ορισμένες χαρακτηριστικές περιπτώσεις. 👇

Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού ( $\Delta H^{o}_{f}$ )

Ορισμός

Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού μιας ένωσης, $\Delta H^{o}_{f}$ , είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά τον σχηματισμό 1 mol της ένωσης από τα συστατικά της στοιχεία, σε πρότυπη κατάσταση.

\text{C}(\text{γραφίτης}) + \text{O}_2(\text{g}) \rightarrow \text{CO}_2(\text{g}) \qquad \Delta H^{o}_{f} = -393{,}5\ \text{kJ}

Σημαντικές παρατηρήσεις για τη ΔH°f

Η $\Delta H^{o}_{f}$ των στοιχείων στην πιο σταθερή μορφή τους θεωρείται μηδέν. Π.χ. $\Delta H^{o}_{f(\text{γραφίτης})} = 0$ , ενώ $\Delta H^{o}_{f(\text{διαμάντι})} \neq 0$ (το διαμάντι δεν είναι η πιο σταθερή μορφή του άνθρακα).
Όσο πιο μικρή (πιο αρνητική) είναι η τιμή $\Delta H^{o}_{f}$ , τόσο πιο σταθερή θεωρείται η ένωση σε σχέση με τα στοιχεία της.
Αρνητική $\Delta H^{o}_{f}$ → ο σχηματισμός από τα στοιχεία είναι εξώθερμος (π.χ. οξείδια του άνθρακα). Θετική $\Delta H^{o}_{f}$ → ο σχηματισμός είναι ενδόθερμος (π.χ. οξείδια του αζώτου). Δες σχετικά το ΣΧΗΜΑ 2.4 της ενότητας 2.1.

Υπολογισμός της ΔH° μέσω ενθαλπιών σχηματισμού

Η τιμή της $\Delta H^{o}$ μιας αντίδρασης υπολογίζεται από τις πρότυπες ενθαλπίες σχηματισμού των ενώσεων που μετέχουν:

\Delta H^{o} = \sum \Delta H^{o}_{f(\text{προϊόντων})} - \sum \Delta H^{o}_{f(\text{αντιδρώντων})}

Π.χ. για την αντίδραση $2\text{NH}_3(\text{g}) + 3\text{Cl}_2(\text{g}) \rightarrow \text{N}_2(\text{g}) + 6\text{HCl}(\text{g})$ :

\Delta H^{o} = 6\,\Delta H^{o}_{f(\text{HCl})} - 2\,\Delta H^{o}_{f(\text{NH}_3)}

(Τα $\Delta H^{o}_{f}$ των στοιχείων $\text{N}_2$ και $\text{Cl}_2$ είναι μηδέν, γι' αυτό δεν εμφανίζονται.)

Πρότυπη ενθαλπία καύσης ( $\Delta H^{o}_{c}$ )

Ορισμός

Πρότυπη ενθαλπία καύσης μιας ουσίας, $\Delta H^{o}_{c}$ , είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη καύση 1 mol της ουσίας, σε πρότυπη κατάσταση.

Π.χ. λέγοντας ότι η ενθαλπία καύσης του προπανίου είναι $-2220\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$ , εννοούμε:

\text{C}_3\text{H}_8(\text{g}) + 5\text{O}_2(\text{g}) \rightarrow 3\text{CO}_2(\text{g}) + 4\text{H}_2\text{O}(\text{l}) \qquad \Delta H^{o}_{c} = -2220\ \text{kJ}

Η καύση είναι πάντα εξώθερμη

Κατά την καύση έχουμε πάντα έκλυση θερμότητας, δηλαδή $\Delta H^{o}_{c} < 0$ .

