W1 NTCh www


Informacje
" Wymagania: chemia ogólna, fizyka, matematyka
" Formy zajęd:
 Wykład - 45 godzin (egzamin pisemny testowy z obu części)
 Dwiczenia rachunkowe - 30 godzin (dwa kolokwia pisemnie)
 Laboratorium - 45 godzin (10 dwiczeo)
" Ocena koocowa: średnia ważona ocen z egzaminu (40%),
dwiczeo (30%) i laboratorium (30%).
" Kontakt internetowy:
 www.mitr.p.lodz.pl
 użytkownik: student
 hasło: rok1011
 zakładka: pliki do pobrania
Literatura
" Atkins P.W.: Chemia fizyczna, PWN, Warszawa, 2001.
" Pigoo K., Ruziewicz Z.: Chemia fizyczna. Tom 1 - Podstawy
fenomenologiczne, PWN, Warszawa 2007.
" Whittaker A. G., Mount A. R., Heal M. R.: Krótkie wykłady. Chemia fizyczna,
PWN, Warszawa 2003.
" K.-H. Lautenschlger, W. Schrter, A. Wanninger, Nowoczesne kompendium
chemii, PWN, Warszawa 2007.
" Atkins P.W.: Zbiór zadao z rozwiązaniami, PWN, Warszawa 2003.
" Światła-Wójcik D.: Podstawy chemii fizycznej. Zbiór zadao z rozwiązaniami,
Wyd. PA, Aódz 2006.
" J. Demichowicz-Pigoniowa, A. Olszowski, Chemia fizyczna. Tom 3 -
Obliczenia fizykochemiczne, PWN, Warszawa 2010.
" E. Hawlicka (red.): Laboratorium chemii fizycznej, Wyd. PA , Aódz 2006.
Wykładowcy:
Dr hab. inż. prof. PA Jerzy Gębicki  kierownik przedmiotu
MITR, Wróblewskiego 15
Dr hab. inż. Dorota Światła-Wójcik
MITR, Żeromskiego 116, Gmach Chemii I piętro, pok. 113
Chemia fizyczna jako dziedzina wiedzy
Charakterystyka Podstawowe działy
" zależności pomiędzy
" Termodynamika
transformacją energii a
" Równowaga chemiczna
właściwościami układów i
(statyka)
zachowaniem poszczególnych
cząsteczek, atomów, jonów
" Elektrochemia
" poznanie zjawisk fizycznych
" Kinetyka chemiczna
występujących w przemianach i
" Spektroskopia
reakcjach chemicznych
" badanie tych właściwości
związków chemicznych, które
wynikają bezpośrednio z ich
struktury chemicznej
Notacja naukowa
M10W
M- mantysa
W - wykładnik
Przykład
Obliczyd iloczyn wielkości A = 0,005 oraz B = 10000 używając notacji naukowej.
AB = 510-3 1104 = 50
Przedrostki do tworzenia jednostek
wielokrotnych i podwielokrotnych
Przedrostek Oznaczenie Znaczenie
giga G 109
mega M 106
kilo k 103
hekto h 102
deka da 101
decy d 10-1
centy c 10-2
mili m 10-3
mikro m 10-6
nano n 10-9
piko p 10-12
femto f 10-15
Podstawowe stałe fizyczne
A - stała Avogadra 6,0221023 mol-1
F - stała Faradaya 9,65104 Cmol-1
R - stała gazowa 8,3145 JK-1mol-1
Wielkość Nazwa jednostki Definicja i relacje
temperatura st. Celsjusza t [oC] = T[K] - 273,15
st. Fahrenheita t [oF] = 9 / 5 t[oC] + 32
objętość litr 1 L = 1dm3 = 10-3 m3
cm3 1 cm3 = 10-6 m3
gęstość gcm-3 1 gcm-3 = 1 kgdm-3 = 103 kgm-3
stężenie molowe 1 molL-1 1 molL-1 = 103 molm-3
siła niuton 1 N = 1 kgms-2
ciśnienie paskal 1 Pa = 1 Nm-2
hPa 1 hPa = 100 Pa
atmosfera 1 atm = 101,325103 Nm-2
bar 1 bar = 1105 Pa = 1105 Nm-2
tor 1 Tr = 1 / 760 atm = 133,322 Nm-2
mm słupa rtęci 1 mm Hg = 1 Tr = 133,322 Nm-2
