Jak mierzyć i jak liczyć efekty cieplne reakcji?

Jak mierzyć i jak liczyć efekty cieplne reakcji?
Energia
Energia
Zdolność do wykonywania pracy
lub do produkowania ciepła
Praca
Praca objętościowa
objętościowa
praca = siła · odległość
W = F ⋅ ∆h
N ⋅m = J
06_73
P=
P =
F
A
Area = A
A
ciśnienie = siła/powierzchnia
F
p=
A
N
m2
W = − p ⋅ ∆V
∆h
(a) Initial
state
W = − p ⋅ A ⋅ ∆h
N 2
m m = Nm = J
2
m
F
A
∆h
∆V
(b) Final
state
a) Tłok przesuwa się o odległość ∆h pod
wpływem ciśnienia wewn. P - układ
wykonuje pracę na otoczeniu
b) Zmiana objętości jest dana wzore ∆h x
A = ∆V
Ciepło
Ciepło ii temperatura
temperatura
Temperatura – przypadkowe ruchy
cząstek – energia kinetyczna cząstek
Film5- mikroskopowe ujęcie temperatury.MOV
Ciepło – przekazywanie energii
pomiędzy 2 ciałami spowodowany
różnicą temperatur pomiędzy nimi
Film6 gazy - mechanizm przekazywania ciepła.MOV
Ciepło
Ciepło reakcji
reakcji
egzotermiczna
∆Ep
CO2(g) + 2H2O(g)+890 kJ
produkty
Energia potencjalna elektronów w
wiązaniach
CH4(g) + 2O2(g) →
substraty
Układ reakcyjny
∆Ep
N2(g) + O2(g)
substraty
+ 68 kJ
→
endotermiczna
Energia potencjalna elektronów w
wiązaniach
2NO2 (g)
produkty
Ciepło
Ciepło reakcji
reakcji
Entalpia reakcji odwrotnej jest,
co do wartości taka sama jak
reakcji pierwotnej, tylko
przeciwnego znaku
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) +
2H2O(l)
∆H = – 890 kJ
CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) +
2O2(g)
∆H = 890 kJ
Układ
Układ ii otoczenie
otoczenie
Układ/System: wycinek
UKŁAD
rzeczywistości (materialnego
UKŁAD
† Otwarty - rzeka
świata), na której
†
- rzeka
† Otwarty
Zamknięty
– butla z gazem
†
Zamknięty
–
koncentrujemy uwagę
† Izolowany – butla
kawa zwgazem
termosie
†
†
†
†
†
†
†
†
†
Izolowany
– kawa w
termosie
Wieloskładnikowy
- granit
Wieloskładnikowy
Jednoskładnikowy- -granit
woda
Jednoskładnikowy
- wodawoda
Homogeniczny – solona
Homogeniczny
woda
Heterogeniczny– –solona
topniejący
Heterogeniczny
– topniejący
śnieg
śnieg
Otoczenie/Surroundings:
wszystko poza układem
Jakie są przemiany energii pomiędzy układem i otoczeniem?
Prawo
Prawo zachowania
zachowania energii
energii
† Energia zmienia swoją postać
i nie może powstać ani zniknąć
† Suma energii układu jest stała
II zasada
zasada termodynamiki
termodynamiki
† Energia wewnętrzna układu izolowanego
jest stała
U = const
∆U = O
Co to jest energia wewnętrzna?