Παράδειγμα 2.1 — Υπολογισμός ΔH°c

Κατά την πλήρη καύση $4\ \text{g}\ \text{CH}_4$ ελευθερώνεται θερμότητα $222{,}5\ \text{kJ}$ . Ποια είναι η τιμή της $\Delta H^{o}_{c}$ της αντίδρασης $\text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}$ ;

Λύση: 1 mol $\text{CH}_4$ ζυγίζει $16\ \text{g}$ . Με απλή μέθοδο των τριών:

\frac{4\ \text{g}}{222{,}5\ \text{kJ}} = \frac{16\ \text{g}}{x} \;\Rightarrow\; x = 890\ \text{kJ}

Άρα η $\Delta H^{o}_{c}$ της αντίδρασης είναι $-890\ \text{kJ}$ (αρνητική, γιατί η θερμότητα εκλύεται).

Εφαρμογή

Καίγονται $22\ \text{g}$ προπανίου, οπότε ελευθερώνονται $110\ \text{kcal}$ . Ποια είναι η τιμή της $\Delta H^{o}_{c}$ της καύσης του προπανίου;

(Απάντηση: $-220\ \text{kcal}\,\text{mol}^{-1}$ )

Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης ( $\Delta H^{o}_{n}$ )

Ορισμός

Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης, $\Delta H^{o}_{n}$ , είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη εξουδετέρωση (σε αραιό υδατικό διάλυμα) 1 mol $\text{H}^{+}$ ενός οξέος με μια βάση ή 1 mol $\text{OH}^{-}$ μιας βάσης με ένα οξύ, σε πρότυπη κατάσταση.

Η εξουδετέρωση είναι πάντα εξώθερμη

Η $\Delta H^{o}_{n}$ παίρνει πάντα αρνητικές τιμές → η εξουδετέρωση είναι εξώθερμη.

Κατά την εξουδετέρωση ισχυρού οξέος με ισχυρή βάση, η τιμή της $\Delta H^{o}_{n}$ είναι περίπου σταθερή, ανεξάρτητα από το είδος του οξέος ή της βάσης:

\text{HCl}(\text{aq}) + \text{NaOH}(\text{aq}) \rightarrow \text{NaCl}(\text{aq}) + \text{H}_2\text{O}(\text{l}) \qquad \Delta H^{o}_{n} = -57{,}1\ \text{kJ}

\text{HNO}_3(\text{aq}) + \text{KOH}(\text{aq}) \rightarrow \text{KNO}_3(\text{aq}) + \text{H}_2\text{O}(\text{l}) \qquad \Delta H^{o}_{n} = -57{,}1\ \text{kJ}

Γιατί η τιμή είναι σταθερή;

Τα ισχυρά οξέα και οι ισχυρές βάσεις διίστανται (ή ιοντίζονται) πλήρως σε ιόντα, οπότε η μόνη αντίδραση που πραγματικά γίνεται κατά την εξουδετέρωση είναι:

\text{H}^{+}(\text{aq}) + \text{OH}^{-}(\text{aq}) \rightarrow \text{H}_2\text{O}(\text{l}) \qquad \Delta H^{o}_{n} = -57{,}1\ \text{kJ}

(Θυμήσου από την Α΄ Λυκείου τη θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης του Arrhenius.)

Όταν εμπλέκεται ασθενής ηλεκτρολύτης

Κατά την εξουδετέρωση ασθενούς οξέος από ισχυρή βάση (ή αντίστροφα), μέρος της εκλυόμενης ενέργειας δαπανάται για τη διάσταση (ή ιοντισμό) του ασθενούς ηλεκτρολύτη, οπότε η $\Delta H^{o}_{n}$ είναι μικρότερη κατ' απόλυτη τιμή:

\text{HCN}(\text{aq}) + \text{NaOH}(\text{aq}) \rightarrow \text{NaCN}(\text{aq}) + \text{H}_2\text{O}(\text{l}) \qquad \Delta H^{o}_{n} = -10{,}6\ \text{kJ}

Παράδειγμα 2.2 — Θερμότητα εξουδετέρωσης & τελικός όγκος

Πόση θερμότητα ελευθερώνεται αν εξουδετερωθούν $10\ \text{L}$ διαλύματος $\text{HCl}\ 0{,}01\ \text{M}$ από διάλυμα $\text{NaOH}\ 0{,}02\ \text{M}$ , και ποιος ο τελικός όγκος; Δίνεται $\Delta H^{o}_{n} = -57{,}1\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$ .

