Qual è il calore dell'idrogenazione in una reazione di idrogenazione?

Le reazioni di idrogenazione consistono nell'aggiunta di (indovinate un po?) Idrogeno a una molecola. Per esempio…

# "Ethene +" H_2 "" stackrel ("Pd / C") (->) "Etano" #

Il calore di qualunque evento a pressione costante, # # Q_p, è semplicemente l'entalpia di un tale evento, # # DeltaH. Per una reazione di idrogenazione, l'entalpia dell'idrogenazione è semplicemente la entalpia di reazione, o #DeltaH_ "RXN" #.

Questa entalpia potrebbe essere scomposta in cui i legami sono stati rotti o fatti. Si potrebbero chiamare quelli #DeltaH_ "rotto" # e #DeltaH_ "fatto" #.

In ogni caso, il calore dell'idrogenazione è fondamentalmente basato su quali legami sono stati rotti, che sono stati fatti, e le differenze complessive in reazione di idrogenazione tipicamente su un# "Mol" # base, comunemente di alcheni, a volte di alchini.

Nell'esempio che ho elencato sopra, si interrompe:

#1# # C = C # legame

e fare:

#1# # C-C # legame

dal momento che hai avuto un doppio legame e poi hai un solo legame. Quindi ti rompi:

#1# # H-H # legame

prima di consentire # # H_2 fare:

#2# # C-H # obbligazioni

Queste entalpie sono:

# C = C # legame: # "~ 602 kJ / mol" #

# C-C # legame: # "~ 346 kJ / mol" #

# H-H # legame: # "~ 436 kJ / mol" #

# C-H # legame: # "~ 413 kJ / mol" #

Rompere un legame prende l'energia esterna e la mette nel vincolo, ed è quindi positiva. Fare un legame rilascia energia nell'atmosfera e viene quindi segnalato come negativo. Nel complesso, ottieni:

#DeltaH_ "rxn" = sum_i DeltaH_ "broken, i" - sum_i DeltaH_ "made, i" #

# = overbrace ((underbrace (602) _ (broken) - underbrace (346) _ (made)) + underbrace (436) _ (broken)) ^ ("Step 1") - overbrace (underbrace (413 + 413) _ (made)) ^ ("Step 2") #

# = overbrace ((602 + 436)) ^ (broken) - overbrace ((346 + 413 + 413)) ^ (made) #

# ~~ colore (blu) ("- 134 kJ / mol") #

L'entalpia o il calore di idrogenazione dell'etene in etano è esotermica.

Il calore di vaporizzazione dell'acqua è 2260 Jg ^ -1. Come calcoli il calore molare della vaporizzazione (Jmol ^ -1) dell'acqua?

La cosa fondamentale è conoscere la massa molare dell'acqua: 18 gmol ^ -1. Se ogni grammo di acqua impiega 2260 J per vaporizzarlo, e una talpa è di 18 g, quindi ogni mole prende 18xx2260 = 40,680 Jmol ^ -1 o 40,68 kJmol ^ -1.

Qual è una reazione chimica che assorbe il calore dall'ambiente circostante? Questa reazione ha un DeltaH neutro, positivo o negativo a pressione costante?

ΔH negativo è il cambiamento in entalpia. Quando l'energia viene immessa nel sistema (calore) ΔH avrà un valore positivo. Valori positivi di ΔH ci dicono che l'energia è stata immessa nel sistema, rompendo i legami chimici costituenti. Quando ΔH è negativo, ciò significa che i legami sono stati formati e che il sistema ha rilasciato energia nell'universo. Considera il grafico sotto dove ΔH è negativo:

Quando vengono prodotte 2 moli di acqua, la seguente reazione ha una variazione di entalpia di reazione pari a - "184 kJ". Quanta acqua viene prodotta quando questa reazione emette "1950 kJ" di calore?

381,5 "g" deve formare. SiO_2 + 4HFrarrSiF_4 + 2H_2O DeltaH = -184 "kJ" 184 "kJ" prodotto dalla formazione di 2 moli di acqua (36 g). 184 "kJ" rarr36 "g" 1 "kJ" rarr36 / 184 "g" 1950 "kJ" rarr (36) / (184) xx1950 = 381,5 "g"