Funkcje
Funkcje stanu
stanu
Ich wartości zależą jedynie od
aktualnego stanu układu
Zmiany ich wartości nie zależą
od drogi, którą przebył układ,
aby ze stanu początkowego
osiągnąć stan końcowy
U jest funkcją stanu
Energia
Energia wewnętrzna
wewnętrzna
∆U = Q + W
W = - p · ∆V
∆U = zmiana energii wewnętrznej układu
Q = ciepło
W = praca
Entalpia
Entalpia
H = U + pV
∆H = ∆U + p∆V i
∆H = Qp + W + p∆V
definicja
p=const
∆H = Qp – p∆V + p∆V
∆H= QP i p=const
H jest funkcją stanu
Entalpia opisuje przemiany energetyczne układu
w warunkach stałego ciśnienia
Energia
Energia wewnętrzna
wewnętrzna
∆H ⇒przepływ energii w postaci ciepła
przez analogię
QV = ∆U i V=const
U jest funkcją stanu
Energia wewnętrzna opisuje przemiany energetyczne układu
w warunkach stałej objętości
Pomiar
Pomiar ciepła
ciepła
Pojęcia
Pojemność cieplna
cieplo zaabsorbow ane
C=
wzrost temperatur y
J
J
=
o
C K
Ciepło właściwe, Cwł (specific heat capacity)
pojemność cieplna na gram subst.
(J/°C⋅g lub J/K⋅g)
Ciepło molowe właściwe, Cmol (molar heat capacity)
pojemność cieplna na mol subst.
(J/°C⋅mol lub J/K⋅mol)
Pomiar
Pomiar ciepła
ciepła
Obliczenia
Q = m ⋅ Cwl ∆T
Q = n ⋅ Cmol ∆T
J
K = J)
(g ⋅
g⋅K
J
(mol ⋅
K = J)
mol ⋅ K
Cwl =
C
m
⎛J⎞
⎜ ⎟
⎝K⎠
⎛ J ⎞
⎜⎜
⎟⎟
⎝ g⋅K ⎠
Cmol =
C
n
⎛ J ⎞
⎜
⎟
⋅
mol
K
⎝
⎠
C=
Q
∆T
Pomiar ciepła V =const
Kalorymetria
Pomiar ciepła V =const
Przykład 1 – Wyznaczanie ciepła spalania metanu
0.800g CH4 spalono w stałej objętości w nadmiarze tlenu wewnątrz
kalorymetru zawierającego 3.250⋅103 g wody. Temperatura wody wzrosła o
3.3oC . Ciepło właściwe wody wynosi 4.177 J/g⋅K. Oblicz ciepło spalania
metanu.
Ciepło pochłonięte przez wodę
Q = m ⋅ Cwl ∆T
(J )
Q = 3.250 ⋅ 103 g ⋅ 4.177
J
3.3K = 44798
g⋅K
J
Ciepło wydzielone przy spaleniu 1 g CH4
Qm =
Q
44798
=
= 55998
mCH 4 0.800
J
g
Ciepło wydzielone przy spaleniu 1 mola CH4
Qmol = Qm ⋅ M CH 4 = 55998
J
g
J
⋅16.02
= 897088
g
mol
mol
≈ 9.0 ⋅10 2
kJ
mol
Pomiar ciepła V =const
Przykład 1 – Wyznaczanie ciepła spalania metanu cd.
Qmol = Qm ⋅ M CH 4 = 55998
J
g
J
⋅ 16.02
= 897088
g
mol
mol
≈ 9.0 ⋅ 102
kJ
mol
Pomiar ciepła p =const
Kalorymetria
termometr
mieszadło
– pręcik szklany
korek
∆H rea = Qrea = −Qr
Qr = mr ⋅ Cwl ,r ⋅ ∆T
kubek styropianowy
Pomiar ciepła p =const
Przykład 2 – Wyznaczanie ciepła reakcji zobojętniania
Zmieszano 50 cm3 1.00 M roztworu HCl i 50 cm3 1.00 M roztworu NaOH.
Temperatura roztworu wzrosła z 25oC do 31.9oC. Oblicz ciepło zobojętniania
1 mola HCl. Ciepło właściwe wody wynosi 4.18 J/g⋅oC.