energia, praca, dżul 1 J = 1 Nm = 1 kgm2s-2
ciepło kaloria 1 cal = 4,187 J
kilowatogodzina 1 kWh = 3,6106 J
Wielkość Nazwa jednostki Definicja i relacje
ładunek elektryczny kulomb 1 C = 1 As
amperogodzina 1 Ah = 3600 C
napięcie, SEM wolt 1 V = 1 AW = 1 JC-1
opór elektr. om 1 W = 1 VA-1
przewodnictwo simens 1 S = 1 W-1 = 1 AV-1
Chemia Fizyczna cz. 1  termodynamika chemiczna
" jest nauką empiryczną
" opisuje makroskopowe właściwości układów w równowadze.
" zajmuje się matematycznym opisem przemian energii na sposób pracy i ciepła
" pozwala przewidzied potencjalną możliwośd zajścia reakcji chemicznej nie
wnikając w jej naturę
Termodynamika
reakcji
Termodynamika
Termodynamika
Termodynamika
chemiczna
przemian fazowych
przemian gazowych
Termodynamika
roztworów
W termodynamice rozważa się zależnośd
pomiędzy układem a otoczeniem
Układ to wydzielona część przestrzeni, której zachowanie lub
właściwości obserwujemy; pozostała część przestrzeni, poza
wydzielonym układem to otoczenie.
Stan układu określają
parametrami stanu
(ciśnienie, objętość, temperatura)
Układ zamknięty, który Badania chemiczne i
wymienia energię z otoczeniem biologiczne związane są
tylko na sposób pracy, a nie głównie z układami
wymienia ciepła nazywamy zamkniętymi izotermicznymi.
izolowanym termicznie lub Układ izotermiczny pozostaje
adiabatycznym w stałej temperaturze.
Układ zamknięty
Układ
Układ otwarty
wymienia energię
izolowany
wymienia
z otoczeniem, ale
nie wymienia z
energię i masę z
nie wymienia
otoczeniem
otoczeniem
masy
energii i masy
Wielkości fizyczne
Intensywne Ekstensywne
Wartość wielkości intensywnej Wartość wielkości ekstensywnej
nie zależy od ilości substancji zmienia się w zależności od
w badanej próbce, np. ciepło ilości substancji w badanej
molowe, przewodnictwo próbce, np. pojemność cieplna,
właściwe, stężenie przewodnictwo
Wielkość termodynamiczna = f(Pp,Tp,Pk,Tk)
Wielkości niezależne od sposobu zmiany stanu układu nazywamy
termodynamicznymi funkcjami stanu. Funkcje stanu zależą wyłącznie
od parametrów opisujących układ w stanie początkowym i w stanie
końcowym
Droga nr 1
Droga nr 2
Pp, Tp Pk , Tk
Droga nr 3
Wielkość termodynamiczna = f(Pp,Tp,Pk,Tk,nr drogi)
Wielkości zależne od parametrów opisujących układ w stanie początkowym i w
stanie końcowym oraz od sposobu przeprowadzenia układu ze stanu
początkowego do końcowego nazywamy termodynamicznymi funkcjami drogi.
Termodynamiczne funkcje stanu Termodynamiczne funkcje drogi
Energia wewnętrzna U, [U]=J - suma Praca w, [w]=J - przekazanie energii w
całkowitej energii kinetycznej, wyniku ruchu uporządkowanego,
potencjalnej i jądrowej najczęstsze formy w układach
chemicznych to praca objętościowa i
elektryczna
Entalpia H=U+pV, [H]=J Ciepło q, *q]=J - przekazanie energii w
H = U + pV
Entalpia molowa , Jmol-1 wyniku ruchu bezładnego na skutek
różnicy temperatur układu i otoczenia
qel
S =
Entropia S, , [S]=JK-1

