�ݺ�ߣ

Podstawy chemii
Termochemia
dr Jakub M. Milczarek
e-mail: jakub@milczarek.eu
web: http://www.milczarek.eu
Wykład opracowany przy użyciu m.in. materiałów udostępnionych przez
dr hab. Joannę Łojewską

Energia
Podstawy chemii - Termochemia Jakub M. Milczarek Uniwersytet Jagielloński

Energia
Energia
mechaniczna
Energia
termiczna
(ciepło)
Energia
elektryczna
Promieniowanie
Energia
chemiczna

Zachowanie energii
Energia zmienia swoją postać
i nie może powstać ani zniknąć
Suma energii układu jest stała

Układ i otoczenie
Układ: wycinek rzeczywistości (materialnego świata),
na której koncentrujemy uwagę
Przykłady układów:
• Otwarty – rzeka
• Zamknięty – butla z gazem
• Izolowany – kawa w termosie
• Wieloskładnikowy – granit
• Jednoskładnikowy – woda
• Homogeniczny – solona woda
• Heterogeniczny – topniejący śnieg
Otoczenie: wszystko poza układem

Ciepło i temperatura
Temperatura – przypadkowe ruchy
cząstek – energia kinetyczna cząstek
Ciepło – przekazywanie energii
pomiędzy dwoma ciałami spowodowane
różnicą temperatur pomiędzy nimi

Energia wewnętrzna
U – energia wewnętrzna
Ep – energia potencjalna
Ek – energia kinetyczna

I zasada termodynamiki
U = const
ΔU = O
Energia wewnętrzna układu
izolowanego jest stała
Funkcja stanu:
• wartość zależy jedynie od aktualnego stanu układu
• zmiany wartości nie zależą od drogi, którą przebył układ,
aby ze stanu początkowego osiągnąć stan końcowy

Energia wewnętrzna
ΔU = Q + W
ΔU - zmiana energii wewnętrznej układu
Q - ciepło
W - praca
Zmiana energii wewnętrznej:
• Dodanie (lub odebranie) do układu materii
• Dostarczenie (lub odebranie) energii jako ciepła
• Wykonanie pracy

Praca objętościowa
06_73
P =
F
A
Initial
state
P =
F
A
Final
state
h h
Area = AA
V
(a) (b)
Tłok przesuwa się o odległość Δh pod
wpływem ciśnienia wewn. P - układ
wykonuje pracę na otoczeniu
Zmiana objętości ΔV = Δh x A
JmNhFW
2
m
N
A
F
p
JNmmm
m
N
VpW
hApW
2
2
praca = siła · odległość
ciśnienie = siła/powierzchnia

Entalpia
H jest funkcją stanu
H = U + pV definicja
ΔH = ΔU + pΔV i p=const
ΔH = Qp + W + pΔV
ΔH = Qp – pΔV + pΔV
ΔH= QP i p=const
Entalpia opisuje przemiany energetyczne układu
w warunkach stałego ciśnienia

Energia wewnętrzna
U jest funkcją stanu
Energia wewnętrzna opisuje przemiany
energetyczne układu w warunkach stałej objętości
ΔH » przepływ energii w postaci ciepła
QV = ΔU i V=const

Reakcje egzotermiczne i endotermiczne
CH4(g) + 2O2(g)
substraty
reakcja egzotermiczna
+890 kJ
produkty
2NO2(g)
produkty
reakcja endotermiczna
substraty
ΔEp Energia potencjalna
elektronów w wiązaniach
Energia potencjalna
elektronów w wiązaniach
CO2(g) + 2H2O(g)
N2(g) + O2(g) +68 kJ
ΔEp

Pojemność cieplna
Ciepło właściwe, Cwł
pojemność cieplna na g substancji
(J/°C g lub J/K g)
Ciepło molowe właściwe, Cmol
pojemność cieplna na mol substancji
(J/°C mol lub J/K mol)