HCl + NaOH→ NaCl + H2O
H+ + OH- → H2O
Pomiar ciepła p =const
Przykład 2 – Wyznaczanie ciepła reakcji zobojętniania
∆ H rea = − Q r = m r ⋅ C wl ,r ⋅ ∆ T
m r = V r ⋅ d r ≈ V r ⋅ d H 2O
g
= 100 cm ⋅ 1 .0
= 100 g
3
cm
3
C wl ,r ≈ C wl , H 2O
∆ T = 31 .9 °C − 25 .0 °C = 6 .9 °C > 0
J
∆ H rea = − 100 g ⋅ 4 .18
⋅ 6 .9 °C = − 2 .884
g ⋅ °C
kJ
Pomiar ciepła p =const
Przykład 2 – Wyznaczanie ciepła reakcji zobojętniania cd.
mol ⎞
⎛
⇒ nHCl = Vr ⋅ CM
⎜M =
3 ⎟
dm ⎠
⎝
mol
3
nHCl = 0.05dm ⋅1 3 = 0.05mol
dm
∆H rea
2.884
kJ
∆H mol =
=−
= −57.68 ≈ −58
0.05
nHCl
mol
nHCl
CM =
Vr
Prawo
Prawo Hessa
Hessa
substraty
→
produkty
+ ∆Hrea
Zmiana entalpii reakcji nie zależy od tego czy
reakcja przebiega w jednym czy też w kilku
aktach
Entalpia jest funkcją stanu!
Prawo
Prawo Hessa
Hessa
1) N2(g)
+ O2(g) → 2NO(g)
∆H1=180 kJ
2) 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
Entalpia, H, kJ
3)
N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g)
O2(g) 2NO(g)
∆H2=-112 kJ
∆H3= ∆H1+ ∆H2= 68 kJ
O2(g) 2NO(g)
∆H2=-112 kJ
∆H1=180 kJ
2NO2(g)
2NO2(g)
∆H3= 68 kJ
N2(g),O2(g)
N2(g),2O2(g)
Prawo
Prawo Hessa
Hessa -- konsekwencje
konsekwencje
1.
2.
Jeżeli reakcja ma przebiek odwrotny, to ∆H ma znak przeciwny
N2(g) + O2(g) → 2NO(g)
∆H = 180 kJ
2NO(g) → N2(g) + O2(g)
∆H = −180 kJ
Jeżeli współczynniki stechiometryczne reakcji są przemnożone przez liczbę
naturalną, to ∆H zwiększa się tyle samo razy
6NO(g) → 3N2(g) + 3O2(g)
3.
∆H = −540 kJ
Jeżeli daną reakcję (spalanie węgla) da się przedstawić jako kombinację innych
reakcji (suma reakcji 1) i 2)) to ∆H jest taką samą kombinacją entalpii reakcji
składowych (∆H1+ ∆H2)
bezpośrednio
C(s) + O2(g) → CO2(g) + 394 kJ
etapami
1) C(s) + ½ O2(g) → CO (g) + 110 kJ
2) CO(s) + ½ O2(g) → CO2 (g) + 284 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g) + 394 kJ
Ciepła
Ciepła tworzenia
tworzenia
pierwiastki
Jak zastosować to prawo?
