Θερμιδομετρία - Νόμοι Θερμοχημείας

Στην προηγούμενη ενότητα μάθαμε τι είναι η μεταβολή ενθαλπίας $\Delta H$ μιας αντίδρασης και πότε αυτή είναι θετική (ενδόθερμη) ή αρνητική (εξώθερμη). Σε αυτή την ενότητα απαντάμε σε δύο πρακτικά ερωτήματα:

Πώς μετράμε πειραματικά τη θερμότητα μιας αντίδρασης; (Θερμιδομετρία) 🌡️
Πώς υπολογίζουμε τη θερμότητα μιας αντίδρασης χωρίς να την κάνουμε στο εργαστήριο, χρησιμοποιώντας θερμότητες άλλων αντιδράσεων; (Νόμοι Θερμοχημείας — Lavoisier–Laplace και Hess)

Πρώτα θα δούμε το «πειραματικό» κομμάτι (θερμιδόμετρο, εξίσωση θερμιδομετρίας) και έπειτα το «υπολογιστικό» (οι δύο νόμοι και οι θερμοχημικοί κύκλοι).

Υπενθύμιση συμβολισμών

Σε όλη την ενότητα:

$\Delta H$ : μεταβολή ενθαλπίας της αντίδρασης (σε $\text{kJ}$ ). Ισχύει $\Delta H = H_{\text{προϊόντων}} - H_{\text{αντιδρώντων}}$ .
$q$ : ποσό θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται (σε $\text{J}$ , $\text{kJ}$ ή $\text{cal}$ ).
Καταστάσεις ύλης: $\text{(s)}$ στερεό, $\text{(l)}$ υγρό, $\text{(g)}$ αέριο, $\text{(aq)}$ υδατικό διάλυμα.
Το βέλος $\rightarrow$ δηλώνει τη φορά της μεταβολής.
$\Delta H^{\circ}$ : πρότυπη μεταβολή ενθαλπίας (αντιδρώντα και προϊόντα σε πρότυπη κατάσταση: $25\ ^{\circ}\text{C}$ , $1\ \text{atm}$ , διαλύματα $1\ \text{M}$ ).

Θερμιδομετρία

Η μέτρηση της θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται σε μια χημική αντίδραση πραγματοποιείται σε ειδικές συσκευές που ονομάζονται θερμιδόμετρα.

Θεμελιώδης σύνδεση: ΔH και q

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

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

Αυτή η ισότητα είναι ο λόγος που το θερμιδόμετρο, που μετρά $q$ , μας δίνει τελικά την $\Delta H$ .

Πώς δουλεύει το θερμιδόμετρο

Όταν στο θερμιδόμετρο πραγματοποιηθεί μια αντίδραση (ή γενικότερα μια φυσικοχημική μεταβολή, π.χ. διάλυση), η θερμότητα $q$ που ελευθερώνεται ή απορροφάται προκαλεί αύξηση ή μείωση, αντίστοιχα, της θερμοκρασίας της ουσίας που περιέχεται στο θερμιδόμετρο (συνήθως νερό). Μετρώντας τη μεταβολή της θερμοκρασίας μπορούμε να υπολογίσουμε το $q$ .

Ένα ιδιαίτερα ακριβές όργανο είναι το θερμιδόμετρο βόμβας (Σχήμα 2.7 του βιβλίου). Σε αυτό, το προς εξέταση δείγμα (π.χ. ένα καύσιμο) τοποθετείται μέσα σε έναν ερμητικά κλειστό μεταλλικό θάλαμο («βόμβα»), ο οποίος βυθίζεται σε γνωστή μάζα νερού. Η ουσία καίγεται και η θερμότητα που εκλύεται θερμαίνει το νερό (και τα τοιχώματα του οργάνου). Από την αύξηση της θερμοκρασίας του νερού υπολογίζουμε την εκλυόμενη θερμότητα.

Πού να δεις την εικόνα

Η αναλυτική απεικόνιση του θερμιδόμετρου βόμβας (μεταλλικός θάλαμος καύσης, περιβάλλον νερό, θερμόμετρο, αναδευτήρας) δίνεται στο Σχήμα 2.7 της ενότητας 2.2 του σχολικού βιβλίου.