Pomiar ciepła
)(
)(
JK
Kmol
J
molTCnQ
JK
Kg
J
gTCmQ
mol
wl
Kmol
J
n
C
C
Kg
J
m
C
C
K
J
T
Q
C
mol
wl
Obliczenia

Pomiar ciepła V =const
Kalorymetria

Pomiar ciepła V =const
0,800g CH4 spalono w stałej objętości w nadmiarze tlenu wewnątrz kalorymetru zawierającego
3,250 103 g wody. Temperatura wody wzrosła o 3,3 °C . Ciepło właściwe wody wynosi 4,177 J/g K.
Oblicz ciepło spalania metanu.
Przykład 1 – Wyznaczanie ciepła spalania metanu
JK
Kg
J
gQ
JTCmQ wl
447983,3177,410250,3
)(
3
mol
kJ
mol
J
mol
g
g
J
MQQ CHmmol
2
100,989708802.16559984
Ciepło pochłonięte przez wodę
Ciepło wydzielone przy spaleniu 1 g CH4
Ciepło wydzielone przy spaleniu 1 mola CH4
g
J
m
Q
Q
CH
m 55998
800,0
44798
4

Pomiar ciepła p =const
TCmQ
QQH
rwlr
a
,r
rrerea
Kalorymetria
termometr
mieszadło
– pręcik szklany
kubek styropianowy
korek

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 25 °C do 31,9 °C.
Oblicz ciepło zobojętniania 1 mola HCl.
Ciepło właściwe wody wynosi 4,18 J/g °C.
HCl + NaOH NaCl + H2O
H+ + OH- H2O

kJC
Cg
J
gHrea 884,29,618,4100
TCmQH rwlrrrea ,
g
cm
g
cmdVdVm OHrrrr 1000,1100 3
3
2
OHwlrwl CC 2,,
09,60,259,31 CCCT

mol
kJ
n
H
H
mol
dm
mol
dmn
CVn
dm
mol
M
V
n
C
HCl
rea
mol
HCl
MrHCl
r
HCl
M
5868,57
05,0
884,2
05,0105,0 3
3
3

Termochemia przemian fizycznych
Parowanie
Topnienie
ΔHpar = Hpara - Hciecz
ΔHtopn = Hciecz – Hf. stała
ΔHp(proces odwrotny) = -ΔH(proces pierwotny)
Sublimacja
ΔHsubl = Hpara – Hf. stała = ΔHtopn – ΔHpar

Krzywa ogrzewania

Entalpia przemiany chemicznej
+ ciepłosubstraty produkty
substraty + ciepło produkty
reakcja egzotermiczna
reakcja endotermiczna

Entalpia reakcji chemicznej
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(c)
ΔH = –890 kJ
Entalpia reakcji odwrotnej jest, co do wartości taka sama
jak reakcji pierwotnej, tylko przeciwnego znaku
CO2(g) + 2H2O(c) CH4(g) + 2O2(g)
ΔH = 890 kJ

Stan 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

Standardowa entalpia reakcji
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = –802 kJ
Standardowa entalpia reakcji dotyczy reakcji, której
substraty i produkty znajdują się w swych stanach
standardowych (przy T = 298,15 K i p = 1 atm)
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(c) ΔH = –890 kJ
oznaczenie: ΔH°

Prawo Hessa
Zmiana entalpii reakcji:
• zależy jedynie od stanu początkowego
i końcowego układu
• nie zależy od drogi jaką reakcja biegła
+ ΔHreasubstraty produkty
Entalpia jest funkcją stanu!

