1.5.1 Termokémia: rendszer, reakcióhő és energiadiagram

Miért melegszik vagy hűl a környezet?

Az égés rendszerint felmelegíti a környezetét. A jég olvadás közben hőt vesz fel, miközben a hőmérséklete az olvadásponton állandó is maradhat. Egy só oldódásakor a pohár melegedhet vagy hűlhet: ez az anyagtól és az oldódás körülményeitől függ.

A közös kérdés: melyik rendszert figyeljük, honnan hová jut a hő, és mi a kezdeti és végállapot? Előbb ezt tisztázzuk, majd diagramot és termokémiai egyenletet készítünk, végül képződéshőkből és Hess tételével számolunk.

1. Jelöld ki a rendszerhatárt!

A rendszer a vizsgálat céljára kiválasztott anyag vagy anyagegyüttes; minden más a környezet. A rendszerhatár választás kérdése, de a választást végig következetesen kell használni. A rendszer hőfelvétele pozitív, hőleadása negatív q.

Oldatreakció hőmérésénél külön könyvelhetjük a kémiai átalakulás hőjét, valamint az oldat és az edény hőfelvételét. Ezek nem feltétlenül külön helyen vannak: az oldatban zajló reakció és az oldat melegedése két hozzájárulás. Ha a teljes kalorimétert választjuk rendszernek, a határán átjutó hő ismét más mennyiség. Közel szigetelt kaloriméter kifelé alig ad le hőt, miközben benne az oldat melegszik.

A hőmérséklet-változás ΔT, mértékegysége K vagy °C-különbség; a q hő és ΔH entalpiaváltozás energia, például kJ. A hőmérséklet-emelkedés önmagában nem ad reakcióhőt. Ehhez hőkapacitás, elreagált anyagmennyiség és hőmérleg is kell.

2. Reakcióhő és előjel

Állandó nyomáson, ha a rendszer csak térfogati munkát végez, q_p = ΔH. Az iskolai „reakcióhő” így a kémiai reakció entalpiaváltozásához kapcsolódik. A Δ_rH a felírt reakcióhoz tartozó moláris reakcióentalpia, a tényleges mintáé pedig a megfelelő mennyiségre számított ΔH.

A felszabaduló hő nagysága pozitív szám, például 286 kJ; a hőt leadó rendszer előjeles változása −286 kJ. Az exoterm jelleg nem mondja meg a sebességet, és önmagában nem elég a spontaneitás eldöntéséhez.

3. Először csak két entalpiaszint

Az entalpia állapotfüggvény. Azonos anyagmennyiségre és megadott feltételekre a végállapot és a kezdeti állapot entalpiájának különbségét keressük: ΔH = H(vég) − H(kezdet). Ezen a két első ábrán nincs aktiválási csúcs. A függőleges hely csak az entalpiaviszonyt mutatja, nem mért számadatot.

4. Egyenlet, állapot és anyagmennyiség

A termokémiai egyenlet együtt adja meg az anyagokat, halmazállapotukat, sztöchiometriai arányukat és az entalpiaváltozást. A következő kerekített tankönyvi adatok egységesen 298,15 K-re, standard nyomásra (1 bar) és a kiírt állapotokra vonatkoznak.

Az egyenlettel együtt változik az energia

A képlet alsó indexét nem változtatjuk meg: két mol víz 2 H₂O, nem H₄O₂. A „kJmol” nevezőjét mindig nevezd meg: anyag egy molja vagy a felírt egyenlet egy mol reakcióegysége. Kétszeres egyenletre a moláris reakcióentalpia is kétszeres, miközben egy mol keletkező vízre továbbra is −286 kJ jut.

5. A vízgőz és a folyékony víz más végállapot

Ugyanazon hőmérsékleten és nyomáson a vízgőz és a folyékony víz entalpiája eltér. A vízgőz képződéséhez itt −242 kJmol, a folyadékéhoz −286 kJmol tartozik. Az 1 mol vízgőz lecsapódásának változása −286 − (−242) = −44 kJ. A fordított párolgáshoz +44 kJ tartozna ezekkel az adatokkal.

Mit mond a két út?

