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 wwwW5 NTCh 11 wwwW3 NTCh 11 wwwwww wsb2 pl w1www livemocha com angielski lekcja audioKEM w1 www haker pl haker start pl warsztaty1 temat=3(1)micros multimetry www przeklej plwww 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 pljs zegarek na wwwMN w1 Minimum funkcjiw1SD przykłady do w1 13więcej podobnych podstron