Entalpia syntezy jądrowej - Enthalpy of fusion

Wykres logarytmiczny entalpii topnienia i wrzenia w funkcji temperatur topnienia i wrzenia czystych pierwiastków.  Liniowa zależność między entalpią topnienia temperatury znana jest jako reguła Richarda.
Entalpie topnienia i wrzenia dla czystych pierwiastków w funkcji temperatur przejścia, demonstrując regułę Troutona

Entalpia topnienia substancji, znany także jako (utajone) ciepło topnienia jest zmiana jego entalpii wynikające z dostarczania energii , na ogół ciepło, w ilości określonej substancji do zmiany swojego stanu z fazy stałej do ciekłej, przy stałe ciśnienie. Na przykład podczas topienia 1 kg lodu (w temperaturze 0 °C w szerokim zakresie ciśnień ) pochłaniana jest energia 333,55 kJ bez zmiany temperatury. Ciepło krzepnięcia (gdy dana substancja zmienia się z cieczy w ciało stałe) jest równy i przeciwny.

Energia ta obejmuje wkład wymagany do zrobienia miejsca na jakąkolwiek związaną zmianę objętości poprzez przemieszczanie otoczenia względem ciśnienia otoczenia. Temperatura, w której następuje przejście fazowe, jest temperaturą topnienia lub temperaturą zamarzania, w zależności od kontekstu. Umownie zakłada się, że ciśnienie wynosi 1 atm (101,325 kPa), o ile nie określono inaczej.

Przegląd

„Entalpia” syntezy termojądrowej to ciepło utajone , ponieważ podczas topienia energia cieplna potrzebna do zmiany substancji ze stałej w płynną pod ciśnieniem atmosferycznym jest utajonym ciepłem topnienia, ponieważ podczas procesu temperatura pozostaje stała. Utajone ciepło topnienia to zmiana entalpii dowolnej ilości substancji podczas jej topienia. Kiedy ciepło topnienia odnosi się do jednostki masy, zwykle nazywane jest ciepłem właściwym topnienia , podczas gdy molowe ciepło topnienia odnosi się do zmiany entalpii na ilość substancji w molach .

Faza ciekła ma wyższą energię wewnętrzną niż faza stała. Oznacza to, że ciało stałe musi być dostarczane do ciała stałego, aby je stopić, a energia jest uwalniana z cieczy, gdy zamarza, ponieważ cząsteczki w cieczy doświadczają słabszych sił międzycząsteczkowych, a więc mają wyższą energię potencjalną (rodzaj energii dysocjacji wiązań dla sił międzycząsteczkowych).

Gdy woda w stanie ciekłym jest schładzana, jej temperatura stale spada, aż spadnie tuż poniżej linii punktu zamarzania przy 0 °C. Temperatura pozostaje wtedy stała w punkcie zamarzania, podczas gdy woda krystalizuje. Gdy woda jest całkowicie zamarznięta, jej temperatura nadal spada.

Entalpia topnienia jest prawie zawsze wielkością dodatnią; hel jest jedynym znanym wyjątkiem. Hel-3 ma ujemną entalpię topnienia w temperaturach poniżej 0,3 K. Hel-4 ma również bardzo nieznacznie ujemną entalpię topnienia poniżej 0,77 K (−272,380 °C). Oznacza to, że przy odpowiednich stałych ciśnieniach substancje te zamarzają z dodatkiem ciepła. W przypadku 4 He ten zakres ciśnień wynosi od 24,992 do 25,00 atm (2533 kPa).

Standardowa zmiana entalpii fuzji okresu trzeciego
Standardowa zmiana entalpii stapiania drugiego okresu układu okresowego pierwiastków
Substancja Ciepło stapiania
(cal/g) (J/g)
woda 79,72 333,55
metan 13,96 58,99
propan 19.11 79,96
glicerol 47,95 200,62
kwas mrówkowy 66.05 276,35
kwas octowy 45,90 192.09
aceton 23,42 97,99
benzen 30.45 127,40
kwas mirystynowy 47,49 198,70
kwas palmitynowy 39,18 163,93
Octan sodowy 63-69 264–289
kwas stearynowy 47,54 198,91
gal 19,2 80,4
wosk parafinowy (C 25 H 52 ) 47,8-52,6 200–220

Wartości te pochodzą głównie z podręcznika CRC Handbook of Chemistry and Physics , wydanie 62. Konwersja między cal/g i J/g w powyższej tabeli wykorzystuje kalorię termochemiczną (cal th ) = 4,184 dżuli, a nie kalorię z Międzynarodowej Tabeli Pary (cal INT ) = 4,1868 dżuli.