Közvetlen út: H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l), ΔH = −286 kJ. Két részletben: −242 + (−44) = −286 kJ. Az ábra Hess szerinti számítási út, nem azt állítja, hogy a valódi égésnek így kell lezajlania. A kártyák függőleges helye nem méretarányos entalpiatengely.

6. Képződéshő: közös referencia

A standard képződéshő, Δ_fH° (hazai jelölésben Δ_kH), annak a reakciónak a moláris entalpiaváltozása, amelyben 1 mol célanyag keletkezik az elemek adott hőmérsékleten stabil referenciaalakjaiból, standardállapotban. Mértékegysége kJmol célanyag.

A standard nyomás 1 bar = 100 kPa. A hőmérsékletet külön kell megadni, a példáinkban 298,15 K (25 °C). A standardállapot nem jelent automatikusan 0 °C-ot, és nem azonos a gázfeladatok bármely „normálállapot” nevű feltételével.

A nulla nem azt jelenti, hogy az elemnek nincs energiája, hanem a képződéshő-skála referenciaértéke.

7. Hess tétele: ugyanaz a kezdet és vég

Azonos kezdeti és végállapothoz, azonos feltételek mellett ugyanaz az entalpiaváltozás tartozik. Ha az eredő reakciót részreakciók összegeként írjuk fel, a megfelelő előjelű és szorzójú entalpiaváltozásokat is összeadjuk.

Hasonlat: ugyanarról a szintről ugyanarra a szintre jutva a magasságkülönbség azonos, akár másik útvonalon haladsz. Az úthossz, az idő és a legmagasabb közbenső pont viszont eltérhet. A hasonlat csak az állapotkülönbséget szemlélteti.

• Megfordítás: az egyenlet két oldalát és ΔH előjelét is megfordítod.
• Szorzás: minden együtthatót és ΔH-t ugyanazzal a számmal szorzol.
• Összeadás: csak azonos képletű, töltésű és halmazállapotú köztes anyag eshet ki.
• Végül külön ellenőrzöd a célreakciót és a megmaradó anyagok mennyiségét.

Kidolgozott CO-s példa

Összeadva a CO(g) a jobb és a bal oldalon is szerepel, így kiesik. Az oxigének összege ½ + ½ = 1 mol. Az eredő: C(grafit, s) + O₂(g) → CO₂(g); ΔH = −111 + (−283) = −394 kJ. Ezek egységes, kerekített tankönyvi adatok.

8. Képződéshőkből két összeget készítünk

Hess tétele alapján a reagenseket gondolatban referenciaelemekre vezetjük vissza, majd a termékeket ezekből képezzük. Ezért az együtthatókkal súlyozott termékösszegből a reagensösszeget vonjuk ki. A különbség a reakcióhoz tartozik, nem egyetlen kötéshez.

Kidolgozott példa: glükóz teljes égése

C₆H₁₂O₆(s) + 6 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 6 H₂O(l). Kerekített tankönyvi ΔfH° adatok 298,15 K-en és standardállapotokban:

Termékösszeg: 6 × (−394) + 6 × (−286) = −2364 − 1716 = −4080 kJ a kiírt molmennyiségekre. Reagensösszeg: −1271 + 6 × 0 = −1271 kJ. Különbség: −4080 − (−1271) = −2809 kJ. Egy mol glükóz fogy, így a glükózra vonatkoztatott moláris égési entalpia −2809 kJmol glükóz.

18,0 g glükóznál, M = 180 gmol mellett n = 18,0180 = 0,100 mol. A minta változása 0,100 × (−2809) = −280,9 kJ; a felszabaduló hő nagysága 280,9 kJ. Feltételezzük a teljes égést, elegendő oxigént és a megadott termékállapotokat.

9. Az állapotkülönbség és az energiagát

Most egészítjük ki az állapotképet egy reakcióút energiagátjával. A szemléltető egycsúcsú reakcióprofilon az aktiválási energia E_a az indulási szinttől a csúcsig tart; a ΔH a két végpont különbsége. Az egyik a választott úthoz, a másik a végállapotokhoz kapcsolódik.

A vízszintes tengely reakciókoordináta, nem idő. A csúcs nem a termékek energiaszintje. A valódi mechanizmus többlépéses is lehet. A katalizátor másik, kisebb gátú utat tesz lehetővé, de azonos reagensek és termékek között a ΔH változatlan. A sebesség részletes tanítása a 1.5.2 Reakciókinetika leckében található.

