Entalpia reakcji

Termochemia
elementy termodynamiki
Termochemia – nauka zajmująca się
badaniem efektów cieplnych reakcji
chemicznych
Zasada zachowania energii
Energia całkowita jest sumą energii kinetycznej i potencjalnej.
Zasada zachowania energii stwierdza, że energia całkowita
ciała izolowanego jest stała. Energia wewnętrzna próbki materii
jest całkowitą energią wszystkich jej atomów i cząsteczek
Energia potencjalna
związana z położeniem
ciała Ep= mgh.
Energia kinetyczna
uwarunkowana ruchem
ciała Ek=1/2mV2.
Trzy rodzaje układów
(a) Układ otwarty – pozwala wymieniać „E” i „m” z otoczeniem
(b) Układ zamknięty – pozwala wymieniać jedynie „E” z otoczeniem
(c) Układ izolowany – nie pozwala wymieniać ani „E” ani „m”
z otoczeniem
2H 2 ( g ) + O 2 ( g ) → 2H 2O(l ) + energia
Katastrofa Hindenburga, New Jersey 1937r
energia + 2HgO(s) → 2Hg(l ) + O 2 ( g )
Podgrzewanie HgO prowadzi do
jego rozkładu na Hg i O2
Entalpia reakcji (∆H) – różnica pomiędzy
entalpią produktów i entalpią substratów
∆H
=
H(produktów)
–
H(substratów)
∆H >0 – dla reakcji endotermicznych (ciepło jest
absorbowane przez układ z otoczenia)
∆H <0 – dla reakcji egzotermicznych (ciepło jest
uwalniane przez układ do otoczenia)
(a) Proces egzotermiczny
(b) Proces endotermiczny
∆H >0
∆H <0
Topnienie 1 mola lodu w t = 0°C (proces
endotermiczny) powoduje wzrost entalpii układu
o 6.01kJ
Spalanie 1 mola CH4 w O2 (proces
egzotermiczny) powoduje obniżenie entalpii
układu o 890.4kJ
Kalorymetria
Kalorymetr – urządzenie do pomiaru efektów
energetycznych procesów chemicznych i fizycznych
Ciepło właściwe (s) – ilość ciepła wymagana aby podnieść
temperaturę 1g substancji o 1°C
Pojemność cieplna (C) – ilość ciepła wymagana aby
podnieść temperaturę określonej ilości substancji m o 1°C
C = m·s
q = m·s·∆t
gdzie: m – masa próbki (g), q – ilość ciepła wydzielona lub
pochłonięta, ∆t – zmiana temperatury próbki
∆t = tkońcowa − tpoczątkowa
Pojemność cieplna jest właściwością ekstensywną
Ciepła właściwe
niektórych
pospolitych
substancji
Stało-objętościowa
bomba kalorymetryczna
Stało
ciśnieniowy
kalorymetr zrobiony
z dwóch kubków
polistyrenowych do
kawy
Efekty energetyczne niektórych
typowych procesów chemicznych
i fizycznych mierzone pod stałym
ciśnieniem
Standardowa entalpia tworzenia (∆Hf°) – efekt
cieplny uzyskiwany podczas tworzenia z pierwiastków 1
mol związku pod ciśnieniem 1atm (t = 25°C)
Standardowa entalpia tworzenia pierwiastków zawsze jest
równa zero
Standardowa entalpia reakcji (∆Hr°) – entalpia reakcji
prowadzonej pod ciśnieniem 1atm
Przykład:
aA + bB → cC + dD
gdzie: a, b, c, d – współczynniki stechiometryczne
∆Hr° = [c∆Hf°(C) + d∆Hf°(D)] – [a∆Hf°(A) + b∆Hf°(B)]
gdzie: a, b, c, d – wyrażone w molach
∆Hr° = Σn∆Hf° (produktów) – Σ m∆Hf° (substratów)
gdzie: n, m – współczynniki stechiometryczne produktów
i substratów
Standardowa
entalpia
tworzenia
niektórych
substancji
nieorganicznych
w t = 25°C
Ciepło (entalpia) rozpuszczania (∆Hrozp) – ciepło wydzielające się
lub pochłaniane podczas rozpuszczania określonej ilości substancji
rozpuszczonej
w
określonej
objętości
rozpuszczalnika
∆Hrozp
>
0
–
dla
reakcji
endotermicznych
∆Hrozp
<
0
–
dla
reakcji
egzotermicznych
Energia sieci krystalicznej (U) – energia wymagana w celu
sublimacji 1 mola stałego związku jonowego U > 0
Ciepło hydratacji (∆Hhydr) – zmiana entalpii związana z procesem
hydratacji (∆Hhydr < 0 dla kationów i anionów) ∆Hrozp = U + ∆Hhydr
Prawo Hessa : zarówno ciepło reakcji mierzone w warunkach
izotermiczno-izochorycznych (T, ∆V = const), jak i w
warunkach izotermiczno-izobarycznych (T, P = const) zależy
tylko od stanu początkowego oraz stanu końcowego, nie zależy
natomiast od drogi, na jakiej dana reakcja została
przeprowadzona.