Λύση: Mol $\text{HCl}$ : $n = c \cdot V = 0{,}01 \cdot 10 = 0{,}1\ \text{mol}$ .

\text{HCl} + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O} \qquad \Delta H = -57{,}1\ \text{kJ}

Στοιχειομετρία: 1 mol $\text{HCl}$ αντιδρά με 1 mol $\text{NaOH}$ εκλύοντας $57{,}1\ \text{kJ}$ . Άρα για $0{,}1\ \text{mol}$ :

\omega = 0{,}1 \cdot 57{,}1 = 5{,}71\ \text{kJ} \quad \text{και απαιτούνται } 0{,}1\ \text{mol}\ \text{NaOH}.

Όγκος $\text{NaOH}$ : $V = \dfrac{n}{c} = \dfrac{0{,}1}{0{,}02} = 5\ \text{L}$ .

Τελικός όγκος: $(10 + 5)\ \text{L} = 15\ \text{L}$ (θεωρώντας ότι κατά την ανάμιξη δεν μεταβάλλεται ο συνολικός όγκος).

Εφαρμογή

Πόσα λίτρα διαλύματος $\text{HNO}_3\ 0{,}04\ \text{M}$ χρειάζονται για να εξουδετερώσουν πλήρως $5\ \text{L}$ διαλύματος $\text{NaOH}\ 0{,}01\ \text{M}$ και πόση θερμότητα θα ελευθερωθεί; Δίνεται $\Delta H^{o}_{n} = -57{,}1\ \text{kJ}$ .

(Απάντηση: $1{,}25\ \text{L}$ , $2{,}855\ \text{kJ}$ )

Πρότυπη ενθαλπία διάλυσης ( $\Delta H^{o}_{sol}$ )

Ορισμός

Πρότυπη ενθαλπία διάλυσης μιας ουσίας σε διαλύτη $X$ είναι η μεταβολή της ενθαλπίας, $\Delta H$ , κατά τη διάλυση 1 mol ουσίας σε πολύ μεγάλο όγκο του διαλύτη $X$ .

\text{NaCl}(\text{s}) \rightarrow \text{Na}^{+}(\text{aq}) + \text{Cl}^{-}(\text{aq}) \qquad \Delta H^{o}_{sol} = +4\ \text{kJ}

Γιατί «πολύ μεγάλος όγκος διαλύτη»;

Διαλύοντας 1 mol ουσίας σε 1 L διαλύτη προκύπτει διαφορετική $\Delta H$ απ' ό,τι σε 2 L. Γι' αυτό ο ορισμός βασίζεται στη διάλυση σε μεγάλη περίσσεια διαλύτη, ώστε η περαιτέρω προσθήκη διαλύτη να μην προκαλεί καμία θερμική μεταβολή.

Η διάλυση μιας ιοντικής (ετεροπολικής) ένωσης περιλαμβάνει τρία στάδια:

Στάδιο	Τι συμβαίνει	Ενεργειακά
α	Διάσπαση των δεσμών των δομικών μονάδων της διαλυμένης ουσίας (π.χ. διάσπαση κρυσταλλικού πλέγματος $\text{NaCl}$ )	Ενδόθερμο ( $\Delta H_1 > 0$ )
β	Διάσπαση των διαμοριακών δεσμών διαλύτη–διαλύτη (π.χ. δεσμοί υδρογόνου στο νερό)	Ενδόθερμο ( $\Delta H_2 > 0$ )
γ	Σχηματισμός δεσμών διαλυμένης ουσίας–διαλύτη (εφυδάτωση ιόντων)	Εξώθερμο ( $\Delta H_3 < 0$ )