13. Mit mutat a hőmérő, és mi marad bizonytalan?

Az alábbi saját, kitalált szemléltető adatok ugyanazon reakció azonos elreagált anyagmennyiségű két hőmérését utánozzák. Az anyagok kezdeti hőmérséklete azonos; nem adtunk meg külső fűtést. Nem tényleges mérési eredmények és nem otthoni kísérleti utasítások.

Mindkét melegedés exoterm átalakulással összeegyeztethető, ha a reakció melegíti az oldatot. Az eltérő ΔT lehetséges oka eltérő hőveszteség, későbbi leolvasás, különböző edényhőkapacitás, keverés vagy nem teljes reakció. A táblázat nem dönti el, melyik történt; azonos elreagált mennyiség állítását például hiányos átalakulás esetén felül kellene vizsgálni.

ΔT-ből önmagában nem adható meg a moláris reakcióentalpia. A hőkapacitások, a hőcsere és az átalakult mennyiség is szükséges. A részletes kalorimetriát nem itt vezetjük le.

Ugyanaz az energia — különböző nézőpontok

Négy állomás, középszinten önmagában teljes feladatsor. A vízképződés kiinduló adata −286 kJ egy mol H₂O(l) képződésére 298,15 K-en, standardállapotokban. Saját gyakorlófeladat és részpontozás, nem hivatalos OH-feladat vagy javítási útmutató. A weben válaszolj lépésenként; papíron minden indoklást is írj le.

Mit ne keverj össze?

• Meg tudom nevezni a rendszert és a hőáramlás irányát.
• Leolvasom a két szint különbségét, és külön kezelem E_a-t.
• Az egyenlet fordításával és szorzásával együtt módosítom ΔH-t.
• A halmazállapotot és a moláris vonatkoztatást is kiírom.
• Képződéshőkből két együtthatós összeget készítek.
• Hessnél a köztes anyagok kiesését és a célreakciót is ellenőrzöm.

Fogalomtár

A (g), (l), (s), (aq) jelölés rendre gáz, folyadék, szilárd és vizes oldatbeli állapot. A ° standardállapotot jelöl, nem hőmérsékletértéket.

Érettségi követelmények: középszintű törzs

Az OH 1.5 és 1.5.1 alapján: exoterm és endoterm jelleg, energiadiagram, reakcióhő és képződéshő fogalma/jele/egysége, Hess tétele; egyszerű reakcióhő-számítás képződéshőkből és termokémiai egyenlet értelmezése. A 4.5 középszinten is használja a képződéshőből számolást és az anyagmennyiségi arányokat. A fenti glükóz- és egyszerű Hess-példa ezért középszinten is teljesen látható.

A katalizátor változatlan végpontjait itt a ΔH és E_a elkülönítésére használjuk; részletes katalízis az 1.5.2 témája. A feladatpontozások saját tanulási segédletek.

Hová kapcsolódik?

• 1.2.1 Halmazállapotok — fázisváltozás és állapotjelölés
• 1.4.1 Anyagi halmazok — kristályrácsok és kölcsönhatások
• 1.4.3 Oldatok és oldódás — melegedés, hűlés, feltételek
• 1.5.2 Reakciókinetika — sebesség, energiagát és katalizátor
• 4.5 Termokémiai számítások — további gyakorlás

Források és a számadatok státusza

Oktatási Hivatal: részletes kémiakövetelmények, 1.5–1.5.2 (11–13. PDF-oldal), 4.5 (81. PDF-oldal); aktuális OH-jegyzék. A besorolás ellenőrzése: 2026. október 9. A besorolás a közép- és emelt oszlop külön olvasásán alapul.

Fogalmi referencia: OpenStax Chemistry 2e: Enthalpy; ionos és kovalens kötések energiái; NIST CODATA 2022: standard nyomás.

A víz, glükóz, CO, NaCl és kötések számai egységesen megadott, kerekített tankönyvi feladatadatok, nem hivatalos táblázat pontos reprodukciói. A 8020 kJ diagram és A/B hőmérési táblázat saját szemléltető adat. A számításokon belül azonos hőmérséklet és nyomás és a kiírt halmazállapotok érvényesek. Másik táblázat eltérő kerekítését ne keverd e példákba.