Η εξίσωση της θερμιδομετρίας

Το ποσό θερμότητας που ανταλλάσσει μια ουσία όταν μεταβάλλεται η θερμοκρασία της δίνεται από τον βασικό νόμο της θερμιδομετρίας:

Εξίσωση θερμιδομετρίας

q = m \cdot c \cdot \Delta T

όπου:

$q$ : το ποσό θερμότητας που απορροφά (ή αποβάλλει) η ουσία,
$m$ : η μάζα της ουσίας που θερμαίνεται ή ψύχεται (π.χ. νερό),
$c$ : η ειδική θερμοχωρητικότητα της ουσίας,
$\Delta T$ : η μεταβολή της θερμοκρασίας, $\Delta T = T_{\text{τελική}} - T_{\text{αρχική}}$ , σε $^{\circ}\text{C}$ ή $\text{K}$ .

Γιατί ΔT σε °C ή K είναι το ίδιο

Επειδή η κλίμακα Kelvin και η κλίμακα Celsius έχουν την ίδια απόσταση βαθμίδων ( $1\ \text{K} = 1\ ^{\circ}\text{C}$ ως διαφορά), η διαφορά θερμοκρασίας $\Delta T$ έχει την ίδια αριθμητική τιμή και στις δύο κλίμακες. Γι' αυτό μπορούμε να χρησιμοποιήσουμε ελεύθερα $^{\circ}\text{C}$ .

Ειδική θερμοχωρητικότητα και θερμοχωρητικότητα

Ειδική θερμοχωρητικότητα (c)

Ειδική θερμοχωρητικότητα μιας ουσίας είναι η θερμότητα που απαιτείται για να αυξηθεί η θερμοκρασία $1\ \text{g}$ της ουσίας κατά $1\ ^{\circ}\text{C}$ .

Μονάδες: συνήθως $\text{J}\,\text{g}^{-1}\,\text{grad}^{-1}$ ή $\text{cal}\,\text{g}^{-1}\,\text{grad}^{-1}$ (το «grad» σημαίνει βαθμός θερμοκρασίας, $^{\circ}\text{C}$ ή $\text{K}$ ).

Το γινόμενο $m \cdot c$ ονομάζεται θερμοχωρητικότητα της ουσίας (πόση θερμότητα χρειάζεται για να αυξηθεί κατά $1\ ^{\circ}\text{C}$ η θερμοκρασία ολόκληρης της ουσίας, όχι μόνο $1\ \text{g}$ ). Εκφράζεται σε $\text{J}\,\text{grad}^{-1}$ ή $\text{cal}\,\text{grad}^{-1}$ .

Ενδεικτικές τιμές ειδικής θερμοχωρητικότητας ορισμένων ουσιών:

Ουσία	$c$ $(\text{J}\,\text{g}^{-1}\,\text{grad}^{-1})$
αέρας	1,01
βενζόλιο	1,05
χαλκός	0,38
αιθανόλη	2,24
γυαλί (Pyrex)	0,78
ανοξείδωτος χάλυβας	0,51
$\text{H}_2\text{O}\ \text{(g)}$	2,01
$\text{H}_2\text{O}\ \text{(s)}$	2,03
$\text{H}_2\text{O}\ \text{(l)}$	4,18

Γιατί το νερό «κρατάει» τη θερμότητα

Παρατήρησε ότι το υγρό νερό έχει πολύ μεγάλη ειδική θερμοχωρητικότητα ( $4{,}18\ \text{J}\,\text{g}^{-1}\,\text{grad}^{-1}$ ) σε σχέση με τις άλλες ουσίες. Χρειάζεται πολλή θερμότητα για να θερμανθεί. Αυτή η ιδιότητα εξηγεί, μεταξύ άλλων, γιατί το νερό χρησιμοποιείται ως μέσο μέτρησης στα θερμιδόμετρα — και (όπως αναφέρει το βιβλίο) γιατί οι αναστενάρηδες δεν καίγονται στα κάρβουνα: τα κύτταρα του ποδιού έχουν μεγάλη περιεκτικότητα σε νερό, άρα μεγάλη θερμοχωρητικότητα.

Διόρθωση για τη θερμοχωρητικότητα του οργάνου

Στην πράξη, μέρος της θερμότητας απορροφάται και από το ίδιο το όργανο (τοιχώματα, θερμόμετρο, αναδευτήρας κ.λπ.). Αν το θερμιδόμετρο έχει δική του θερμοχωρητικότητα $C$ , η εξίσωση της θερμιδομετρίας γίνεται:

Εξίσωση θερμιδομετρίας με θερμοχωρητικότητα οργάνου

q = (m \cdot c + C) \cdot \Delta T

όπου $C$ είναι η θερμοχωρητικότητα του οργάνου (πόση θερμότητα απορροφά το όργανο για αύξηση $1\ ^{\circ}\text{C}$ ).