Συνολική θερμότητα διάλυσης

\Delta H_{sol} = \Delta H_1 + \Delta H_2 + \Delta H_3

Αν η ενέργεια που ελευθερώνεται στο στάδιο γ είναι μεγαλύτερη από το άθροισμα των α και β → η διάλυση είναι εξώθερμη ( $\Delta H^{o}_{sol} < 0$ ).
Στην αντίθετη περίπτωση → η διάλυση είναι ενδόθερμη ( $\Delta H^{o}_{sol} > 0$ ).

Δες σχετικά το ΣΧΗΜΑ 2.5 της ενότητας 2.1 του σχολικού βιβλίου.

Ενθαλπία δεσμού ( $\Delta H_{B}$ )

Η ενθαλπία δεσμού αποτελεί το μέτρο της ισχύος ενός χημικού δεσμού.

Ορισμός

Ενθαλπία δεσμού στα διατομικά μόρια είναι η μεταβολή της ενθαλπίας, $\Delta H$ , κατά τη διάσπαση 1 mol αέριας ουσίας.

\text{Cl-Cl}(\text{g}) \rightarrow 2\text{Cl}(\text{g}) \qquad \Delta H^{o}_{B} = +242\ \text{kJ}

Μέση ενθαλπία δεσμού (πολυατομικά μόρια)

Στα πολυατομικά μόρια ορίζεται η μέση ενθαλπία δεσμού, ο μέσος όρος των τιμών ενθαλπίας δεσμού στο μόριο. Π.χ.:

\text{CH}_4(\text{g}) \rightarrow \text{C}(\text{g}) + 4\text{H}(\text{g}) \qquad \Delta H^{o} = +1660\ \text{kJ}

Κάθε δεσμός $\text{C-H}$ έχει τη δική του τιμή (εξαρτάται από ποιο σημείο αποσπάται το $\text{H}$ ), αλλά η μέση ενθαλπία δεσμού $\text{C-H}$ είναι:

\frac{1660}{4}\ \text{kJ} = 415\ \text{kJ}

Διάσπαση vs. δημιουργία δεσμών

Η δημιουργία δεσμών είναι πάντα εξώθερμο φαινόμενο (εκλύεται θερμότητα, $\Delta H < 0$ ).
Η διάσπαση δεσμών είναι πάντα ενδόθερμο φαινόμενο (απορροφάται ενέργεια, $\Delta H > 0$ ).

Υπολογισμός της ΔH μέσω ενθαλπιών δεσμών

\Delta H_{\text{αντίδρασης}} = \sum \Delta H_{\text{δεσμών που διασπώνται}} - \sum \Delta H_{\text{δεσμών που σχηματίζονται}}

Π.χ. για την $\text{CH}_4 + \text{Cl}_2 \rightarrow \text{CH}_3\text{Cl} + \text{HCl}$ , ισχύει $\Delta H = \Delta H_1 + \Delta H_2$ , όπου $\Delta H_1$ η ενέργεια που απαιτείται για τη διάσπαση των δεσμών $\text{C-H}$ και $\text{Cl-Cl}$ , και $\Delta H_2$ η ενέργεια που ελευθερώνεται για τον σχηματισμό των δεσμών $\text{C-Cl}$ και $\text{H-Cl}$ . Δες σχετικά το ΣΧΗΜΑ 2.6 της ενότητας 2.1.

Παρατηρήσεις για τις τιμές ενθαλπιών δεσμού

Στα μόρια στοιχείων όπως $\text{N}_2$ , $\text{O}_2$ , $\text{F}_2$ , η ενθαλπία δεσμού εξασθενίζει καθώς πηγαίνουμε από τον τριπλό στον απλό δεσμό.
Στα υδραλογόνα ( $\text{HF}$ , $\text{HCl}$ , $\text{HBr}$ , $\text{HI}$ ), η ενθαλπία δεσμού ελαττώνεται όσο αυξάνεται το μέγεθος (ατομική ακτίνα) του ατόμου του αλογόνου.

