Referință: entalpii standard de formare (kJ/mol, 298 K)
| Compus | ΔH°f | Compus | ΔH°f | Compus | ΔH°f |
|---|
| H₂O(l) | -285.8 | CO₂(g) | -393.5 | CH₄(g) | -74.8 |
| H₂O(g) | -241.8 | CO(g) | -110.5 | C₂H₆(g) | -84.7 |
| NH₃(g) | -45.9 | NO(g) | +90.3 | C₂H₄(g) | +52.3 |
| HCl(g) | -92.3 | NO₂(g) | +33.2 | C₂H₂(g) | +226.7 |
| NaCl(s) | -411.2 | SO₂(g) | -296.8 | C₆H₆(l) | +49.0 |
| CaO(s) | -635.1 | SO₃(g) | -395.7 | CH₃OH(l) | -238.7 |
| CaCO₃(s) | -1206.9 | H₂SO₄(l) | -814.0 | C₂H₅OH(l) | -277.7 |
Energii de legătură (kJ/mol): H-H 436, C-H 413, C-C 348, C=C 614, C≡C 839, O-H 463, C-O 358, C=O 799, Cl-Cl 243, H-Cl 431, N≡N 941, O=O 498, N-H 391.
Ce este termochimia?
Termochimia este contabilitatea energiei pentru reacțiile chimice: unde se duce energia, în ce cantități și după ce program. Moneda ei centrală este căldura (q, jouli), măsurată lăsând o reacție să se desfășoare într-un calorimetru și urmărind cum se schimbă temperatura unei mase cunoscute de apă. Regula-mamă este Primul Principiu — energia se conservă, nu se creează și nu se distruge, ci doar se mută între legăturile chimice și mediul înconjurător — iar tot ce este pe această pagină (căldura specifică, legea lui Hess, entalpiile de formare, energia liberă Gibbs) este aceeași lege purtând pălării diferite.
Singura regulă de reținut: entalpia este o funcție de stare — depinde doar de stările inițială și finală, niciodată de drumul dintre ele. Această singură proprietate face legală legea lui Hess și utilizabil întregul tabel de referință de mai jos.
Căldura față de temperatură
Temperatura măsoară agitația medie a moleculelor; căldura este energia totală transferată când se schimbă această agitație. Panoul Căldură specifică folosește q = mcΔT ca să convertească între ele: proba încălzește 100 g de apă (c = 4,184 J/g·°C) de la 20 °C la 80 °C, cerând q = 100 × 4,184 × 60 = 25104 J = 25,104 kJ, energie absorbită endotermic. Capacitatea termică neobișnuit de mare a apei este motivul pentru care ea este lichidul de răcire preferat și volantul climei: aceiași jouli care ar face temperatura unei oale metalice să oscileze puternic abia mișcă un ceainic. Căldura specifică supradimensionată a apei este legătura de hidrogen în acțiune: fiecare joule trebuie să desfacă parțial rețeaua înainte ca moleculele să poată accelera.
Ruperea legăturilor costă, formarea lor aduce câștig
Variația entalpiei unei reacții este pur și simplu diferența contabilă: ΔH ≈ ΣBE(rupte) − ΣBE(formate). Ruperea legăturilor H–H (436) și Cl–Cl (243) costă 679 kJ/mol; formarea a două legături H–Cl (431 fiecare) rambursează 862 kJ/mol; proba panoului Energia de legătură dă un net de −183 kJ/mol, exoterm — H2 + Cl2 → 2HCl eliberează căldură pentru că produșii își țin atomii mai strâns decât o făceau reactanții. Convenția de semn este universală: ΔH negativ înseamnă că sistemul eliberează căldură (exoterm, ca la ardere), iar pozitiv înseamnă că absoarbe (endoterm, ca la topirea gheții).
Legea lui Hess și entalpiile de formare
Deoarece entalpia este o funcție de stare, orice reacție poate fi construită dintr-o scară convenabilă de pași cunoscuți, iar entalpiile se adună — suma nu depinde de drum. Contabilitatea este standardizată prin entalpiile standard de formare, ΔH°f: entalpia necesară pentru a construi un mol de compus din elementele sale în stările lor standard, ceea ce face ca valoarea fiecărui element să fie zero prin definiție. Proba panoului Formare este arhetipul: C(s) + O2(g) → CO2(g) este (0 + 0) în stânga și −393,5 în dreapta, deci ΔH°rxn = −393,50 kJ/mol — tabelul de referință de mai sus este făcut tocmai pentru acest fel de sumă: produsele minus reactanții, fiecare înmulțit cu coeficientul său stoichiometric.
Entropia: numărarea aranjamentelor
Entropia (S) numără câte aranjamente microscopice are o stare — gazul bate lichidul, care bate cristalul; amestecurile bat substanțele pure. A doua lege cere ca entropia universului să crească în orice proces spontan, ceea ce se împarte curat: ΔSuniv = ΔSsist + ΔSmediu, unde partea mediului este ΔSmediu = −ΔH/T — reacțiile exoterme dispersează căldura în mediu și îi cresc entropia. Proba panoului Entropie: o reacție exotermă de −100 kJ/mol la 298 K revarsă +335,570 J/mol·K în mediu; cu ΔSsist = 150, universul câștigă 485,570 J/mol·K, iar procesul este spontan.
Energia liberă Gibbs: verdictul
J. Willard Gibbs a împăturit ambele registre într-un singur număr: ΔG = ΔH − TΔS. Proba panoului Gibbs rulează o reacție favorabilă, dar confuză — ΔH = −100 kJ/mol, ΔS = −50 J/mol·K la 298 K — și întoarce ΔG = −100 − 298(−0,05) = −85,10 kJ/mol, spontană. Cele patru combinații de semne merită reținute: exotermă + entropie crescută este mereu spontană; endotermă + entropie scăzută nu este niciodată; cele două cazuri mixte depind de temperatură, ceea ce explică tocmai de ce gheața se topește doar peste 273 K (TΔS depășește ΔH). La echilibru ΔG = 0, iar energia liberă standard se leagă de constanta de echilibru prin ΔG° = −RT ln K.
Concepții greșite frecvente
- Exotermic înseamnă spontan. Nu: și cartea entropiei trebuie să se echilibreze. Dizolvarea multor săruri este endotermă și totuși spontană, pentru că câștigul de dezordine plătește nota.
- Căldura și temperatura sunt același lucru. O cadă de baie la 30 °C conține mult mai multă căldură decât o ceașcă la 90 °C; q = mcΔT arată că masa și capacitatea termică au și ele un cuvânt de spus.
- Formarea legăturilor necesită energie. Dimpotrivă: formarea legăturii eliberează întotdeauna energie — tocmai această energie eliberată este ceea ce valorifică reacțiile exoterme.
- Energiile de legătură prezic exact ΔH. Sunt medii peste multe molecule, iar semnul ≈ din formula panoului este onest. Entalpiile de formare sunt instrumentul exact.
Instrumente înrudite: Echilibru chimic (unde se întâlnesc ΔG° și K), Legile gazelor (lucrul PΔV cu care schimbă căldură) și Cinetică (spontan nu înseamnă același lucru cu rapid).
