Większości reakcji chemicznych towarzyszy wydzielanie lub pochłanianie ciepła. W zapisie równań termodynamicznych, do wskazania, czy dana reakcja chemiczna zachodzi z pochłonięciem lub wydzieleniem ciepła, podaje się informacje dotyczącą wielkości zmiany entalpi tej reakcji ($\mathit{∆}H$).

Wydzielanie się ciepła w trakcie reakcji chemicznych jest zależne od stanu fizycznego substratów i produktów (tj. ich stanów skupienia) oraz od warunków (ciśnienia i temperatury), w jakich ona przebiega. W celu zrozumienia tego stwierdzenia, należy przeanalizować poniższy przykład spalania metanu w warunkach standardowych.

Reakcje te różnią się ilością wydzielanego ciepła i stanem skupienia wydzielającej się wody. W pierwszej reakcji woda wydziela się w postaci pary, a w drugiej w postaci cieczy.

RB2LAIHvzKBsI

Ilustracja entalpie dla poszczególnych przemian. Zaznaczona oś pionowa odpowiada entalpii. W górnej części pozioma linia nad nią zapis ${\text{CH}}_{4\left(\text{g}\right)}{\text{ + 2 O}}_{2\left(\text{g}\right)}$. Od niego poprowadzona strzałka do jednej piątej wysokości schematu, na której zaznaczono poziomą linię a nad nią zapis ${\text{CO}}_{2\left(\text{g}\right)}{\text{ + 2 H}}_2{\text{O}}_{\left(\text{g}\right)}$. Obok strzałki 802 kilodżule. Od linii na wysokości jednej piątej poprowadzona strzałka w dół do dolnej poziomej linii na schemacie, pod którą zapis ${\text{CO}}_{2\left(\text{g}\right)}{\text{ + 2 H}}_2{\text{O}}_{\left(\text{c}\right)}$. Obok strzałki 88 kilodżuli. Od wspomnianej górnej poziomej linii, nad którą znajduje się zapis ${\text{CH}}_{4\left(\text{g}\right)}{\text{ + 2 O}}_{\text{2}\left(\text{c}\right)}$ poprowadzono strzałkę w dół do dolnej poziomej linii, pod którą jest zapis ${\text{CO}}_{2\left(\text{g}\right)}{\text{ + 2 H}}_2{\text{O}}_{\left(\text{c}\right)}$. Obok strzałki 890 kilodżuli.

Do odparowania wody, czyli przekształcenia wody ze stanu ciekłego do stanu gazowego, potrzeba pewnej porcji energii równej 44 $\frac{\mathrm{kJ}}{\mathrm{mol} {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}}$. W czasie skraplania pary wodnej z układu oddawana jest ta sama, co do wartości, porcja energii, ale przeciwna co do znaku. Zatem, w wyniku przeprowadzenia reakcji spalania metanu z wytworzeniem pary wodnej, wydzieli się o 88 kJ energii mniej niż w przypadku uzyskania wody w postaci ciekłej.

Ze względu na to, że zmiany entalpii są zależne od ciśnienia, wprowadzono pojęcie stanu standardowegostan standardowystanu standardowego. Jest to wyidealizowany stan, w którym każda substancja znajduje się w stanie czystym pod ciśnieniem 1000 hPa. Za stan standardowy czystej wody uważa się ciekłą wodę (100%) pod ciśnieniem 1000 hPa, a stan standardowy lodu oznacza czysty w 100% lód pod ciśnieniem 1000 hPa. Zgodnie z tym entalpia reakcji, w przypadku której wszystkie reagenty (substraty i produkty) znajdują się w swoich standardowych stanach, nosi nazwę standardowej entalpii reakcjistandardowa entalpia reakcji (ΔdeltaH°)standardowej entalpii reakcji i oznaczana jest symbolem $\mathit{∆}{H}_{\mathrm{r}}^{\circ }$. Zatem dla powyżej analizowanego przykładu, reakcję przebiegającą w stanach standardowych reagentów przedstawia równanie:

Zapis tej reakcji oznacza, że czysty gazowy metan ulega reakcji z czystym gazowym tlenem pod ciśnieniem 1000 hPa, co w efekcie powoduje powstanie czystego gazowego dwutlenku węgla i czystej ciekłej wody (pod tym samym ciśnieniem). Większość ustandaryzowanych danych termodynamicznych dotyczy umownie przyjętej temperatury 25°C (298,15 K). Wynika to z faktu, że jest to na ogół zwykła temperatura otoczenia i w takiej właśnie dokonano danego pomiaru. Dla wielkości standardowych należy przyjąć tę temperaturę, chyba że podana została inna jej wartość.

Podsumowując, standardowa entalpia reakcji dotyczy:

• molowych ilości reagentów, które określone są przez współczynniki stechiometryczne w równaniach reakcji;

• teoretycznej 100% wydajności reakcji;

• ciśnienia 1000 hPa;

• temperatury 25°C (298,15 K) (umownie przyjętej, gdyż temperatura nie wchodzi w definicje stanu standardowego).

Ogólnie rzecz ujmując, stan standardowy to wyidealizowany przypadek wprowadzony przez naukowców w celu ułatwienia obliczeń i uzyskania punktu odniesienia względem innych warunków. Należy pamiętać, że entalpii standardowej dla 1 mola danej substancji w stanie standardowym nie da się wyznaczyć, można jedynie podać zmianę entalpii, jaka następuje w trakcie tworzenia 1 mola tej substancji w warunkach standardowych.

Istnieje szereg różnych entalpii standardowych. W zależności, jakiej reakcji podlegają dane substancje, wyróżnia się np.: standardową entalpię tworzenia, standardową entalpię spalania, standardową entalpie parowania. Ich znajomość pozwala na obliczenie efektu energetycznego danej reakcji.

Indeks dolny Źródło: https://www.umb.edu.pl (dostęp: 25.1.2021) Indeks dolny koniec_{Źródło: https://www.umb.edu.pl (dostęp: 25.1.2021)}

Obliczenie standardowej entalpii ($\mathit{∆}H$) dowolnej reakcji chemicznej jest możliwe dzięki zastosowaniu prawa Hessa. Zgodnie z nim:

Z prawa można korzystać, jeśli znane są entalpie, np. tworzenia lub spalania wszystkich substratów lub produktów danej reakcji chemicznej (mogą to być też entalpie dowolnych innych reakcji, które pozwolą po właściwym przekształceniu uzyskać pożądaną reakcję).

Wzór, który pozwala na obliczenie entalpii reakcji chemicznej, przedstawia się następująco:

gdzie:

• $\mathit{∆}{H}^{\circ }$ – zmiana standardowej entalpii [kJ];

• $n$ – liczba moli produktów lub substratów;

• $\Sigma n\mathit{∆}{H}_{\mathrm{p}}^{\circ }$ – suma zmian standardowych entalpii tworzenia produktów;

• $\Sigma n\mathit{∆}{H}_{\mathrm{s}}^{\circ }$ – suma zmian standardowych entalpii tworzenia substratów.

Słownik

Bibliografia

Atkins P., Chemia ogólna Cząsteczki materia reakcje, Warszawa 2018. 

Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 1994.

Encyklopedia PWN.

Pazdro K.M., Chemia nieorganiczna, Warszawa 1992.