Σύνοψη — Πρόσημα & κατηγορίες

Όλα μαζί με μια ματιά

Μέγεθος / Φαινόμενο	Πρόσημο $\Delta H$	Χαρακτηρισμός
Εξώθερμη αντίδραση	$\Delta H < 0$	εκλύεται θερμότητα
Ενδόθερμη αντίδραση	$\Delta H > 0$	απορροφάται θερμότητα
Καύση ( $\Delta H^{o}_{c}$ )	πάντα $< 0$	πάντα εξώθερμη
Εξουδετέρωση ( $\Delta H^{o}_{n}$ )	πάντα $< 0$	πάντα εξώθερμη
Σχηματισμός δεσμού	$< 0$	εξώθερμο
Διάσπαση δεσμού	$> 0$	ενδόθερμο
$\Delta H^{o}_{f}$ στοιχείου (σταθερή μορφή)	$= 0$	—

Βασικοί τύποι που πρέπει να θυμάσαι

\Delta H = H_{\text{προϊόντων}} - H_{\text{αντιδρώντων}} = q \;\; (\text{σταθερή } P)

\Delta H^{o} = \sum \Delta H^{o}_{f(\text{προϊόντων})} - \sum \Delta H^{o}_{f(\text{αντιδρώντων})}

\Delta H_{\text{αντίδρασης}} = \sum \Delta H_{\text{δεσμών που διασπώνται}} - \sum \Delta H_{\text{δεσμών που σχηματίζονται}}

Μεταβολή ενέργειας κατά τις χημικές μεταβολές — Ενδόθερμες & εξώθερμες αντιδράσεις — Θερμότητα αντίδρασης & ενθαλπία

Χημική ενέργεια και ενεργειακές μεταβολές

Μορφές ενέργειας και κλάδοι της χημείας

Βασικές έννοιες & μονάδες

Εξώθερμες & ενδόθερμες αντιδράσεις

Παράδειγμα εξώθερμης: η καύση του μεθανίου

Ενθαλπία (HHH) και μεταβολή ενθαλπίας (ΔH\Delta HΔH)

Πρόσημο της ΔH\Delta HΔH στις δύο κατηγορίες

Ενθαλπία αντίδρασης

Από τι εξαρτάται η ΔH\Delta HΔH μιας αντίδρασης

Πρότυπη ενθαλπία αντίδρασης (ΔHo\Delta H^{o}ΔHo)

Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού (ΔHfo\Delta H^{o}_{f}ΔHfo​)

Πρότυπη ενθαλπία καύσης (ΔHco\Delta H^{o}_{c}ΔHco​)

Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης (ΔHno\Delta H^{o}_{n}ΔHno​)

Πρότυπη ενθαλπία διάλυσης (ΔHsolo\Delta H^{o}_{sol}ΔHsolo​)

Ενθαλπία δεσμού (ΔHB\Delta H_{B}ΔHB​)

Σύνοψη — Πρόσημα & κατηγορίες

Ενθαλπία ( $H$ ) και μεταβολή ενθαλπίας ( $\Delta H$ )

Πρόσημο της $\Delta H$ στις δύο κατηγορίες

Από τι εξαρτάται η $\Delta H$ μιας αντίδρασης

Πρότυπη ενθαλπία αντίδρασης ( $\Delta H^{o}$ )

Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού ( $\Delta H^{o}_{f}$ )

Πρότυπη ενθαλπία καύσης ( $\Delta H^{o}_{c}$ )

Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης ( $\Delta H^{o}_{n}$ )

Πρότυπη ενθαλπία διάλυσης ( $\Delta H^{o}_{sol}$ )

Ενθαλπία δεσμού ( $\Delta H_{B}$ )