9-termochemiaTECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY


TERMOCHEMIA

Termodynamika chemiczna zajmuje się przemianami energii we wielkich zbiorowiskach cząsteczek. Jednostka energii = jednostce pracy J = kg · m2/s2. Stara jednostka kaloria cal = 4,184 J.

0x08 graphic
Definicja układu.

Definicja otoczenia.

Układ otwarty Układ zamknięty Układ izolowany

Funkcja stanu jest to funkcja termodynamicznej układu, której wartość zależy od aktualnego stanu układu określonego przez tempe­raturę T, ciśnienie p, skład n. p. ułamki molowe poszczególnych składników.

Energia wewnętrzna układu jest sumą energii kinetycznych wszystkich cząstek w układzie, wynikających z ich bezładnych ruchów cieplnych oraz ruchów w jednym kierunku wynikających z ruchu układu jako całości. Energia potencjalna wynika z ułożenia cząsteczek względem siebie. Np. napięta sprężyna. Energia wewnętrzna jest to miara zdolności układu do wykonania pracy.

Zasada zachowania energii (pierwsza zasada termodynamiki). Energia wewnętrzna układu izolowanego jest stała. Energia nie może się two­rzyć ani ulegać unicestwieniu, jedynie może się przekształcać z jednej postaci w drugą,

Temperatura. Interpretacja molekularna: jest to miara średniej energii kinetycznej cząsteczek układu. Cząsteczki wykonują ruchy trans­la­cyj­ne, os­cy­­lacyjne i ro­ta­­c­yjne. Różnice temperatury określają kierunek prze­pły­wu ciepła.

0x08 graphic

Energia cząsteczek zmienia się wraz z temperaturą, określa to rozkład Maxwella - Boltzmana.

Praca - przenoszenie energii, gdy obiekt się porusza pokonując jakąś siłę. Np. rozprężający się gaz w cylindrze silnika napędza samochód. W interpretacji molekularniej, jest to jednokierunkowy ruch cząsteczek pokonujący opór.

Ciepło - interpretacja molekularna, bezładny ruch w odróżnieniu od pracy.

Energia wewnętrzna jest funkcją stanu. Jest to wielkość ekstensywna, zależna od wielkości układu. Określenie bezwzględnej wartości energii wewnętrznej U jest niemożliwe, mierzymy tylko ΔU = Ukońc - Upocz.

Istnieją trzy sposoby zmieniania energii wewnętrznej:

  1. zmiana ilości materii w układzie

  2. wymiana energii w postaci ciepła

  3. wykonanie pracy na układzie

ΔU > 0 Ukońc większe od Upocz, np. podgrzanie próbki, napięcie spręży­ny, sprężenie gazu.

Dla układu zamkniętego ΔU = w + q. Jeżeli doprowadziliśmy do układu energię (q) w postaci ciepła (+ 50 KJ) i układ wykonał pracę (w) (-20 KJ) to energia wewnętrzna U wzrosła o 30 KJ.

Praca (w) w przemianach chemicznych - zasadniczo emisja gazów.

w = -p ΔV ΔV = Vkońc - Vpocz (jeżeli układ się rozpręża to wykonuje pracę pokonując ciśnienie zewnętrzne i energia wewnętrzna maleje).

ΔU = q - p ΔV q = ΔU + p ΔV

wprowadzamy funkcję entalpii H = U + pV

Przemiany chemiczne z reguły zachodzą przy stałym ciśnieniu. Zatem
ΔH = ΔU + Δ(pV) ΔH = ΔU + p ΔV

q = ΔU + pΔV = ΔH

Zmiana entalpii układu ΔH jest równa ciepłu przekazanemu do ukła­du lub oddawanemu przez układ do otoczenia w warunkach reakcji pod sta­łym ciśnieniem. Entalpia jest funkcją stanu.

Zmiana energii wewnętrznej układu ΔU jest równa ciepłu przekazane­mu lub oddawanemu przez układ do otoczenia w warunkach reakcji w stałej objętości.

Entalpii nie możemy mierzyć bezpośrednio. Mierzymy tylko ΔH. Pier­wiastki (najbardziej trwałe termodynamicznie odmiany alotropowe) w warunkach standardowych (25 oC, 298 K i pod ciśnie­niem 1013 hPa)

mają entalpię równą zero i według tego mierzy się zmiany entalpii.

0x08 graphic
Reakcja egzotermiczna

Układ przekazuje energię na

na sposób ciepła do otoczenia

ΔH < 0 ΔH0 = - 602 kJ

(pokaz Mg + ½O2 → MgO)

2 Al(s) + Fe2O3(s) = Al2O3(s) + 2 Fe(l) mieszanina termitowa

Reakcje egzotermiczne są to z reguły samorzutne.