Προσοχή: μην ξεχνάς τη θερμοχωρητικότητα του οργάνου

Όταν στην εκφώνηση δίνεται θερμοχωρητικότητα $C$ του θερμιδόμετρου, πρέπει να την προσθέσεις. Η συνολική θερμότητα είναι το άθροισμα:

q_{\text{ολικό}} = q_{\text{νερού}} + q_{\text{οργάνου}} = m\cdot c \cdot \Delta T + C \cdot \Delta T

Αν $C$ δεν δίνεται (ή χαρακτηρίζεται «αμελητέα»), τότε $q = m\cdot c \cdot \Delta T$ .

Εφαρμογή: ενθαλπία καύσης ναφθαλινίου (Παράδειγμα 2.3)

Καίγονται $1{,}28\ \text{g}$ ναφθαλινίου ( $\text{C}_{10}\text{H}_8$ ) σε θερμιδόμετρο βόμβας και η θερμοκρασία του νερού αυξάνεται από $20\ ^{\circ}\text{C}$ σε $25\ ^{\circ}\text{C}$ . Η μάζα του νερού είναι $2000\ \text{g}$ , η θερμοχωρητικότητα του οργάνου $C = 1{,}8\ \text{kJ/}^{\circ}\text{C}$ και η ειδική θερμοχωρητικότητα του νερού $c = 4{,}18\ \text{J/(g}\cdot{}^{\circ}\text{C)}$ .

Βήμα 1 — Θερμότητα που απορρόφησε το νερό: (με $\Delta T = 25 - 20 = 5\ ^{\circ}\text{C}$ )

q_{\text{νερού}} = m \cdot c \cdot \Delta T = 2000\ \text{g} \cdot 4{,}18\ \tfrac{\text{J}}{\text{g}\cdot{}^{\circ}\text{C}} \cdot 5\ ^{\circ}\text{C} = 41\,800\ \text{J}

Βήμα 2 — Θερμότητα που απορρόφησε το όργανο:

q_{\text{οργάνου}} = C \cdot \Delta T = 1800\ \tfrac{\text{J}}{^{\circ}\text{C}} \cdot 5\ ^{\circ}\text{C} = 9000\ \text{J}

Βήμα 3 — Συνολική θερμότητα που εκλύθηκε από την καύση:

q = 41\,800\ \text{J} + 9000\ \text{J} = 50\,800\ \text{J} = 50{,}8\ \text{kJ}

Βήμα 4 — Αναγωγή σε $1\ \text{mol}$ : Αυτή η θερμότητα εκλύθηκε από $1{,}28\ \text{g}$ ναφθαλινίου. Αφού $M_r = 128$ , το $1\ \text{mol}$ είναι $128\ \text{g}$ . Με απλή μέθοδο τριών:

q_{\text{ανά mol}} = 50{,}8\ \text{kJ} \cdot \dfrac{128\ \text{g}}{1{,}28\ \text{g}} = 5080\ \text{kJ/mol}

Επειδή η καύση είναι εξώθερμη, η ενθαλπία καύσης είναι αρνητική:

\text{C}_{10}\text{H}_8 + 12\,\text{O}_2 \rightarrow 10\,\text{CO}_2 + 4\,\text{H}_2\text{O} \qquad \Delta H = -5080\ \text{kJ}

Πρόσημο: η μεγάλη παγίδα

Το θερμιδόμετρο μετρά ένα θετικό ποσό θερμότητας $q$ . Όταν το μετατρέπεις σε $\Delta H$ , βάλε σωστό πρόσημο:

Καύση / εξώθερμη μεταβολή (θερμοκρασία νερού αυξάνεται) → $\Delta H < 0$ .
Ενδόθερμη μεταβολή (θερμοκρασία νερού μειώνεται) → $\Delta H > 0$ .

Νόμοι Θερμοχημείας

Οι δύο θεμελιώδεις νόμοι μάς επιτρέπουν να υπολογίζουμε θερμότητες αντιδράσεων χωρίς πειραματική μέτρηση, αξιοποιώντας ήδη γνωστές θερμότητες.