T
śq
qel - elementarne ciepło wymienione z Ciepło molowe c =
śT
otoczeniem w temperaturze T Jest to ilośd ciepła potrzebna o ogrzania 1
, kB  stała Boltzmanna, mola substancji o 1 K
S = kB ln W
W-liczba dozwolonych stanów układu Jednostka JK-1mol-1
Entropia molowa , JK-1mol-1
S
Entalpia swobodna G=H-ST, [G]=J
Energia swobodna F=U-ST, [F]=J
m = G m = F
Potencjał chemiczny lub
Relacje wiążące funkcje termodynamiczne
U +pV H


-TS
Ż Ż-TS
F +pV G


śU
ć
cV =

Ciepło molowe w stałej objętości cV
śT
Ł łV
Tk Tk
k
Zmiana energii wewnętrznej
DU =
V
dU = n cV dT = n c dT
p Tp Tp
n - liczba moli substancji
Tk
DU = n cV dT n cV (Tk - Tp) = n cV DT

Tp
Zmiana energii wewnętrznej w
DU'p'='k' =
dU = 0
dowolnym procesie kołowym
Relacje wiążące funkcje termodynamiczne
śH
ć
cp =
Ciepło molowe pod stałym ciśnieniem cp
śT
Ł łp
Tk Tk
k
Zmiana entalpii
DH =
p
dH = n cp dT = n c dT
p Tp Tp
Tk
DH = n dT n cp (Tk - Tp) = n cp DT
c
p
Tp
Zmiana entalpii w dowolnym
DH'p'='k' =
dH = 0
procesie kołowym
Relacje wiążące funkcje termodynamiczne
1 śV
aV = ć

Współczynnik rozszerzalności objętościowej aV
V śT
Ł łp
ć
1 śV
Współczynnik ściśliwości termicznej kT kT = -

V śp
Ł łT
Substancja (298K) 105 aV [K-1] 105 kT [bar-1]
Cu(s) 5,04 0,08
Hg(c) 13,19 0,38
H2O(c) 20,07 4,91
a2
V
cp = cV + V T
Związek pomiędzy cp i cV
kT
(równość zachodzi w temperaturach bliskich 0 K)
cp ł cV
Relacje wiążące funkcje termodynamiczne
śG
ć
Wpływ temperatury na entalpię swobodną = -S

śT
Ł łp
śF
ć
= -S

Wpływ temperatury na energię swobodną
śT
Ł łV
ć
śG
Wpływ ciśnienia na entalpię swobodną = V

śp
Ł łT
śF
ć
Wpływ objętości na energię swobodną
= -p

śV
Ł łT
śG
H = G + TS = G - Tć

śT
Ł łp
Równanie Gibbsa-Helmholtza

ś G H
( )= -
śT T
T2
ZASADY TERMODYNAMIKI
Termodynamika zbudowana jest na
czterech prawach zwanych
zasadami
Zasada zerowa ! definiuje temperaturę T
Kiedy obiekt gorący znajduje się w kontakcie cieplnym z obiektem
zimnym następuje przepływ ciepła od obiektu gorącego do zimnego.
Proces ten trwa do momentu, aż oba obiekty będą w równowadze
termodynamicznej. Osiągnięcie równowagi termodynamicznej
zatrzymuje przepływ ciepła. Temperatury obiektów w równowadze
termodynamicznej są jednakowe.
Sformułowanie zerowej zasady termodynamiki umożliwiło
zdefiniowanie skal temperatur i wynalezienie termometru.
Jeśli obiekty A i T są w równowadze termodynamicznej i obiekt
T jest w równowadze termodynamicznej z obiektem B, to obiekt
A jest w równowadze termodynamicznej z obiektem B.
T
Temperatura w termodynamice jest zawsze wyrażana w kelvinach [ T ] = K
T[K] =t [oC] + 273,15
Zasada pierwsza ! definiuje zmianę energii wewnętrznej
Zmiana energii wewnętrznej układu może być skutkiem ciepła wymienionego z
otoczeniem i/lub pracy wykonanej przez układ lub na układzie. Energia może
być przekazywana albo na sposób ciepła albo na sposób pracy.
W układach spotykanych w praktyce nie można zmierzyć bezwzględnej wartości
U, ale można zmierzyć zmianę DU = Uk - Up:
DU < 0 energia wewnętrzna maleje, układ traci energię
DU > 0 energia wewnętrzna rośnie, układ zyskuje energię
DU = 0 energia układu nie zmienia się
q < 0 ciepło oddane przez układ do
dU = qel + wel otoczenia
q > ciepło pobrane z otoczenia
k
q = 0 brak wymiany ciepła
DU = dU = q + w