0x08 graphic

Reakcja endotermiczna

Otoczenie przekazuje energię na

sposób ciepła do układu ΔH > 0

Reakcje endotermiczne z reguły wymuszone

Reakcja wymuszona Ca(OH)2CaO + H2O

Reakcja samorzutna - pokaz rozpuszczania NH4NO3.
Ba(OH)2∙8H2O(s) + 2NH4SCN(s) → 2NH3(g) + 10H2O(l) + Ba(SCN)2(aq)

Kryterium samorzutności reakcji - zmiana entalpii swobodnej układu

ΔG = ΔH - TΔS ΔG < 0 - reakcja samorzutna

Przykład. Oblicz zmianę energii wewnętrznej ΔU dla 1 mola CO2 w reakcji z węglem biegnącej w 900 K, pod ciśnieniem 1013 hPa.
ΔH
otw (CO2) = -394 kJ · mol-1, ΔHotw (CO) = -111 kJ · mol-1

R = 8,315 J · mol-1 · K-1 = 83,15 dm3 · hPa · mol-1 · K-1

C(s) + CO2(g) → 2CO(g) Δn = 1

ΔH = ΔU + p ΔV ΔU = ΔH - p ΔV

pV = nRT pΔV = RT Δn = 1mol · 900K · 8,315 J · mol-1 · K-1 =

= 7484 J = 7,48 kJ

ΔH = 2 ΔHotw (CO) - ΔHotw (CO2) = -222 kJ - (-394 kJ) = + 172 kJ

metoda entalpii tworzenia

ΔU = ΔH - p ΔV = + 172 kJ - 7,5 kJ = 164,5 kJ

Przykład. Oblicz zmianę energii wewnętrznej ΔU dla reakcji 2 moli wodoru z tlenem biegnącej w 900 K, pod ciśnieniem 1013 hPa.
ΔH
otw (H2O(g)) = -241,8 kJ · mol-1, R = 8,315 J · mol-1 · K-1 = 83,15 dm3 · hPa · mol-1 · K-1

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) Δn = -1

ΔH = ΔU + p ΔV ΔU = ΔH - p ΔV

pV = nRT pΔV = RT Δn = 1mol · 900K · 8,315 J · mol-1 · K-1 =

= 7484 J = -7,48 kJ

ΔH = 2 ΔHotw (H2O) = 2 mol · (-241,8 kJ · mol-1) = - 483,6 kJ

ΔU = ΔH - p ΔV = - 483,6 kJ - (-7,5 kJ) = - 491,1 kJ

nie było tycH zadań w 2009 roku Na wykładach.

Najważniejsze standardowe zmiany entalpii ΔHo.

Podaje się dla jednego mola cząstek i w warunkach standardowych, stężenia powinny wynosić 1 mol/dcm3 , t = 25 °C (298 K) i ciśnienie 1013 hPa (1 atm.).

Energia jonizacji: (IE) zmiana entalpii przy usuwa­niu 1 mola elektro­nów z 1 mola cząstek w fazie gazowej.

Na(g) = Na+(g) + e-(g) ΔHoj = 502 kJ mol-1

Al(g) = Al+(g) + e-(g) ΔHoj = 577 kJ mol-1
Al
+(g) = Al2+(g) + e-(g) ΔHoj = 1817 kJ mol-1

Al2+(g) = Al3+(g) + e-(g) ΔHoj = 2745 kJ mol-1

Al(g) = Al3+(g) + 3e-(g) ΔHoj = 5148 kJ mol-1

Powinowactwo elektronowe: (EA) zmiana entalpii przy przyłączaniu 1 mola elektro­nów do 1 mola atomów pierwiastka w fazie gazowej.

Uwaga na znaki EA - electron affinity

Cl(g) + e-(g) = Cl-(g) ΔHo1 = -348 kJ mol-1 EA = 348 kJ mol-1

O(g) + e-(g) = O-(g) ΔHo1 = -142 kJ mol-1 EA = 142 kJ mol-1

O-(g) + e-(g) = O2-(g) ΔHo2 = +844 kJ mol-1 EA = -844 kJ mol-1

O(g) + 2e-(g) = O2-(g) ΔHo1+2 = +702 kJ mol-1 proces endotermiczny.

Entalpia tworzenia: (ΔHotw) zmiana entalpii przy tworzeniu 1 mola cząsteczek substancji z pierwiastków w ich stanach standardowych.

Entalpia atomizacji: (ΔHoat) zmiana entalpii przy tworzeniu w stanie ga­zowym 1 mola atomów substancji z pierwiastka w stanie standard.

Entalpia spalania: (ΔHosp) zmiana entalpii przy spalaniu 1 mola cząste­czek substancji w nadmiarze tlenu.

Entalpia sieciowa: (ΔHosieć) zmiana entalpii przy przeprowadzeniu 1 mo­la czą­s­­te­czek substancji z fazy stałej w gaz złożony z oddalonych od siebie jonów. MX = M+(g) + X- (g) np. CaF2 (s) = Ca2+(g) + 2F-(g)

Substancje jonowe: NaCl 770 kJ mol-1, CaF2 2610 kJ mol-1, MgO 3850 kJ mol-1,

Dla substancji kowalencyjnych jest to entalpia sublimacji.

H2O(s) → H2O(g) ΔHosieć = ΔHosubl.= 43,5 kJ mol-1

Substancje kowalencyjne: Ne 2,5 kJ mol-1, CO2 23,4 kJ mol-1.