Νόμος (ή αρχή) Lavoisier–Laplace

Ο νόμος αυτός είναι συνέπεια της αρχής διατήρησης της ενέργειας.

Νόμος Lavoisier–Laplace

Το ποσό της θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται κατά τη σύνθεση $1\ \text{mol}$ μιας χημικής ένωσης από τα συστατικά της στοιχεία είναι ίσο με το ποσό της θερμότητας που απορροφάται ή εκλύεται κατά τη διάσπαση $1\ \text{mol}$ της ίδιας ένωσης στα συστατικά της στοιχεία.

Με όρους ενθαλπίας: αν κατά τον σχηματισμό $1\ \text{mol}$ μιας ουσίας η μεταβολή ενθαλπίας είναι $\Delta H_1$ , τότε κατά τη διάσπαση $1\ \text{mol}$ της ίδιας ουσίας στα στοιχεία της:

\Delta H_2 = -\Delta H_1

Δηλαδή, αν αντιστρέψουμε μια αντίδραση, η μεταβολή ενθαλπίας αλλάζει μόνο πρόσημο (η απόλυτη τιμή μένει ίδια). Παράδειγμα:

\text{C}\,\text{(s)} + \text{O}_2\,\text{(g)} \rightarrow \text{CO}_2\,\text{(g)} \qquad \Delta H^{\circ}_1 = -393{,}5\ \text{kJ}

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

Πρακτική σημασία

Αν ξέρουμε τη θερμότητα μιας αντίδρασης, ξέρουμε αμέσως και τη θερμότητα της αντίστροφης ( $\Delta H_2 = -\Delta H_1$ ). Όταν αντιστρέφουμε μια θερμοχημική εξίσωση, αναστρέφουμε το βέλος και αλλάζουμε το πρόσημο της $\Delta H$ . ✅

Νόμος του Hess

Ο Hess διατύπωσε το 1840, μετά από πειραματικό προσδιορισμό πολλών θερμοτήτων αντιδράσεων, τον παρακάτω νόμο.

Νόμος του Hess

Το ποσό της θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται σε μια χημική αντίδραση είναι το ίδιο, είτε η αντίδραση πραγματοποιείται σε ένα είτε σε περισσότερα στάδια.

Παράδειγμα. Η καύση του γραφίτη προς $\text{CO}_2$ μπορεί να γίνει είτε απευθείας:

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

είτε σε δύο στάδια:

\text{C}\,\text{(γραφίτης)} + \tfrac{1}{2}\,\text{O}_2\,\text{(g)} \rightarrow \text{CO}\,\text{(g)} \qquad \Delta H_1 = -110{,}5\ \text{kJ}

\text{CO}\,\text{(g)} + \tfrac{1}{2}\,\text{O}_2\,\text{(g)} \rightarrow \text{CO}_2\,\text{(g)} \qquad \Delta H_2 = -283{,}0\ \text{kJ}

Προσθέτοντας αλγεβρικά τις δύο ενδιάμεσες αντιδράσεις (απαλείφεται το $\text{CO}$ ) προκύπτει η συνολική αντίδραση, και το άθροισμα των μεταβολών ενθαλπίας ισούται με τη συνολική:

\Delta H = \Delta H_1 + \Delta H_2 = (-110{,}5) + (-283{,}0) = -393{,}5\ \text{kJ}

που πράγματι ταυτίζεται με την τιμή της απευθείας καύσης. ✅

Γενίκευση: αρχή αρχικής και τελικής κατάστασης

Το ποσό της θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται κατά τη μετάβαση ενός χημικού συστήματος από μια καθορισμένη αρχική σε μια καθορισμένη τελική κατάσταση είναι ανεξάρτητο από τα ενδιάμεσα στάδια.

Με τη γενίκευση αυτή, στους θερμοχημικούς υπολογισμούς μπορούμε να συμπεριλάβουμε, πέρα από χημικές αντιδράσεις, και φυσικές μεταβολές (π.χ. αλλαγές φυσικής κατάστασης).

Σύνδεση με τη Φυσική

Η αρχή αρχικής/τελικής κατάστασης σημαίνει ότι η ενθαλπία είναι καταστατικό μέγεθος: εξαρτάται μόνο από την κατάσταση του συστήματος, όχι από τη «διαδρομή». Είναι ανάλογο με το ότι η μεταβολή της δυναμικής ενέργειας εξαρτάται μόνο από αρχικό και τελικό ύψος, όχι από το μονοπάτι.