∆Hp o
∆H s o
Jeżeli substratami są pierwiastki
w stanie standardowym (25oC,
1013 hPa), to zmianę entalpii w
czasie syntezy danego związku
(też w stanie standardowym)
nazywamy ciepłem tworzenia
substraty
→
produkty
∆Hrea
Z zasady zachowania energii
∆H so + ∆H rea - ∆H po = 0
∆H rea = ∆H pow ogólności
∆H so
∆Hrea° = Σ ni∆Hi°(p) − Σnj∆Hj°(s)
Stan
Stan standardowy
standardowy
† Związek
- Gaz - ciśnienie 1 atm, 1013 hPa
- Roztwór - stężenie 1 mol/dm3
† Pierwiastek
- Forma w której występuje [N2(g), K(s)]
pod ciśnieniem 1 atm i w 25°C
Ciepła
Ciepła tworzenia
tworzenia
Związek
∆Ho298
kJ/mol
Związek
∆Ho298
kJ/mol
H2O(c)
H2O(g)
HCl(g)
HNO3(c)
H2SO4(c)
CO(g)
CO2(g)
NH3(g)
NO(g)
NO2(g)
-285,85
-241,79
-92,30
-173,22
-811,32
-110,54
-393,42
-46,19
+90,37
+33,85
SO2(g)
SO3(g)
NaCl(s)
KCL(s)
NaOH(s)
CH4(g)
CH3OH (c)
C2H5OH (c)
CH3COOH (c)
C6H6(c)
-296,86
-385,18
-410,99
-435,90
-426,77
-74,85
-238,57
-277,65
-487,01
-49,03
Obliczanie ciepła reakcji z entalpii
tworzenia
Przykład 3
Mając dane entalpie tworzenia, oblicz standardową
entalpię następującej reakcji:
2Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2Fe(s)
∆Hrea° = Σ ni∆Hi°(p) − Σnj∆Hj°(s)
∆H°(Fe2O3) = - 826 kJ/mol
∆H°(Al2O3) = -1676 kJ/mol
∆H°(Fe) =∆H°(Al) = 0
Film 1_termochemia_Fe2O3.MOV
Obliczanie ciepła reakcji z entalpii
tworzenia
Przykład 3
∆Hrea° =
=
=
∆H°(Al2O3) − ∆H°(Fe2O3)=
-1676 kJ – (- 826 kJ) =
- 850 kJ
Energie wiązań
Energia wiązania, EB (bond energy) - ilość
energii potrzebna do zerwania wiązania
pomiędzy atomami i ich przeniesienia w stan
gazowy
A - B( g) + bond energy → A( g) + B( g)
H - Cl( g) + 432 kJ mol → H( g) + Cl( g)
CH4(g)→ CH3(g)+ H(g)
CH3(g)→ CH2(g)+ H(g)
CH2(g)→ CH (g)+ H(g)
CH=(g)→ C(g)+ H(g)
Średnia
EB, kJ/mol
435
453
425
339
413
Energie wiązań
Bond
Energy
(kJ/mol)
Length (pm)
Bond
Energy
(kJ/mol)
Length (pm)
H--H
74
435
H--C
109
413
C--C
154
348
H--N
101
391
N--N
145
170
H--O
96
366
O--O
148
145
H--F
92
568
F--F
142
158
H--Cl
127
432
Cl-Cl
199
243
H--Br
141
368
Br-Br
228
192
H--I
161
298
I--I
267
151
C--C
154
348
C--C
154
348
C=C
134
614
C--N
147
308
C≡C
120
839
C--O
143
360
C--S
182
272
O--O
148
145
C--F
135
488
O=O
121
498
C--Cl
177
330
C--Br
194
288
N--N
145
170
C--I
214
216
N≡N
110
945
Energia wiązania i entalpia
tworzenia
start
Energia wiązania i entalpia
tworzenia
pierwiastki
EB
∆Hpo
∆Hso
substraty
EB
→
∆Hrea
produkty
Obliczenia ciepła reakcji z energii
wiązań
Dla reakcji w stanie gazowym
∆H = n∑ EB (substraty) −m∑ EB ( produkty)
0
rea
Która metoda obliczeń daje dokładniejsze rezultaty?
Obliczenia ciepła reakcji z energii
wiązań
Przykład 4
Na podstawie wartości energii wiązań z Tabeli
oszacuj ciepło reakcji w 25oC:
CH 4( g) + 2 O2( g) → CO2( g) + 2 H 2 O( g)
∆H = (4 EC − H + 2 EO =O ) − (2 EC =O + 4 EO − H )
∆H = (4 ⋅ 414 + 2 ⋅ 298) − (2 ⋅ 741 + 4 ⋅ 464 )
∆H = −686
kJ
mol