Przykłady

A) Do podgrzania 1 kg płynnej wody z 0 °C do 20 °C potrzeba 83,6 kJ (patrz poniżej). Jednak podgrzewanie lodu z 0°C do temperatury 20°C wymaga dodatkowej energii do stopienia lodu. Te dwa procesy możemy traktować niezależnie; tak więc, aby ogrzać 1 kg lodu z 273,15 K do wody o temperaturze 293,15 K (0 °C do 20 °C) wymaga:

(1) 333,55 J/g (ciepło topnienia lodu) = 333,55 kJ/kg = 333,55 kJ na 1 kg lodu do stopienia, plus
(2) 4,18 J/(g⋅K) × 20 K = 4,18 kJ/(kg⋅K) × 20 K = 83,6 kJ dla 1 kg wody do wzrostu temperatury o 20 K
(1+2) 333,55 kJ + 83,6 kJ = 417,15 kJ na 1 kg lodu, aby temperatura wzrosła o 20 K

Z tych liczb wynika, że ​​jedna część lodu o temperaturze 0 °C schłodzi prawie dokładnie 4 części wody z 20 °C do 0 °C.

B) Krzem ma ciepło topnienia 50,21 kJ/mol. Moc 50 kW może dostarczyć energię potrzebną do stopienia około 100 kg krzemu w ciągu godziny:

50 kW = 50 kJ/s = 180 000 kJ/h

180 000 kJ /h × (1 mol Si)/ 50,21 kJ × 28 g Si /(mol Si) × 1 kg Si / 1 000 g Si = 100,4 kg/h

Przewidywanie rozpuszczalności

Ciepło topnienia można również wykorzystać do przewidywania rozpuszczalności ciał stałych w cieczach. Założywszy, że rozwiązaniem idealnym uzyskuje się ułamek molowy substancji rozpuszczonej w stanie nasycenia jest funkcją temperatury topnienia, w temperaturze topnienia substancji stałej jak i temperatury roztworu:

Tutaj jest stała gazowa . Na przykład przewiduje się , że rozpuszczalność paracetamolu w wodzie o temperaturze 298 K wynosi:

Ponieważ masa molowa wody i paracetamolu wynosi 18,0153 g mol -1 i 151,17 g mol -1, a gęstość roztworu wynosi 1000 g L -1 , szacunkowa rozpuszczalność w gramach na litr wynosi:

co jest odchyleniem od rzeczywistej rozpuszczalności (240 g/l) o 11%. Ten błąd można zmniejszyć, biorąc pod uwagę dodatkowy parametr pojemności cieplnej .

Dowód

W stanie równowagi do potencjału chemicznego dla czystego rozpuszczalnika i czystą substancję są identyczne:

lub

z o stałej gazowej i w temperaturze .

Rearanżacja daje:

i ponieważ

ciepło topnienia jest różnicą potencjału chemicznego między czystą cieczą a czystą substancją stałą, wynika z tego, że

Zastosowanie równania Gibbsa-Helmholtza :

ostatecznie daje:

lub:

oraz z integracją :

wynik końcowy uzyskuje się:

Zobacz też

Uwagi

Bibliografia

  • Atkinsa, Piotra; Jones, Loretta (2008), Chemical Principles: The Quest for Insight (4 wyd.), WH Freeman and Company, s. 236, ISBN 0-7167-7355-4
  • Ott, BJ. Bewan; Boerio-Goates, Juliana (2000), Termodynamika chemiczna: zaawansowane zastosowania , Academic Press, ISBN 0-12-530985-6