Γιατί ισχύει — η σύνδεση με τη διατήρηση της ενέργειας

Ο νόμος του Hess είναι άμεση συνέπεια του πρώτου θερμοδυναμικού νόμου (αρχή διατήρησης της ενέργειας). Σκέψου το ως εξής: αν η συνολική θερμότητα εξαρτιόταν από τη διαδρομή, θα μπορούσαμε να μεταβούμε από τα αντιδρώντα στα προϊόντα από τη «φθηνή» διαδρομή και να επιστρέψουμε από την «ακριβή», παράγοντας ενέργεια από το τίποτα — κάτι αδύνατο. Άρα η συνολική $\Delta H$ πρέπει να είναι ίδια για κάθε διαδρομή.

Παράδειγμα με φυσική μεταβολή

Ο σχηματισμός υδρατμών $\text{H}_2\text{O}\,\text{(g)}$ μπορεί να ιδωθεί ως σχηματισμός υγρού νερού και στη συνέχεια εξάτμισή του:

\text{H}_2\,\text{(g)} + \tfrac{1}{2}\,\text{O}_2\,\text{(g)} \rightarrow \text{H}_2\text{O}\,\text{(g)} \qquad \Delta H = -241{,}8\ \text{kJ}

\text{H}_2\,\text{(g)} + \tfrac{1}{2}\,\text{O}_2\,\text{(g)} \rightarrow \text{H}_2\text{O}\,\text{(l)} \qquad \Delta H_1 = -285{,}8\ \text{kJ}

\text{H}_2\text{O}\,\text{(l)} \rightarrow \text{H}_2\text{O}\,\text{(g)} \qquad \Delta H_2 = +44{,}0\ \text{kJ}

και επαληθεύεται: $\Delta H = \Delta H_1 + \Delta H_2 = -285{,}8 + 44{,}0 = -241{,}8\ \text{kJ}$ .

Πού να δεις το διάγραμμα

Η διαγραμματική απεικόνιση του νόμου του Hess (ενεργειακό διάγραμμα με τα ενδιάμεσα στάδια, όπου $\Delta H = \Delta H_1 + \Delta H_2 + \Delta H_3 + \dots$ ) δίνεται στην ενότητα 2.2 του σχολικού βιβλίου. Σχηματικά: από την ίδια αρχική στάθμη σε όποια ενδιάμεσα βήματα και αν περάσεις, καταλήγεις στην ίδια τελική στάθμη, οπότε οι κατακόρυφες «μετατοπίσεις» ενέργειας αθροίζονται στην ίδια συνολική τιμή.

Θερμοχημικοί κύκλοι — η μεγάλη χρησιμότητα του νόμου του Hess

Η σπουδαία πρακτική αξία του νόμου του Hess είναι ότι επιτρέπει την αλγεβρική πρόσθεση και αφαίρεση θερμοχημικών εξισώσεων. Έτσι υπολογίζουμε έμμεσα (μέσω θερμοχημικών κύκλων) θερμότητες αντιδράσεων που είναι δύσκολο ή αδύνατο να μετρηθούν απευθείας (π.χ. πολύ αργές αντιδράσεις, με μικρή απόδοση, ή θερμοδυναμικά αδύνατες).

Κανόνες χειρισμού θερμοχημικών εξισώσεων

Όταν συνδυάζουμε θερμοχημικές εξισώσεις:

Αν αντιστρέψουμε μια εξίσωση, αλλάζουμε το πρόσημο της $\Delta H$ (νόμος Lavoisier–Laplace).
Αν πολλαπλασιάσουμε μια εξίσωση επί έναν αριθμό, πολλαπλασιάζουμε και την $\Delta H$ επί τον ίδιο αριθμό.
Όταν προσθέτουμε εξισώσεις, προσθέτουμε τις αντίστοιχες $\Delta H$ (νόμος Hess).