Prawo Hessa
1) N2(g) + O2(g) 2NO(g) H1=180 kJ
2) 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) H2=-112 kJ
3) N2(g) + 2O2(g) 2NO2(g) H3= H1+ H2= 68 kJ
N2(g),O2(g)
O2(g) 2NO(g)
H1=180 kJ
O2(g) 2NO(g)
2NO2(g)
H2=-112 kJ
N2(g),2O2(g)
2NO2(g)
H3= 68 kJ
Entalpia,H,kJ

Prawo Hessa - konsekwencje
3. Jeżeli daną reakcję (spalanie węgla) da się przedstawić jako
kombinację innych reakcji (suma reakcji 1 i 2),
to ΔH jest kombinacją entalpii reakcji składowych (ΔH1+ ΔH2)
bezpośrednio etapami
C(s) + O2(g)  CO2(g) +394 kJ 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
1. Jeżeli reakcja ma przebieg odwrotny, to ΔH ma znak przeciwny
N2(g) + O2(g)  2NO(g) ΔH = 180 kJ
2NO(g)  N2(g) + O2(g) ΔH = -180 kJ
2. Jeżeli współczynniki stechiometryczne reakcji są przemnożone
przez liczbę naturalną, to ΔH zwiększa się tyle samo razy
6NO(g)  3N2(g) + 3O2(g) ΔH = -540 kJ

Entalpia tworzenia
Jeżeli substratami są pierwiastki w stanie
standardowym (25 °C, 1013 hPa), to zmianę
entalpii w czasie syntezy danego związku
(też w stanie standardowym) nazywamy
entalpią tworzenia
ΔHrea° = Σ niΔHi°(p) - Σ njΔHj°(s)
W ogólności:
HHpp
oo
HHss
oo
pierwiastkipierwiastki
substratysubstraty produktyprodukty
Z zasady zachowania energiiZ zasady zachowania energii
HHss
oo
++ HHrearea - HHpp
oo
= 0= 0
HHrearea == HHpp
oo
-- HHss
oo
HHrearea

Standardowe entalpie tworzenia
Związek
ΔHo
298
kJ/mol
Związek
ΔHo
298
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)
ΔHrea° = ΣniΔHi°(p) - ΣnjΔHj°(s)
ΔH°(Fe2O3) = -826 kJ/mol
ΔH°(Al2O3) = -1676 kJ/mol
ΔH°(Fe) = ΔH°(Al) = 0
ΔHrea° = ΔH°(Al2O3) - ΔH°(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 bond energy A + B
H - Cl H + Cl
g g g
g
kJ
mol g g432
EB, kJ/mol
CH4(g) CH3(g)+ H(g) 435
CH3(g) CH2(g)+ H(g) 453
CH2(g) CH (g)+ H(g) 425
CH=(g) C(g)+ H(g) 339
Średnia 413

Energie wiązań
Wiązanie Długość (pm)
Energia
(kJ/mol)
Wiązanie Długość (pm)
Energia
(kJ/mol)
H--H 74 435 H--C 109 412
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 & entalpia tworzenia
start

Energia wiązania i entalpia tworzenia
HHpp
oo
HHss
oo
pierwiastkipierwiastki
substratysubstraty produktyprodukty
Z zasady zachowania energiiZ zasady zachowania energii
HH oo
++ HH ++ HH oo
= 0= 0
HHrearea
EB
EB

Obliczenia ciepła reakcji z energii wiązań
Dla reakcji w stanie gazowym
).().(0
utworzonewEmzerwanewEnH BBrea
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 25 °C:
mol
kJ
H
H
EEEEH HOOCOOHC
634
4604715249424124
4224
CH O CO 2 H O
H BE BE BE 4 BE
H kJ
H kJ
4 g 2 g 2 g 2 g
298
o
C-H O=O C=O O-H
298
o
298
o
2
4 2 2
4 414 2 498 2 741 4 464
686
( ) ( ) ( ) ( )

Dziękuję za uwagę!
Jakub M. Milczarek Uniwersytet JagiellońskiPodstawy chemii - Termochemia

�ݺ�ߣ

Podstawy chemii - Termochemia

Recommended

More Related Content

What's hot (20)

Similar to Podstawy chemii - Termochemia (6)

More from Jakub Milczarek (18)

Podstawy chemii - Termochemia