w < 0 praca wykonana przez układ
p
w > praca wykonana na układzie
w = 0 układ nie wykonuje pracy, ani praca
dU = 0

nie jest wykonywana na układzie
Pierwsza zasada zwana jest zasadą zachowania energii.
Energia nie może powstawać z niczego ani znikać.
Całkowita energia układu izolowanego jest stała.
PRACA
nieobj
wel = wobj + wel
Praca elementarna
el
Praca objętościowa
(gazy)
Praca objętościowa
wobj = -pdV
Elementarna praca objętościowa
zależy od sposobu
el
rozprężania/sprężania
VK
gazu
wobj = wobj =

Całkowita praca objętościowa (-p)dV
el
Vp
p=const=pz (ciśnienie zewnętrzne) wobj = -pz (Vk - Vp) = -pz DV
Sprężanie gazu DV < 0 : otoczenie wykonuje pracę nad układem, wobj > 0
Rozprężanie DV > 0 : układ wykonuje pracę kosztem energii wewnętrznej, wobj < 0
Rozprężanie do próżni, pz = 0: wobj = 0
Brak zmiany objętości, DV=0: wobj = 0
Pierwsza zasada termodynamiki w przemianach gazów doskonałych
Gaz jest to stan skupienia materii, w którym substancja nie ma własnego kształtu  przyjmuje
kształt zbiornika, w którym się znajduje, całkowicie go wypełniając.
Fizyczne właściwości gazu opisujemy za pomocą parametrów stanu:
ilości substancji (masa, liczba moli n)
objętości V
temperatury T
ciśnienia p
Zależność pomiędzy parametrami (zmiennymi) stanu nazywamy równaniem stanu.
Gaz, który spełnia równanie stanu p V = n R T to gaz doskonały.
Dla stałej masy gazu można niezależnie zmienić dwa spośród trzech parametrów stanów (p,T, V).
Równanie p V = n R T spełniają gazy pod niskimi ciśnieniami. W takich warunkach odległości
międzycząsteczkowe są na tyle duże, że cząsteczki można traktować jak punkty materialne i
można zaniedbać oddziaływania, U = Ekin ~ T
Przemiana izotermiczna
T = const ąEkin
DU = 0
Prawo Boyle a
DH = 0
pV = nRT = const
q=-w
Równanie izotermy
T
W izotermicznym rozprężaniu
gaz wykonuje pracę kosztem
ciepła pobranego z otoczenia
Izotermiczne rozprężenie gazu
wymaga dostarczenia ciepła
Praca wykonana przez gaz w rozprężaniu jednostopniowym jest mniejsza niż
praca wykonana, gdy gaz rozpręża się przez nieskończenie wiele stanów
pośrednich. Wtedy różnica ciśnienia gazu i ciśnienia działającego na tłok jest
nieskończenie mała (ciśnienie zewnętrzne maleje w sposób ciągły)
Maksymalna praca objętościowa
Nadwyżka pracy w rozprężaniu
Vk Vk
odwracalnym (nieskończenie
RT
wobjx = (-p)dV = - dV
ma
wiele etapów)
V
Vp Vp
pp
Vk
wobjx = -RT ln -RT ln
ma
Vp pk
Praca w rozprężaniu
jednostopniowym przeciwko
zewnętrznemu ciśnieniu (proces
nieodwracalny)
Przemiana izochoryczna
Prawo Gay-Lussaca
p = nR/V T = const T
V = const ąwobj =0
p1T2 = p2T1
DU = q =ncvDT `" 0
DH `" 0
p
Jeżeli jedyną pracą, jaką układ
V
może wymienić z otoczeniem jest
praca objętościowa, to zmiana
energii wewnętrznej układu jest
równa ciepłu wymienionemu z
otoczeniem (DU = q)
Zmiana energii wewnętrznej w
każdej przemianie gazu
T
doskonałego jest równa ciepłu
Równanie izochory
przemiany izochorycznej
p/T = const
Przemiana izobaryczna
p = const
Prawo Charlesa
DU =q+w `" 0
V = nR/p T = constT
V1T2 = V2T1
DH = DU +p D V = q = ncpDT `" 0
w~wobj `" 0
V
W procesie izobarycznym gaz
p
 oddaje część pobranego ciepła
wykonując pracę objętościową.
Zmiana entalpii jest równa ciepłu
przemiany izobarycznej (DH = q)
Zmiana entalpii w każdej
przemianie gazu doskonałego jest
równa ciepłu przemiany izobarycznej
T
Równanie izobary
V/T = const
Molowa pojemność cieplna gazu doskonałego zależy od tego, czy gaz
wydatkuje energię na pracę objętościową.
cp = cv + R
Molowa pojemność cieplna gazu cp w przemianie izobarycznej jest
większa niż molowa pojemność cieplna gazu cV w przemianie
izochorycznej.
cp
k =
cV cp
cV
Gazy:
Jednoatomowe 3/2.R 5/2.R 1,667
Dwuatomowe 5/2.R 7/2.R 1,400
Wieloatomowe:
liniowe 5/2.R 7/2.R 1,400
nieliniowe 3.R 4.R 1,333
Dla gazów doskonałych ciepło molowe pod stałym ciśnieniem nie zależy od
temperatury.
Ciepło molowe gazów rzeczywistych zależy od temperatury:
cp = a + bT + cT2 +...
Podczas adiabatycznego
rozprężenia gaz wykonuje
p
Przemiana adiabatyczna
pracę (w < 0) kosztem energii
wewnętrznej , dlatego
q = 0 ą DU = w temperatury gazu obniża się
DT `" 0, Dp `" 0, DV `" 0
DU = ncVDT `" 0
DH = ncpDT `" 0
0 2 4 6 8 10
V
p
Praca wykonana podczas
W procesie adiabatycznym gaz
sprężania gazu (w > 0) powoduje
wzrost energii wewnętrznej i
nie wymienia ciepła z otoczeniem.
wzrost temperatury gazu
W procesie adiabatycznym
zmieniają się wszystkie parametry
stanu gazu (p, V, T)
0 2 4 6 8 10
V
Rozprężanie adiabtayczne Rozprężanie adiabatyczne
przeciwko zewnętrznemu odwracalne
ciśnieniu (nieodwracalne)
dU = wel = -pdV
dU = wel = -pdV
Tk Vk Tk Vk
cv R
n cv dT = -pz dV dT = - dV

