am văzut în ultimul filmuleț că dacă definim entalpia H ca fiind egală cu energia internă a unui sistem plus presiunea sistemului înmulțită cu volumul sistemului și aceasta este o definiție aproape arbitrară, dar știm că este o variabilă de stare validă care nu contează ce faci în în ceea ce privește modul în care ajungeți acolo, veți avea întotdeauna aceeași valoare, deoarece este suma și produsul altor variabile de stare valide, dar aceasta în sine nu este atât de utilă sau intuitivă, dar am văzut în ultimul filmuleț că, dacă presupunem că presiunea este constantă și aceasta este o presupunere importantă, dar nu este o presupunere nerezonabilă pentru majoritatea reacțiilor chimice, deoarece majoritatea reacțiilor chimice reacții chimice, știi, stăm pe plajă cu paharele noastre și ele sunt expuse la temperatura și presiunea standard sau cel puțin la o presiune care nu se schimbă pe măsură ce are loc reacția, dacă presupunem o presiune constantă, am văzut că schimbarea entalpiei, schimbarea entalpiei devine căldura adăugată în sistem la acea presiune constantă, că P există. doar ca să vă arătăm că asta e doar atunci când presupunem că avem de-a face cu căldură adăugată la o presiune constantă. Cum putem folosi aceste concepte în mod util? Să presupunem că am niște carbon, care în forma sa elementară este grafitul, și adaug la acesta un mol de carbon și adaug la acesta doi moli de hidrogen în forma sa elementară, va fi un gaz, va fi o moleculă, corect? Dacă aș avea o grămadă de hidrogen în stare gazoasă, să zicem într-un balon, nu voi avea atomi individuali de hidrogen, aceștia se vor lega și vor forma aceste molecule diatomice, iar dacă le voi face să reacționeze, voi produce un mol de metan, un mol de metan ch4, dar asta nu e tot ce voi produce, voi produce și căldură, voi produce 74 kilojouli de căldură plus 74 kilojouli de căldură când voi produce, când voi produce acel mol, care nu poate fi scris cu K minuscul pentru Killough, când voi produce acel mol de metan, deci ce se întâmplă aici? și să presupunem că această căldură este pur și simplu eliberată din sistem, că nu este un proces adiabatic, că nu am izolat sistemul de nimic, dar pur și simplu este eliberată, dispare, este eliberată, așa că întrebarea mea este cât de multă căldură am început cu acest container, cred că l-am putea numi standard. și poate că am avut o grămadă de… Ei bine, am vrut să fac carbonul, îl voi face în gri, am avut o grămadă de carbon solid pe aici, poate un fel de praf, apoi am avut niște hidrogen molecular, hidrogen gazos, fiecare dintre aceste puncte are doi atomi de hidrogen și nu știu, poate că l-am scuturat sau ceva de genul ăsta, făcându-i să reacționeze și apoi am obținut o grămadă de metan și apoi… Am obținut o grămadă de metan. Am obținut o grămadă de gaz metan. Voi face asta în verde, așa că acum am o grămadă de gaz metan și am eliberat 74 de kilojouli. Am eliberat 74 de kilojouli, deci câtă căldură a fost adăugată în sistem. Ei bine, am eliberat căldură din sistem, am eliberat 74 de kilojouli, deci căldura adăugată în sistem. 74. Dacă v-aș fi întrebat de căldura eliberată, aș fi spus 74, dar nu uitați că ne interesează căldura adăugată la sistem este de 74 kilojouli și tocmai v-am arătat că este exact același lucru ca și schimbarea entalpiei, ca și schimbarea entalpiei, ca și schimbarea entalpiei. va fi mai mică, pentru că dacă luăm entalpia, deci variația entalpiei este entalpia sistemului final minus entalpia sistemului inițial și avem un număr negativ, avem minus 74 de kilojouli, deci trebuie să fie mai mică cu 74 de kilojouli, deci H, entalpia de aici este mai mică decât entalpia de aici. pe o diagramă, dacă desenez reacția, să zicem că asta e doar timpul sau ceva de genul ăsta, asta e pe măsură ce reacția avansează pe această axă, iar pe axa y voi desena entalpia, așa că reacția începe la entalpia inițială H I și asta e starea de aici, așa că începi de aici, o voi face în galbenul recipientului, așa că galbenul ăsta. și apoi îl scuturăm sau nu o să intru în energia de activare, așa că s-ar putea să aibă o mică cocoașă, dar cine știe, dar apoi ajungem la entalpia finală. Avem această entalpie finală, chiar aici, după ce reacția a avut loc, aceasta este data de aici, aceasta este H final. și ceea ce este interesant aici este că nu este atât de mult valoarea absolută a entalpiei sau valoarea absolută a entalpiei, dar acum că avem entalpia, putem avea un cadru pentru a ne gândi la câtă energie termică există în acest sistem în raport cu acest sistem și, având în vedere că există mai puțină energie termică în acest sistem decât în acel sistem energetic. trebuie să fi eliberat energie și, într-o oarecare măsură, v-am spus asta de la început, nu-i așa? V-am spus că energia este eliberată, iar pentru asta folosim cuvântul „exotermie exotermie”. Acum, dacă vrem să mergem în cealaltă direcție, să zicem că vrem să plecăm de la metan și să ne întoarcem la partea sa, trebuie să adăugăm căldură în reacție, dacă vrem să mergem înapoi. ar trebui să adăugați, ar trebui să adăugați conținutul de căldură pentru a obține o Delta H pozitivă și atunci veți avea o reacție endotermică, deci dacă o reacție eliberează energie, este exotermică, dacă o reacție are nevoie de energie pentru a se produce, este endotermică. Acum, probabil că vă întrebați: „De unde vine energia asta?”, așa că am început cu entalpia de aici. și entalpia