เทอร์โมเคมี — เอนทัลปี กฎของเฮส และแคลอริเมทรี

เทอร์โมเคมีเป็นส่วนหนึ่งของเคมีที่ศึกษาการเปลี่ยนแปลงความร้อนในปฏิกิริยาเคมีและการเปลี่ยนแปลงทางกายภาพ ในโจทย์พื้นฐานส่วนใหญ่ จะเจอเครื่องมือหลัก 3 อย่างซ้ำ ๆ คือ การเปลี่ยนแปลงเอนทัลปี $\Delta H$ กฎของเฮส และแคลอริเมทรี

ความหมายแบบสั้นของแต่ละอย่างคือ:

• $\Delta H < 0$: ระบบคายความร้อนภายใต้สภาวะความดันคงที่
• $\Delta H > 0$: ระบบดูดความร้อนภายใต้สภาวะความดันคงที่
• กฎของเฮส: ถ้านำปฏิกิริยามาบวกกัน การเปลี่ยนแปลงเอนทัลปีก็บวกกันด้วย
• แคลอริเมทรี: วัด $\Delta T$ แล้วแปลงเป็น $q$ จากนั้นเชื่อมโยงความร้อนนั้นกับปฏิกิริยา

ถ้าจะจำเพียงประโยคเดียว ให้จำประโยคนี้: เทอร์โมเคมีคือการติดตามว่าความร้อนไปอยู่ที่ไหน ภายใต้เงื่อนไขที่ระบุไว้อย่างชัดเจน

เทอร์โมเคมีในทางปฏิบัติหมายถึงอะไร

ในเทอร์โมเคมี ปริมาณที่เรามักคำนวณคือ การเปลี่ยนแปลง ของเอนทัลปี ไม่ใช่ค่าเอนทัลปีสัมบูรณ์ สำหรับวิชาเคมีหลายระดับ เอนทัลปีมีประโยชน์เพราะเชื่อมโยงการไหลของความร้อนกับปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นภายใต้ความดันคงที่

สำหรับกระบวนการที่เกิดที่ความดันคงที่ และงานที่เกี่ยวข้องมีเพียงงานความดัน-ปริมาตร

$$\Delta H = q_p$$

เงื่อนไขนี้สำคัญมาก คุณไม่ควรแทน $\Delta H$ ด้วยความร้อนในทุกสถานการณ์ ทางลัดนี้ใช้ได้กับระบบความดันคงที่ เช่น ปฏิกิริยาในบีกเกอร์เปิดหลายแบบ และโจทย์แคลอริมิเตอร์แบบถ้วยกาแฟ

จึงได้ภาษาสัญลักษณ์ที่ใช้กันทั่วไปดังนี้:

• กระบวนการคายความร้อน: $\Delta H < 0$
• กระบวนการดูดความร้อน: $\Delta H > 0$

การเผาไหม้เป็นตัวอย่างมาตรฐานของปฏิกิริยาคายความร้อน ส่วนน้ำแข็งหลอมเหลวเป็นตัวอย่างมาตรฐานของกระบวนการดูดความร้อน

กฎของเฮสใช้หาเอนทัลปีที่ไม่ทราบค่าได้อย่างไร

กฎของเฮสกล่าวว่า การเปลี่ยนแปลงเอนทัลปีของปฏิกิริยารวมขึ้นอยู่กับสถานะเริ่มต้นและสถานะสุดท้าย ไม่ได้ขึ้นอยู่กับเส้นทางที่ใช้ไปถึงผลลัพธ์นั้น หลักการนี้ใช้ได้เพราะเอนทัลปีเป็นฟังก์ชันสถานะ

ดังนั้น ถ้าสมการเคมีที่ปรับแล้วสามารถบวกกันเป็นสมการเป้าหมายได้ การเปลี่ยนแปลงเอนทัลปีของสมการเหล่านั้นก็สามารถบวกกันได้เช่นกัน:

$$\Delta H_{overall} = \Delta H_1 + \Delta H_2 + \Delta H_3 + \cdots$$

การปรับสมการ 2 แบบที่ทำให้ผิดพลาดบ่อยที่สุดคือ:

• ถ้ากลับทิศปฏิกิริยา ต้องกลับเครื่องหมายของ $\Delta H$
• ถ้าคูณสมการปฏิกิริยาด้วยตัวคูณใด ต้องคูณ $\Delta H$ ด้วยตัวคูณเดียวกัน

กฎของเฮสมีประโยชน์มากเมื่อปฏิกิริยาเป้าหมายวัดโดยตรงได้ยาก แต่มีข้อมูลของปฏิกิริยาที่เกี่ยวข้องอยู่แล้ว

แคลอริเมทรีเปลี่ยนการเปลี่ยนแปลงอุณหภูมิให้เป็นความร้อนได้อย่างไร

แคลอริเมทรีใช้ประมาณค่าความร้อนโดยสังเกตว่าอุณหภูมิของสารเปลี่ยนไปมากแค่ไหน ในโจทย์อย่างง่ายที่เป็นสารละลาย ความร้อนที่สิ่งแวดล้อมดูดหรือคายมักเขียนแบบจำลองได้เป็น

$$q = mc\Delta T$$

โดยที่:

• $m$ คือมวล
• $c$ คือความจุความร้อนจำเพาะ
• $\Delta T = T_{final} - T_{initial}$

ในแคลอริมิเตอร์แบบถ้วยกาแฟอุดมคติ ถ้าการแลกเปลี่ยนความร้อนกับภายนอกน้อยมากจนละเลยได้ ความร้อนของปฏิกิริยาและของสิ่งแวดล้อมจะสมดุลกัน:

$$q_{rxn} = -q_{surr}$$

ถ้าปฏิกิริยาเกิดที่ความดันคงที่ ความร้อนที่วัดได้ก็มักเชื่อมโยงกับการเปลี่ยนแปลงเอนทัลปีของปริมาณปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นจริงได้

ตัวอย่างทำโจทย์: แคลอริเมทรีแบบถ้วยกาแฟ

สมมติว่ามีปฏิกิริยาเกิดขึ้นในแคลอริมิเตอร์แบบถ้วยกาแฟ และทำให้สารละลายมวล $50.0\ \mathrm{g}$ มีอุณหภูมิเพิ่มจาก $22.0^\circ \mathrm{C}$ เป็น $28.0^\circ \mathrm{C}$ ให้ถือว่าสารละลายมีสมบัติเหมือนน้ำ ดังนั้น $c = 4.18\ \mathrm{J/(g\cdot^\circ C)}$ และละเลยความจุความร้อนของตัวแคลอริมิเตอร์เอง

ขั้นแรก หาความร้อนที่สารละลายได้รับ:

$$\Delta T = 28.0 - 22.0 = 6.0^\circ \mathrm{C}$$ $$q_{solution} = mc\Delta T = (50.0)(4.18)(6.0) = 1254\ \mathrm{J}$$

ดังนั้นสารละลายดูดความร้อน $1.254\ \mathrm{kJ}$

ถ้าถ้วยถูกแยกจากภายนอกได้อย่างมีประสิทธิภาพ ปฏิกิริยาก็ต้องคายความร้อนออกมาเท่ากัน:

$$q_{rxn} = -1.254\ \mathrm{kJ}$$

เนื่องจากนี่เป็นระบบความดันคงที่ เราจึงมักประมาณว่า

$$\Delta H_{rxn} \approx -1.25\ \mathrm{kJ}$$

สำหรับปริมาณปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในการทดลองครั้งนั้น

แนวคิดสำคัญนั้นง่ายมาก: สิ่งแวดล้อมอุ่นขึ้น แสดงว่าปฏิกิริยาถ่ายเทความร้อนไปยังสิ่งแวดล้อม ดังนั้นปฏิกิริยานี้จึงเป็นปฏิกิริยาคายความร้อน

ถ้าโจทย์ให้ปริมาณสารตั้งต้นที่ใช้มาด้วย คุณสามารถไปต่ออีกขั้นโดยแปลงผลลัพธ์นี้เป็น $\mathrm{kJ/mol}$

ข้อผิดพลาดที่พบบ่อยในเทอร์โมเคมี

ใส่เครื่องหมายผิดทิศ

ถ้าสารละลายอุ่นขึ้น แสดงว่าสารละลายดูดความร้อน แต่ปฏิกิริยาคายความร้อนออกมา ดังนั้น $q_{solution}$ และ $q_{rxn}$ จึงมีเครื่องหมายตรงข้ามกัน