T V
Tp Vp Tp Vp
cp
pz
cv + R
Vp -1 Vp k-1
ć ć
cv
pp
Tk = Tp = Tp
Tk = Tp Vk Vk
Ł ł Ł ł
cv + R
Komentarz
Temperatura końcowa gazu rozprężanego adiabatycznie zależy od sposobu rozprężania.
Większy spadek temperatury uzyskujemy w rozprężaniu odwracalnym, ponieważ podczas
rozprężania odwracalnego gaz wykonuje większą pracę.
Dla odwracalnych przemian adiabatycznych gazu doskonałego słuszny jest związek:
k
p1 V1k = p2 V2
pVk = const
Równanie adiabaty
Komentarz
Większość procesów i reakcji chemicznych oraz prawie wszystkie reakcje
biochemiczne in vivo zachodzą w warunkach stałego ciśnienia przy małych
zmianach objętości.
Wówczas znak entalpii procesu/reakcji, DH, wskazuje kierunek przepływu ciepła
pomiędzy układem a otoczeniem
Zmiana ciepła w układzie Proces/Reakcja Wartość DH
Wydzielanie ciepła do otoczenia egzotermiczny ujemna
Pobranie ciepła z otoczenia endotermiczny dodatnia
Pierwsza zasada termodynamiki w reakcjach chemicznych
Obliczanie ciepła reakcji
" Zastosowaniem I zasady termodynamiki do obliczania efektów cieplnych procesów
fizykochemicznych (głównie przemian fazowych i reakcji chemicznych) zajmuje się
termochemia
" Jeśli układ może wymienid z otoczeniem tylko pracę objętościową, to z I zasady
termodynamiki wynikają dwie zasady sformułowane na podstawie wyników doświadczeo i
znane jako prawo Hessa:
" I. Efekt cieplny procesów izochorycznych jest równy zmianie energii wewnętrznej układu
" II. Efekt cieplny procesów izobarycznych jest równy zmianie entalpii układu
Ciepło reakcji zachodzącej Ciepło reakcji zachodzącej w
pod stałym ciśnieniem stałej objętości (kalorymetria)
qr = DHr qr = DUr
DHr = DUr + Dng RT
Dng = i - i