Εφαρμογή: ενθαλπία σχηματισμού του CO (Παράδειγμα 2.4)

Ζητείται η ενθαλπία σχηματισμού του $\text{CO}\,\text{(g)}$ , δηλαδή η $\Delta H$ της:

\text{C}\,\text{(s)} + \tfrac{1}{2}\,\text{O}_2\,\text{(g)} \rightarrow \text{CO}\,\text{(g)} \qquad \Delta H_3 = x

Δίνονται:

\text{(α)}\quad \text{C}\,\text{(s)} + \text{O}_2\,\text{(g)} \rightarrow \text{CO}_2\,\text{(g)} \qquad \Delta H_1 = -393{,}5\ \text{kJ}

\text{(β)}\quad \text{CO}\,\text{(g)} + \tfrac{1}{2}\,\text{O}_2\,\text{(g)} \rightarrow \text{CO}_2\,\text{(g)} \qquad \Delta H_2 = -283\ \text{kJ}

1ος τρόπος — θερμοχημικός κύκλος. Από τον άνθρακα $+\,\text{O}_2$ μπορούμε να φτάσουμε στο $\text{CO}_2$ με δύο διαδρομές:

Άμεσα: μεταβολή (α), με $\Delta H_1$ .
Έμμεσα: πρώτα $\text{C} \rightarrow \text{CO}$ [μεταβολή (γ), $\Delta H_3$ ] και μετά $\text{CO} \rightarrow \text{CO}_2$ [μεταβολή (β), $\Delta H_2$ ].

Επειδή η αρχική και η τελική κατάσταση είναι οι ίδιες, οι δύο διαδρομές έχουν την ίδια συνολική $\Delta H$ :

\Delta H_1 = \Delta H_3 + \Delta H_2 \;\Rightarrow\; \Delta H_3 = \Delta H_1 - \Delta H_2 = -393{,}5 - (-283) = -110{,}5\ \text{kJ}

2ος τρόπος — αλγεβρικός συνδυασμός εξισώσεων. Ακολουθούμε σταθερή πορεία:

Γράφουμε όλες τις θερμοχημικές εξισώσεις (δοσμένες και ζητούμενη).
Επιλέγουμε μία και φροντίζουμε να την «βγάλουμε» ως άθροισμα των υπολοίπων.
Εφαρμόζουμε τον νόμο του Hess για να βρούμε τη ζητούμενη $\Delta H$ .

Εδώ παρατηρούμε ότι η (α) προκύπτει ως άθροισμα των (γ) και (β):

\underbrace{\text{C} + \tfrac{1}{2}\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}}_{(γ)} \;+\; \underbrace{\text{CO} + \tfrac{1}{2}\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2}_{(β)} \;\Longrightarrow\; \underbrace{\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2}_{(α)}

(το $\text{CO}$ απαλείφεται). Άρα:

\Delta H_1 = \Delta H_3 + \Delta H_2 \;\Rightarrow\; \Delta H_3 = \Delta H_1 - \Delta H_2 = -110{,}5\ \text{kJ}

Διάγραμμα του κύκλου

Ο θερμοχημικός κύκλος αυτού του παραδείγματος (το «τρίγωνο» $\text{C}+\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$ απευθείας, ή μέσω $\text{CO}$ ) απεικονίζεται στο σχήμα του Παραδείγματος 2.4 της ενότητας 2.2 του βιβλίου.

Συστηματική μέθοδος για ασκήσεις Hess

Για να «βγάλεις» τη ζητούμενη εξίσωση: ξεκίνα από αυτήν και κοίτα πού βρίσκεται κάθε ουσία της (αντιδρών/προϊόν). Διάλεξε από τις δοσμένες την εξίσωση που περιέχει κάθε ουσία, αντίστρεψέ την ή πολλαπλασίασέ την όπως χρειάζεται ώστε, μετά την πρόσθεση όλων, να απαλειφθούν οι ενδιάμεσες ουσίες. Μην ξεχνάς να εφαρμόζεις την ίδια πράξη στην $\Delta H$ κάθε εξίσωσης.

Είδη ενθαλπιών αντίδρασης

Με βάση τον γενικό ορισμό $\Delta H = H_{\text{προϊόντων}} - H_{\text{αντιδρώντων}}$ , ονομάζουμε ειδικά την ενθαλπία αντίδρασης ανάλογα με το είδος της μεταβολής. Όταν αντιδρώντα και προϊόντα βρίσκονται σε πρότυπη κατάσταση, μιλάμε για πρότυπες ενθαλπίες ( $\Delta H^{\circ}$ ).

Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού ΔH°f

Είναι η μεταβολή ενθαλπίας κατά τον σχηματισμό $1\ \text{mol}$ μιας ένωσης από τα στοιχεία της (στην πιο σταθερή τους μορφή), όλα σε πρότυπη κατάσταση.