ใช้ $\Delta H = q$ โดยไม่ระบุเงื่อนไข

ทางลัดที่ถูกต้องคือ $\Delta H = q_p$ ไม่ใช่แค่ $\Delta H = q$ ในทุกกรณี ความดันคงที่คือเงื่อนไขสำคัญ

ลืมปรับ $\Delta H$ ในกฎของเฮส

เมื่อกลับสมการเคมี เครื่องหมายของ $\Delta H$ ต้องกลับด้วย เมื่อคูณสมการให้ใหญ่ขึ้น $\Delta H$ ก็ต้องคูณตาม

มองข้ามสถานะทางกายภาพ

ในเทอร์โมเคมี สถานะของสารสำคัญมาก $H_2O(l)$ และ $H_2O(g)$ มีเอนทัลปีไม่เท่ากัน ดังนั้นถ้าระบุสถานะไม่ตรงกัน การตั้งโจทย์ด้วยกฎของเฮสอาจผิดได้

ไม่กำหนดระบบก่อน

ก่อนเริ่มคำนวณอะไร ควรตัดสินใจก่อนว่าอะไรคือระบบ และอะไรคือสิ่งแวดล้อม ความผิดพลาดเรื่องเครื่องหมายจำนวนมากเริ่มจากจุดนี้

เอนทัลปี กฎของเฮส และแคลอริเมทรี ใช้เมื่อใด

เทอร์โมเคมีถูกใช้เมื่อ นักเคมีหรือนักวิศวกรรมต้องการรู้ว่ากระบวนการหนึ่งคายหรือดูดความร้อนเท่าใด ตัวอย่างที่พบบ่อย ได้แก่ การเผาไหม้ การเกิดปฏิกิริยานิวทรัลไลเซชัน การละลาย การเปลี่ยนสถานะ การออกแบบเครื่องปฏิกรณ์ และการทำสมดุลพลังงานในกระบวนการอุตสาหกรรม

นอกจากนี้ยังช่วยให้คุณตัดสินใจได้ว่าควรใช้เครื่องมือใดกับโจทย์:

• ใช้แคลอริเมทรีเมื่อมีการวัดข้อมูลอุณหภูมิโดยตรง
• ใช้กฎของเฮสเมื่อความร้อนของปฏิกิริยาที่ต้องการต้องประกอบขึ้นจากขั้นที่ทราบค่าอยู่แล้ว
• ใช้ภาษาของเอนทัลปีเมื่อต้องอธิบายการไหลของความร้อนภายใต้สภาวะความดันคงที่

วิธีง่าย ๆ ในการเลือกเครื่องมือที่ถูกต้อง

วิธีคิดเชิงปฏิบัติกับหัวข้อนี้คือ:

1. ระบุกระบวนการและเงื่อนไขให้ชัดเจน
2. ตัดสินใจว่าความร้อนถูกวัดโดยตรง หรืออนุมานจากปฏิกิริยาที่ทราบค่าอยู่แล้ว
3. คำนวณความร้อนอย่างระมัดระวัง รวมถึงเครื่องหมาย
4. แปลผลนั้นเป็น $\Delta H$ ก็ต่อเมื่อเงื่อนไขรองรับเท่านั้น

เช็กลิสต์สั้น ๆ นี้ช่วยป้องกันความผิดพลาดของผู้เริ่มต้นได้เป็นอย่างมาก

ลองทำโจทย์ที่คล้ายกัน

ลองสร้างโจทย์ของคุณเองด้วยปฏิกิริยานิวทรัลไลเซชันในแคลอริมิเตอร์แบบถ้วยกาแฟ คำนวณ $q_{solution}$ ก่อน แล้วจึงสลับเครื่องหมายเพื่อหา $q_{rxn}$ หลังจากนั้น ลองทำโจทย์กฎของเฮสที่ไม่ได้วัดความร้อนของปฏิกิริยาโดยตรง แล้วเปรียบเทียบว่าทั้งสองวิธีให้คำตอบชนิดเดียวกันได้อย่างไรจากข้อมูลคนละแบบ