Określenie entalpii reakcji ∆H
C(grafit) +1/2 O2(g) → CO(g)
Spalamy grafit w nadmiarze tlenu:
(a) C(grafit) +O2 (g) → CO2(g)
∆H = -393,50 kJ/mol
Spalamy tlenek węgla w nadmiarze tlenu:
(b) CO +1/2O2 (g) → CO2(g)
∆H = -282,96 kJ/mol
Zamiast prowadzić reakcję (c):
(c) C(grafit) +1/2 O2(g) → CO(g)
∆H = ?
Przeprowadźmy kolejno reakcję (a) a następnie reakcję odwrotną do reakcji
(b) i dodajmy:
C(grafit) +O2 (g) → CO2(g)
CO2(g) → CO(g) + 1/2O2 (g)
C(grafit) +1/2O2 (g) → CO(g)
∆H = -393,50 kJ/mol
∆H = 282,96 kJ/mol
∆H = -110,54 kJ/mol
Proces
rozpuszczania
NaCl
Ciepło rozpuszczania niektórych
związków jonowych
Entalpia przemian fazowych
∆Hsubl = ∆Htopn + ∆H par
Krzywa ogrzewania wody
Krzywa ogrzewania przedstawia zmiany temperatury próbki ogrzewanej
ze stałą szybkością.
I zasada termodynamiki
∆U = q + w
∆U = U2 – U1
W układzie izolowanym całkowita ilość energii
pozostaje stała, mogą natomiast ulegać
przemianie jedna w drugą różne formy energii,
np. praca mechaniczna lub elektryczna może
się przemieniać w energię cieplną
Zmiana energii wewnętrznej
układu może być spowodowana
przez ciepło lub przez pracę.
Można zwiększyć energię
wewnętrzną układu, wykonując
na nim pracę lub dostarczając
układowi ciepła.
Konwencja znaku dla - pracy „w”
i dla - ciepła „q”
Rozprężenie gazu w stosunku do stałego ciśnienia
zewnętrznego (jak ciśnienie atmosferyczne). Gaz
znajduje się w cylindrze wyposażonym w ruchomy
nieważki tłok. Praca wykonana wynosi w = P∆V
(a) Zlewka z wodą umieszczona wewnątrz cylindra
wyposażonego w ruchomy tłok. Ciśnienie wewnątrz
jest
równe
ciśnieniu
atmosferycznemu
(b) Po reakcji metalicznego sodu z wodą,
wydzielający się wodór wypycha tłok do góry
(wykonując prace na otoczeniu) dopóki ciśnienie
wewnątrz nie będzie ponownie równe ciśnieniu
zewnętrznemu
Przekazywanie energii jako ciepła
∆U= q+ w
w = -Pzewn ∆V
∆U = q + w = q –P∆V ( p = const. )
∆H = ∆U + P∆V
∆H = q - P∆V + P∆V
∆H = q ( p = const. )
Zmiana entalpii układu jest równa ciepłu
przekazanemu układowi lub oddanemu przez
układ pod stałym ciśnieniem
Gdy układ może rozszerzać się przeciw
ciśnieniu zewnętrznemu , cześć energii
dostarczonej mu jako ciepło uchodzi do
otoczenia jako praca. W rezultacie
zmiana energii wewnętrznej jest
mniejsza od energii dostarczonej