Παράδειγμα: $\text{H}_2\,\text{(g)} + \tfrac{1}{2}\,\text{O}_2\,\text{(g)} \rightarrow \text{H}_2\text{O}\,\text{(l)}$ .

Η πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού ενός στοιχείου στη σταθερή του μορφή είναι μηδέν (π.χ. $\text{O}_2\,\text{(g)}$ , γραφίτης).

Πρότυπη ενθαλπία καύσης ΔH°c

Είναι η μεταβολή ενθαλπίας κατά την πλήρη καύση $1\ \text{mol}$ μιας ουσίας, όλα σε πρότυπη κατάσταση. Είναι πάντοτε αρνητική (η καύση είναι εξώθερμη).

Παράδειγμα: $\text{CH}_4\,\text{(g)} + 2\,\text{O}_2\,\text{(g)} \rightarrow \text{CO}_2\,\text{(g)} + 2\,\text{H}_2\text{O}\,\text{(l)} \quad \Delta H^{\circ}_c = -890\ \text{kJ/mol}$ .

Ενθαλπία εξουδετέρωσης ΔHn

Είναι η μεταβολή ενθαλπίας κατά τον σχηματισμό $1\ \text{mol}$ $\text{H}_2\text{O}$ από την εξουδετέρωση οξέος με βάση.

Για ισχυρό οξύ με ισχυρή βάση, η αντίδραση είναι ουσιαστικά $\text{H}^{+} + \text{OH}^{-} \rightarrow \text{H}_2\text{O}$ και η $\Delta H_n$ είναι σχεδόν σταθερή (περίπου $-57{,}1\ \text{kJ}$ ανά mol νερού, ή $-13{,}5\ \text{kcal}$ ).

Ενθαλπία διάλυσης

Είναι η μεταβολή ενθαλπίας κατά τη διάλυση $1\ \text{mol}$ μιας ουσίας σε διαλύτη (συνήθως νερό). Μπορεί να είναι εξώθερμη ή ενδόθερμη.

Παράδειγμα ενδόθερμης διάλυσης (χρησιμοποιείται σε «παγοκύστεις»):

\text{NH}_4\text{NO}_3\,\text{(s)} \rightarrow \text{NH}_4^{+}\,\text{(aq)} + \text{NO}_3^{-}\,\text{(aq)} \qquad \Delta H = +25{,}06\ \text{kJ/mol}

Σύνδεση των ενθαλπιών μέσω Hess

Πολλές τιμές $\Delta H^{\circ}_f$ δεν μετρώνται απευθείας, γιατί η αντίδραση σχηματισμού δεν πραγματοποιείται εύκολα (π.χ. $\text{C} + 2\text{H}_2 + \tfrac{1}{2}\text{O}_2 \rightarrow \text{CH}_3\text{OH}$ ). Υπολογίζονται έμμεσα, μέσω του νόμου του Hess, από εύκολα μετρήσιμες ενθαλπίες καύσης (στοιχείων και ενώσεων). Έτσι το θερμιδόμετρο (που μετρά καύσεις) και ο νόμος του Hess (που τις συνδυάζει) συνεργάζονται.

Σύνοψη

Τα κλειδιά της ενότητας

Θερμιδομετρία: μετράμε θερμότητα με $q = m \cdot c \cdot \Delta T$ (ή $q = (m\cdot c + C)\cdot \Delta T$ με διόρθωση οργάνου).
Υπό σταθερή πίεση: $\Delta H = q$ . Πρόσεξε το πρόσημο (εξώθερμη $\Delta H<0$ , ενδόθερμη $\Delta H>0$ ).
Νόμος Lavoisier–Laplace: αντιστροφή αντίδρασης → $\Delta H_2 = -\Delta H_1$ .
Νόμος Hess: η συνολική $\Delta H$ είναι ανεξάρτητη της διαδρομής· οι θερμοχημικές εξισώσεις προστίθενται αλγεβρικά (με προσαρμογή της $\Delta H$ σε αντιστροφή/πολλαπλασιασμό).
Είδη ενθαλπιών: σχηματισμού ( $\Delta H_f$ ), καύσης ( $\Delta H_c$ , πάντα <0), εξουδετέρωσης ( $\Delta H_n$ , ~σταθερή για ισχυρά), διάλυσης.