i=prod. gaz i=subst. gaz
Komentarz
Entalpia i energia wewnętrzna reakcji różnią się o pracę zmiany objętości p.DV= Dng.RT:
reakcja ze zmniejszaniem objętości mieszaniny reakcyjnej (Dng < 0) ą "Hr < "Ur
reakcja ze zwiększaniem objętości mieszaniny reakcyjnej (Dng > 0) ą"Hr > "Ur
Ponieważ nie można zmierzyć bezwzględnych wartości ani entalpii, ani energii
wewnętrznej potrzebujemy punktu odniesienia.
Ten punkt odniesienia nazwano stanem standardowym.
Stan standardowy w chemii jest to czysta substancja pod ciśnieniem 1 atm w
określonej temperaturze (temperatura nie jest sprecyzowana). Stan standardowy
oznaczamy górnym indeksem  0 .
Zmierzone doświadczalnie standardowe entalpie procesów "Ho zebrano w
tablicach termochemicznych. Wartości te są podawane w przeliczeniu na 1 mol
substancji, zazwyczaj dla temperatury 298 K.
o
Stabelaryzowana wartość standardowej molowej entalpii spalania, DHsp, jest to
ciepło wydzielone podczas spalenia 1 mola związku w atmosferze czystego tlenu
pod stałym ciśnieniem 1 atm i w temperaturze 298,15 K. Określone doświadczalnie
o
wartości DHsp
wykorzystuje się do obliczenia entalpii tworzenia związków.
Stabelaryzowana wartość standardowej molowej entalpii tworzenia, , jest
DHo
tw
to ciepło reakcji tworzenia z pierwiastków 1 mola związku, pod ciśnieniem 1 atm i
w temperaturze 298,15 K, np. C(grafit) + 2H2(g) = CH4(g)
Stan standardowy jest tak zdefiniowany, że jeśli stan substancji pod ciśnieniem 1
atm i w temperaturze 298,15 K jest jej stanem naturalnym, to standardowa molowa
wartość entalpii tworzenia tej substancji jest równa zero. Dla pierwiastków
występujących w przyrodzie standardowa molowa entalpia tworzenia w 298,15 K
DHo (O2)(g) = 0
jest równa zero, np.
tw
Przejście fazowe Faza a b
Topnienie ciało stałe ciecz DHtop
Parowanie ciecz para DHpar
Sublimacja ciało stałe para DHsub
Mieszanie czyste składnikimieszanina DHmix
Rozpuszczanie Sub. rozp.roztwór DHrozp
Hydratacja X+(g) X+aq X-(g) X-aq DHhydr
Atomizacja cząsteczka atomy DHat
Dysocjacja cząsteczka fragmenty cząst. DHdys
Jonizacja X(g) X+(g) + e- DHjonizacja
Przyłączenie e- X(g) +e X-(g) DHp.e.
Reakcja substraty produkty DHr
Spalanie substancja+O2CO2 (g), H2O(c) DHsp
Tworzenie pierwiastki związek chemiczny DHtw
Komentarz
Ciepło spalania węglowodorów w stanie gazowym jest większe niż
węglowodorów w stanie ciekłym
Standardowa reakcja tworzenia związku z pierwiastków nie jest entalpią reakcji
syntezy związku
Wartości entalpii tworzenia związku z atomów pozwalają oszacować średnie
