Exotermă
ΔrH
negativă
Căldura
degajată
Exemple
arderile, neutralizarea, Na + H₂O
Termochimie: entalpii, legea lui Hess, călduri de reacție
Reacții exoterme și endoterme, entalpia de reacție din entalpiile de formare, legea lui Hess, căldura de combustie, de neutralizare și de dizolvare, calculul căldurii cu Q = m·c·Δt.
- 30 min
- La BAC: I.B · III.E (15 p)
- Verificat pe bareme
ții minte doar fișa asta și ești acoperit
Fișa de aur
- 01
Exoterm: ΔrH negativă, degajă căldură (ardere, neutralizare). Endoterm: ΔrH pozitivă, absoarbe căldură.
- 02
ΔrH⁰ = Σ(ν · ΔfH⁰ produși) − Σ(ν · ΔfH⁰ reactanți); pentru O₂, H₂ și alte elemente în stare standard, ΔfH⁰ = 0.
Truc: Produse minus reactanți, cu coeficienții ecuației.
- 03
Hess: aduni ecuațiile (înmulțite, inversate la nevoie) astfel încât să obții ecuația cerută; entalpiile se adună la fel; inversare = schimbi semnul.
- 04
Q = n · |ΔrH| (căldura degajată); Q = m · c · Δt pentru încălzirea apei (c = 4,18 kJ·kg⁻¹·K⁻¹).
- 05
Cu cât ΔfH⁰ este mai negativă, cu atât substanța este mai stabilă.
1 din 9
Pe scurt
Culorile din lecție:termencifră, datăidee-cheie
- Exoterm: ΔrH < 0; endoterm: ΔrH > 0.
- Ecuația termochimică poartă stările de agregare și ΔrH, pentru coeficienții scriși.
- ΔrH⁰ = Σ ΔfH⁰(produși) − Σ ΔfH⁰(reactanți), cu coeficienții.
- Hess: adunarea ecuațiilor și a entalpiilor lor.
- Q = m · c · Δt; Q = n · |ΔrH|.
Reacții exoterme și endoterme
Endotermă
ΔrH
pozitivă
Căldura
absorbită
Exemple
descompunerea CaCO₃, dizolvarea NH₄NO₃
1 / 2
| Tip | ΔrH | Căldura | Exemple |
|---|---|---|---|
| Exotermă | negativă | degajată | arderile, neutralizarea, Na + H₂O |
| Endotermă | pozitivă | absorbită | descompunerea CaCO₃, dizolvarea NH₄NO₃ |
Entalpia de reacție depinde de cantitățile din ecuație: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O cu ΔrH = −890 kJ se referă la 1 mol CH₄ și 2 mol O₂.
Unde ajunge entalpia
Entalpia de reacție din entalpii de formare
- Scrie ecuația echilibrată
Cu stările de agregare. Aici:
C₆H₁₂O₆ + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O. - Aplică formula
ΔrH⁰ = 6·ΔfH(CO₂) + 6·ΔfH(H₂O) − [ΔfH(C₆H₁₂O₆) + 6·ΔfH(O₂)], cu ΔfH(O₂) = 0.
- Calcul
= 6·(−393,5) + 6·(−285,8) − (−1273,3) = −2361 − 1714,8 + 1273,3 = −2802,5 kJ·mol⁻¹.
ΔrH⁰ la arderea glucozei, cu ΔfH(glucoză) = −1273,3; CO₂ = −393,5; H₂O(l) = −285,8 kJ/mol?
6·(−393,5) + 6·(−285,8) − (−1273,3) = −2802,5 kJ·mol⁻¹.
Căldura și masa de substanță, încălzirea apei
- Q = n · |ΔrH|: pentru 18 g de glucoză, n = 0,1 mol, Q = 0,1 · 2802,5 = 280,25 kJ.
- Q = m · c · Δt: pentru a încălzi apa de la 12 °C la 32 °C (Δt = 20 K) cu 1045 kJ: m = 1045 / (4,18 · 20) = 12,5 kg.
Ce căldură degajă 18 g de glucoză (M = 180 g/mol)?
n = 0,1 mol → Q = 280,25 kJ.
Ce masă de apă se încălzește cu 20 K folosind 1045 kJ? (c = 4,18 kJ·kg⁻¹·K⁻¹)
12,5 kg.
Legea lui Hess
ΔrH a unei reacții este aceeași indiferent de drum; entalpiile etapelor se adună.