are o definiție ciudată aici, iar apoi am ajuns la cealaltă entalpie, aici. După cum vedeți, entalpia, știți, presiunea, presupunem că este constantă, să spunem că volumul nu se schimbă prea mult în această situație, sau poate nu se schimbă deloc, așa că cea mai mare parte a schimbării va proveni din schimbarea energiei interne. energie internă mai mare aici, energie internă mai mare și energie internă mai mică aici, care cauzează principala scădere a entalpiei, iar această schimbare a energiei interne este de fapt o conversie a energiei potențiale de aici în căldura eliberată, deci a fost eliberată o cantitate de căldură de 74 kilojouli, astfel încât energia noastră internă a scăzut, iar toate acestea ne dau o valoare de astfel încât, dacă știm de câtă căldură este nevoie pentru a forma sau nu anumiți produși, atunci putem prezice câtă căldură va fi eliberată sau câtă căldură va fi absorbită de diferite reacții, iar aici voi aborda o altă noțiune, noțiunea de căldură de formare sau, uneori, de schimbare a entalpiei de formare. este variația entalpiei de formare și în mod normal este dată la o temperatură și o presiune standard, așa că se pune un mic punct, de obicei un zero, alteori doar un cerc, și ceea ce înseamnă cât de mult este variația entalpiei pentru a ajunge la o moleculă din forma sa elementară, așa că, de exemplu, pentru metan, dacă avem metan. acolo și vrem să ne dăm seama dacă vrem să ne dăm seama de căldura sa de formare, spunem: „Uite, dacă formăm metanul din formele sale elementare, care este Delta H a acestei reacții?” Tocmai am aflat care este Delta H a acestei reacții: minus 74 de kilojouli, ceea ce înseamnă că dacă formezi metanul din elementele sale elementare, cred că vei elibera 74 de kilojouli. kilojouli de energie, ceea ce înseamnă că este o reacție exotermă, o reacție exotermă, pentru că ai eliberat căldură, dar ai și acest lucru, poți spune că metanul se află într-o stare de energie mai mică sau are o energie potențială mai mică decât au făcut-o tipii ăștia și, pentru că are o energie potențială mai mică, este mai stabil, adică un mod de a te gândi la asta este că, dacă ai un tip, știi tu, știi tu… are un munte aici și apoi este aici jos și ai o minge, ai o minge și asta nu este o analogie directă, dar analogia cu energia potențială este că atunci când te afli într-o stare de energie potențială mai mică, tinzi să fii mai stabil și astfel, în lumea de zi cu zi, dacă ai o grămadă de metan în jurul tău, faptul că are o căldură negativă de o căldură de reacție negativă sau o căldură de formare negativă sau, mai bine zis, o căldură de formare standard negativă, pentru că nu o am aici, sau o schimbare standard negativă a entalpiei de formare, toate acestea sunt aceleași lucruri, ceea ce îmi spune că metanul este stabil în raport cu compușii săi constituenți și, de fapt, puteți căuta aceste lucruri, nu va trebui să le memorați, dar… dar e bine să știi ce sunt și am copiat toate astea, de fapt, lasă-mă să iau tabelele reale de pe Wikipedia. Am făcut toate astea direct de pe Wikipedia. Acestea îți dau căldura standard de formare a mai multor lucruri și dacă te uiți aici jos, să vedem dacă au metan chiar aici, asta e ceea ce aveam de făcut. ne spun, în esență, Delta H a reacției de formare a metanului, ne spun că acest tabel ne spune că, dacă începem cu niște carbon în stare solidă și doi moli de hidrogen în stare gazoasă și formăm un mol de metan, dacă luăm entalpia de aici minus entalpia. aici, deci variația entalpiei pentru această reacție la o temperatură și o presiune standard va fi egală cu minus 74 kilojouli pe mol și toate acestea sunt date pe mol, deci dacă avem un mol din asta, doi moli din asta și pentru a forma un mol de metan, vom elibera 74 kilojouli de căldură, deci este o reacție stabilă. și vom continua să folosim acest tabel în următoarele videoclipuri. Vedeți aici că oxigenul monoatomic monta are o căldură standard pozitivă de formare, ceea ce înseamnă că are nevoie de energie pentru a se forma. Dacă aveți o reacție, să spunem că reacția o voi scrie așa: o jumătate de oxigen molecular ca gaz, pentru a ajunge la un mol de oxigen. în stare gazoasă, asta ne spune că această stare are mai mult potențial decât această stare și pentru ca această reacție să aibă loc trebuie să adăugați energie, trebuie să puneți energia de cealaltă parte, deci trebuie să puneți un plus, așa că aici ar trebui să spuneți plus 249 jouli, așa că ați putea spune Sal, asta nu are sens. Oxigenul este doar oxigen. De ce există o căldură de formare a oxigenului? Pentru că întotdeauna folosești forma elementară ca punct de referință, așa că oxigenul, dacă te uiți, dacă ai o grămadă de oxigen pe aici, va fi în forma o2. Dacă ai o grămadă de hidrogen, va fi h2. pe de altă parte, este doar C și tinde să fie în forma sa solidă, ca și grafitul, așa că toate căldurile de formare sunt relative la forma în care se găsește elementul respectiv, nu neapărat la forma sa atomică, deși uneori este forma sa atomică. Acum, în videoclipul următor, vom folosi acest tabel, care este foarte util. în acest ultim filmuleț v-am dat căldura de formare și ne-am gândit puțin la asta, în următoarele filmulețe vom folosi acest tabel care oferă o căldură de formare standard pentru a ne da seama dacă reacțiile sunt endotermice, adică absorb energie, sau exotermice, adică eliberează energie, și ne vom da seama cât de multă energie.