energie wiązań.
Przykład
Reakcja tworzenia metanu z pierwiastków:
C(grafit) + 2H2(g) CH4(g) DH0tw
Reakcja tworzenia metanu z atomów
C(g) + 4H(g) CH4(g) DH0at
Korzystając z prawa Hessa dla reakcji tworzenia z atomów zapisujemy:
DH0at (CH4)g = DH0tw (CH4)g  -DH0tw(C)g -4DH0tw(H)g
DH0tw(CH4)g = -74,85 kJ/mol (z tablic termochemicznych)
DH0 tw(H)g = 217,9 kJ/mol ( entalpii atomizacji H2(g))
DH0tw(C)g = 715,0 kJ/mol (entalpia sublimacji C(s))
DH0at (CH4) = -74,85  715,0-4. 217,9) = -1661,7 kJ/mol
DH0at (CH4) = -SEwiązań = -4EC-H
Energia wiązania C-H wynosi -1661,7/4 kJmol-1 = -415,4 kJmol-1.
Przykładem zastosowania prawa Hessa jest cykl Borna-Habera.
Wyznaczyć entalpię sieciową
związku jonowego (KCl).
Dane: entalpia tworzenia KCl,
entalpia tworzenia kationów i
anionów w stanie gazowym.
Entalpia jest funkcją stanu
zmiana entalpii w cyklu
zamkniętym jest równa
zero.
o o
1
- DHo (KCl)s + DHsub(K) + DHo (K) + DHo (Cl2)g + DHo.w.(Cl) + DHsiec = 0
tw p
jonizacja 2 dys
o o
1
DHsiec = DHo (KCl)s - DHsub(K) - DHo (K) - DHo (Cl2)g - DHo.w.(Cl)
tw p
jonizacja 2 dys
o
DHsiec = [-431-89 - 419 -124 - (-349)] kJ mol-1 = -714 kJ mol-1
Prawo Hessa pozwala na obliczenie ciepła, którego nie możemy
zmierzyć, dla dowolnej reakcji lub procesu, jeżeli znane są
ciepła reakcji lub procesów cząstkowych zmierzone w tej samej
temperaturze.
Są trzy sposoby obliczania entalpii reakcji:
I. na podstawie standardowych molowych entalpii standardowych entalpii spalania
reagentów:
o o
DHr = DHsp, j - i DHsp,i

j
substraty produkty
II. na podstawie standardowych molowych entalpii tworzenia reagentów:
DHr = DHo j - i DHo

j
tw, tw,i
j=produkty i=substraty
III. na podstawie entalpii innych reakcji, np.
entalpię reakcji (1) można obliczyć korzystając z wartości entalpii reakcji (2)-(4)
(1) CH4(g)+H2O(c)= CO(g) + 3H2(g)
(2) CH4(g)+2O2(g)= CO2(g) + 2H2O(c)
(3) CO(g)+1/2O2(g)= CO2(g)
(4) H2(g)+1/2O2(g)= H2O(c)
R1 = R2  R3 - 3R4 ą DH(1) =DH(2) - DH(3)- 3DH(4)
Komentarz
Wartość entalpii reakcji zależy od masy reagentów.
Jeśli równanie reakcji R1 pomnożymy przez dowolną liczbę wymierną a ą 0
otrzymując równanie reakcji R2, to
DHo = a DHo
R2 R1
Jeśli stopień przereagowania a ą 1, to entalpia (ciepło) takiej reakcji wynosi:
gdzie odpowiada entalpii obliczonej na podstawie równania reakcji.
DHo = a DHo(a =1)
r r
Wpływ temperatury na entalpię reakcji  równanie Kirchoffa
Entalpia molowa składnika w temperaturze T2
T2
H(T2) = H(T1) + (T)dT
p
c
T1
Entalpia reakcji w temperaturze T2
T2
DH(T2) = DH(T1) + DCp dT