Exemplu din modelul 2026: se cere ΔrH⁰ pentru 4HCl + O₂ → 2Cl₂ + 2H₂O(g) din: (1) H₂ + ½O₂ → H₂O(l); (2) H₂O(g) → H₂O(l); (3) H₂ + Cl₂ → 2HCl.
- 2 · (1):
2H₂ + O₂ → 2H₂O(l), entalpie 2ΔrH₁⁰. - −2 · (2) (inversare, ×2):
2H₂O(l) → 2H₂O(g), entalpie −2ΔrH₂⁰. - −2 · (3):
4HCl → 2H₂ + 2Cl₂, entalpie −2ΔrH₃⁰.
Suma dă ecuația cerută, deci ΔrH⁰ = 2ΔrH₁⁰ − 2ΔrH₂⁰ − 2ΔrH₃⁰.
Același rezultat, pe două drumuri
Stabilitatea din entalpia de formare
Substanța cu ΔfH⁰ mai negativă este mai stabilă. Din ΔfH⁰ (Ag₂O: −31,04; Ag₂O₂: −24,26; Ag₂O₃: +33,89 kJ/mol) rezultă ordinea descreșterii stabilității: Ag₂O, Ag₂O₂, Ag₂O₃.
Călduri de neutralizare și de dizolvare
- Neutralizare acid tare + bază tare:
H₃O⁺ + OH⁻ → 2H₂O, exotermă: ΔH⁰ neutralizare = −57,27 kJ/mol, aceeași pentru orice pereche acid tare/bază tare (manualul Corint, cl. a XII-a; valoarea Q = 57,27 kJ·mol⁻¹ este dată și în BAC august 2020). Căldura molară de neutralizare este căldura cedată când un mol de ioni H₃O⁺ reacționează cu un mol de ioni HO⁻, în soluție diluată. - Calcul experimental: la amestecarea a 100 mL HCl 1 M cu 100 mL NaOH 1 M (ρ = 1 g/mL) temperatura crește cu 6,8 K: Q = 200 g · 4,18 J·g⁻¹·K⁻¹ · 6,8 K ≈ 5685 J pentru 0,1 mol de apă, deci aproximativ 56,8 kJ/mol.
- Dizolvare: căldura molară de dizolvare este căldura degajată sau absorbită la dizolvarea unui mol de substanță într-o cantitate foarte mare de solvent; poate corespunde unui proces exoterm (NaOH, H₂SO₄: soluția se încălzește) sau endoterm (NH₄NO₃: soluția se răcește).
Ce se cere la BAC
Greșeli care costă puncte
- Uiți coeficienții când aplici Σ produși − Σ reactanți.
- Nu schimbi semnul entalpiei la inversarea ecuației (Hess).
- Confunzi Q (pozitiv, degajat) cu ΔrH (negativ).
- Aplici Q = m·c·Δt cu Δt în °C și c în kJ/kg/K fără să convertești masa în kg.
- Spui că o substanță cu ΔfH pozitivă e foarte stabilă (e cea mai instabilă).
Termeni-cheie
- Reacție exotermă
- Reacție care degajă căldură în mediu; ΔrH este negativă (arderile, neutralizarea).
- Reacție endotermă
- Reacție care absoarbe căldură din mediu; ΔrH este pozitivă.
- Entalpie de reacție (ΔrH)
- Variația de entalpie a sistemului într-o reacție, la presiune constantă, pentru cantitățile din ecuația termochimică; se exprimă în kJ.
- Entalpie molară de formare standard (ΔfH⁰)
- Variația de entalpie la formarea unui mol de substanță din elementele ei, în stare standard; pentru elementele în stare standard (O₂, H₂, C grafit) este 0.
- Ecuația termochimică
- Ecuația reacției cu stările de agregare și cu valoarea ΔrH, referită la coeficienții scriși.
- Legea lui Hess
- Variația de entalpie a unei reacții nu depinde de drum: este suma variațiilor de entalpie ale etapelor intermediare.
- Căldura de combustie
- Căldura degajată la arderea completă a unui mol de substanță; ΔcH este negativă.
- Căldura de neutralizare
- Căldura cedată când un mol de ioni H₃O⁺ reacționează cu un mol de ioni HO⁻ în soluție diluată (acid tare + bază tare): ΔH = −57,27 kJ/mol.