Metale: Na 105 kJ mol-1, Wolfram 840 kJ mol-1,

Prawo Hessa

Zmiana entalpii podczas reakcji chemicznej zależy jedynie od stanu początkowego i końcowego reagentów a nie zależy od drogi reakcji. Entalpia reakcji sumarycznej jest sumą entalpii etapów na które tę reakcję można podzielić.

Umożliwia to obliczanie entalpii reakcji trudno mierzalnych.

Przykład 1

0x08 graphic
3C(s) + 4H2(g) = C3H8(g) ΔHo = ? metodą entalpii spalania.

(A) C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(c) (B)


3C(s) + 4H
2(g) + 5O2 (C)

Dane:

C3H8(g) + 5O2(g) = 3 CO2(g) + 4 H2O(c) ΔHosp(C3H8) = -2220 kJ · mol-1

H2(g) + ½O2(g) = H2O(c) ΔHosp(H2) = -286 kJ · mol-1

C(s) + O2(g) = CO2(g) ΔHosp(C) = -394 kJ · mol-1

Etap C-B ΔHo(CB) = (-286 · 4) + (-394 · 3) = -2326 kJ

ΔHo(CA) + (-2220 kJ ) =-2326 kJ ΔHo(CA) =-106 kJ · mol-1

Można to zrobić inaczej metodą dodawania równań termochemicz­nych.

szukamy 3C(s) + 4H2(g) = C3H8(g) ΔHo = ?

3 CO2(g) + 4 H2O(c) = C3H8(g) + 5O2(g) +2220 kJ

4H2(g) + 2O2(g) = 4H2O(c) -1144 kJ

3C(s) + 3O2(g) = 3CO2(g) -1182 kJ

3C(s) + 4H2(g) = C3H8(g) -106 kJ

ΔHo(reakcji) = Σ ns ΔHosp(substraty) - Σ np ΔHosp(produkty)

Przykład 2. Oblicz standardową entalpię reakcji redukcji hydrazyny

N2H4(c) + H2(g) = 2NH3(g) ΔHo = ? metoda entalpii tworzenia

N2(g) + 2 H2(g) = N2H4(c) ΔHotw(N2H4) = + 50,6 kJ · mol-1

½N2(g) + 1½ H2(g) = NH3(g) ΔHotw(NH3) = - 46,1 kJ · mol-1

0x08 graphic
N2H4(c) + H2(g) ΔHo 2NH3(g)

N2(g) + 3H2(g)

+ 50,6 kJ + ΔHo = -92,2 kJ ΔHo = -142,8 kJ

ΔHo(reakcji) = Σ np ΔHotw(produkty) - Σ ns ΔHotw(substraty)

Proszę to zrobić inaczej metodą dodawania równań termochemicz­nych

Przykład 3. Oblicz standardową entalpię reakcji termitowej

2 Al(s) + Fe2O3(s) = Al2O3(s) + 2 Fe(s) ΔHo = ?

2 Al(s) + 1½ O2(g) = Al2O3(s) ΔHo = -1675.7 kJ

Fe2O3(s) = 2 Fe(s) + 1½ O2(g) ΔHo = 822.0 kJ

2 Al(s) + Fe2O3(s) = Al2O3(s) + 2 Fe(s) ΔHo = - 853.7 kJ

Przykład 4. Oblicz standardową entalpię reakcji spalania siarczku cynku

mamy dane: ΔHotw(ZnS) = -202.9 kJ ,

ΔHotw(ZnO) = -348.0 kJ,

ΔHotw(SO2) = -348.0 kJ,

ZnS(s) + 1½ O2(g) = ZnO(s) + SO2(g)

Zn(s) + ½ O2(g) = ZnO(s) ΔHo = - 348.0 kJ

S(s) + O2(g) = SO2(g) ΔHo = - 296.9 kJ

ZnS(s) = Zn(s) + S(s) ΔHo = 202.9 kJ

ZnS(s) + 1½ O2(g) = ZnO(s) + SO2(g) ΔHo = - 442.0 kJ

9

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic



Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
8-tlen, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
3-Wiązania TECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
13-fluorowceTECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
1-Wyklad TECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
7-makroukłady TECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
10-wodaTECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
11-dysocjacjaCHEM, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
4-Wodór TECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
15-azotowceTECHa, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
19-litowceTECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
18-berylowceTECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
6-VSEPR TECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
17-borowceTECH, Technologia chemiczna PG, Chemia, I ROK, WYKŁADY, WYKŁADY
Konspekt2, Technoligia Chemiczna PWR, Chemia fizyczna, Wykład
Konspekt3, Technoligia Chemiczna PWR, Chemia fizyczna, Wykład
CHEMIA ORGANICZNA REAKCJE sciaga 111, Technologia chemiczna, 3 semestr, Chemia organiczna, wykłady
Konspekt1, Technoligia Chemiczna PWR, Chemia fizyczna, Wykład
INŻYNIERIA, Technologia chemiczna, I stopień, III rok, Inżynieria chemiczna, Wykłady

więcej podobnych podstron