T1
DCp = (cp ) - i (c )i
p
j j
produkty substraty
298,15 K
Doświadczalne wyznaczanie efektów cieplnych - kalorymetria
Kalorymetry przyrządy do pomiaru efektów cieplnych, w
których wykorzystano zasadę bilansu cieplnego
qoddane + qpobrane = 0, gdzie qoddane < 0, qpobrane > 0
Ciepła pobrane i oddane są proporcjonalne do masy
Rodzaje kalorymetrów
izotermiczne ciepło procesu zachodzącego w kalorymetrze nie powoduje
zmiany temperatury kalorymetru.
Nieizotermiczne ciepło procesu zachodzącego w kalorymetrze powoduje
zmianę temperatury kalorymetru. Kalorymetry adiabatyczne i diatermiczne
stosuje się do pomiarów ciepła spalania.
Kalorymetry adiabatyczne brak wymiany ciepła pomiędzy kalorymetrem
i jego otoczeniem, ciepło procesu (wydzielone lub pobrane), całkowicie
pochłonięte przez kalorymetr, powoduje zmianę temperatury kalorymetru,
Kalorymetry diatermiczne wymiana ciepła pomiędzy kalorymetrem i
otoczeniem jest ograniczona (qwym0). Ponieważ niewielka część ciepła
pochłoniętego przez kalorymetr jest wymieniana z otoczeniem, zmianę
temperatury kalorymetru należy skorygować.
Kalorymetry izotermiczne
W kalorymetrach izotermicznych mierzy się
masę ciała ulegającego przemianie fazowej,
np. lodu w wodę
Schemat kalorymetru lodowego (Bunsena):
1 wanna lodowa, 2 poziom lodu w wannie,
3 naczynie z hermetyczną pokrywą,
4-rurka do wprowadzania próbki (do rurki przez
wężownicę 5 wprowadza się CO2 w celu uniknięcia
przenikania pary wodnej z atmosfery),
6-ochraniacze zmniejszające konwekcję wody wokół
rurki,
7-ogrzewacz do wzorcowania kalorymetru,
8 osłona przed promieniowaniem,
9  układ pomiarowy ilości roztopionego lodu,
10  zlewka z rtęcią, 11  skala do pomiaru ilości rtęci
wciągniętej wskutek topnienia lodu.
Kalorymetry adiabatyczne i diatermiczne
W kalorymetrach nieizotermicznych mierzy
sie różnicę temperatur
Schemat kalorymetru wodnego diatermicznego:
1 - naczynie kalorymetryczne,
2  mieszadło,
3  termometr,
4  pokrywa,
5  wodna osłona cieplna,
6  podkładki
Podstawową częścią kalorymetru przeznaczonego do
pomiarów ciepła spalania jest bomba kalorymetryczna,
umieszczona w kalorymetrze adiabatycznym lub
diatermicznym.
Bomba kalorymetryczna składa się z
hermetycznie zamkniętego naczynia
wytrzymującego wysokie ciśnienie.


Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
tai w1 nstac www
W5 NTCh 11 www
W3 NTCh 11 www
www wsb2 pl w1
www livemocha com angielski lekcja audio
KEM w1
www haker pl haker start pl warsztaty1 temat=3(1)
micros multimetry www przeklej pl
www apextk pl index
www haker pl haker start pl warsztaty1 temat=30(1)
Raport?danie? Krakow 06 [ www potrzebujegotowki pl ]
program szkolenia specjalistycznego www katalogppoz pl
js zegarek na www
MN w1 Minimum funkcji
w1
SD przykłady do w1 13

więcej podobnych podstron