Hvad er brugen af ​​varme som en praktisk måling af kemisk energi i nogen reaktion?

Kemisk energi opbevares inden for bindingerne af molekyler. Når bindinger er brudt, frigøres energi (eksoterm reaktion), og når der dannes bindinger, absorberes energi (endoterm reaktion). Denne energiændring er det, vi kalder entalpiændring (ΔH) .

varme er en form for energioverførsel, der opstår, når der er en temperaturforskel mellem to systemer. I kemiske reaktioner kan varme frigøres eller absorberes som en konsekvens af entalpiændringen .

Hvorfor varme er ikke et praktisk mål for kemisk energi:

* varme er en vej, ikke en egenskab: Varme beskriver * strømmen * af energi på grund af temperaturforskelle. Kemisk energi er på den anden side en * egenskab * i selve det kemiske system.

* varme afhænger af eksterne faktorer: Mængden af ​​varme, der er frigivet eller absorberet i en reaktion, kan variere afhængigt af faktorer som:

* Mængden af ​​reaktanter: Flere reaktanter betyder mere energi frigivet/absorberet.

* tryk og volumen: Ændringer i disse tilstande kan påvirke entalpiændringen.

* det omgivende miljø: Omgivelsens temperatur og tryk påvirker varmestrømmen.

* varme fortæller ikke hele historien: Varme fortæller os kun om energistrømmen på grund af temperaturforskelle. Det tegner sig ikke for andre former for energiændring, der kan forekomme i en reaktion, såsom:

* arbejde: Nogle reaktioner kan arbejde på omgivelserne (f.eks. Udvidelse af en gas).

* intern energi: Dette inkluderer den energi, der er gemt i molekylernes bevægelse og placering.

Hvad er et praktisk mål for kemisk energi?

* entalpiændring (ΔH): Dette er det mest almindelige og nøjagtige mål for den kemiske energiændring i en reaktion. Det er uafhængigt af eksterne faktorer og konti for alle former for energiændring.

Kortfattet:

* Varme er en konsekvens af ændringer i kemiske energi, ikke et direkte mål for det.

* Entalpiændring (ΔH) er en mere praktisk og nøjagtig måling af kemisk energi i reaktioner.