hemijska termodinamika 2
Post on 17-Feb-2016
129 Views
Preview:
DESCRIPTION
TRANSCRIPT
T E R M O H E M l J A
Svaka fizička promena (topljenje isparavanje Svaka fizička promena (topljenje, isparavanje, prelazak jednog kristalnog oblika u drugi) ili hemijska reakcija praćene su energetskim promenamaj p g p
Toplotni efekti (Q)
V= const. P= const.
UQV HQP PdVdUdQ QV
Kod čvrstih i tečnih tela ΔU i ΔH su skoro isti
Kada pri hemijskoj reakciji nastaje k i d j gas kao proizvod, za merenje
toplotnog efekta koristi se ΔH
HAUQp
nRTA nRTUH
Δn -razlika količine (u molovima) gasovitih i d i itih kt t h ij k j
nRTUH proizvoda i gasovitih reaktanata u hemijskoj reakciji
H ij k k ij jč šć Hemijske reakcije se najčešće dešavaju uz promenu temperature
EgzotermnaΔU -ΔU
-ΔH reaction
Endotermna +ΔU +ΔH +ΔH
reaction
Uvek posmatramo sistem!
Prikazani grafik predstavlja promenu Prikazani grafik predstavlja promenu energije kod
A) t ih A) egzotermnih B) endotermnih
reakcija
M j t l t f kt Merenje toplotnog efekta kalorimetrom vodeni kalorimetar
Uređaj za merenje energije (toplote) koja se otpušta ili prima tokomotpušta ili prima tokom hemijske reakcije
Prenos toplote meri se Prenos toplote meri se praćenjem promene temperature koju izaziva
Kalorimetar je izolovani sistem u kome se odvija adijabatski proces
Određivanje toplote rastvaranja Određivanje toplote rastvaranja soli kalorimetrom
dTdHCP dT
C iiOHOHKOHP cmcmCCC222kp tCH
solimoljedanZa
Mm
n n
tCH
solimoljedanZa
kp
MtCH kP
mΔtk -korigovana vrednost
promene temperature iiOHOHkOHP cmcmCCC22 iiOHOHOHP
222
Hessov zakon: Toplotni efekat hemijske (Q) reakcije ne zavisi od puta kojim se reakcija odigrava, već od početnog i krajnjeg stanja sistema Da li je to u suprotnosti sa prvim zakonom
termodinamike?Veliki broj hemijskih reakcija (procesa) se odigrava priVeliki broj hemijskih reakcija (procesa) se odigrava pri
konstantnom atmosferskom pritisku ili pri konstantnoj zapremini, tako da je toplotni efekat jednak promeni entalpije ΔH odnosno unutrašnje energije ΔU koje suentalpije, ΔH, odnosno unutrašnje energije ΔU, koje su funkcije stanja, pa odakle i sledi tačnost Hessovog zakona.
Ovaj zakon ustvari predstavlja specijalni slučaj prvogOvaj zakon ustvari predstavlja specijalni slučaj prvog zakona termodinamike (pri P=const., ili pri V=const.), kada je toplotni efekat funkcija stanja sistema
Kada koristimo Hessov zakon?
Kod reakcija gde nije moguće d d diti t l ij jneposredno odrediti promenu entalpije jer:
• • u stanju ravnoteže jako preovlađuju reaktanti • • previše su spore • • pod uslovima u kojima se odigrava reakcija p j g j
nastaju neki drugi stabilni proizvodi• ne mogu se izvesti u kalorimetrug
Primer 1. Hessovog zakona NH3(gas)+H2O → NH3(teč) ΔH1=-35,161 kJmol-1 HCl( ) +H2O → HCl(t č) ΔH2=-72 415 kJmol-1 HCl(gas) +H2O → HCl(teč) ΔH2 72,415 kJmol NH3(teč)+HCl(teč)→ NH4Cl(teč) ΔH3=-51,486 kJmol-1
ΔH=-159,062 kJmol-1
NH3(gas)+HCl(gas)→ NH4Cl(čvr) ΔH1=-176,224 kJmol-1 NH4Cl(čvr)+H2O →NH4Cl(teč) ΔH2=-16,325 kJmol-1( ) ( )
ΔH=-159,899 kJmol-1
Primer 1. Hessovog zakona
AA
1H
AC
2H
AB
3H
Posledica: moguće je izračunati jedan toplotni efekat ako su poznati svi ostali.g j j p pΔH1=ΔH2+ΔH3
Primer 2 Hessovog zakonaPrimer 2. Hessovog zakonaIako se toplotni efekat dobijanja CO ne može odrediti eksperimentalnim putem, može se p p ,izračunati
C + O2→ CO2ΔH 393 kJ l 1
2OC
1HΔH1 = -393,7 kJmol-1
C + 1/2 O2→ CO ΔH2= ?
CO+ 1/2 O2 → CO2ΔH3 = -283,7 kJmol-1
2CO?2 H
ΔH3 283,7 kJmol
ΔH1 = ΔH2 + ΔH33H1
Toplotni efekat dobijanja CO:ΔH2 = ΔH1 - ΔH3 = (-393,7 + 283,2)
kJmol-1 =-110,5 kJmol-1
221 OCO
kJmol 110,5 kJmol
Primer 3. Hessovog zakonagToplotni efekat prelaza jednog kristalnog oblika u drugi je spor proces i ne može se eksperimentalno meriti
C(d) + O2 →CO2( ) 2 2ΔH1 = -395,5 kJmol-1
C(dijamant) → C(grafit) ΔH2= ?( j ) (g ) 2 C(gr)+ O2 →CO2
ΔH3 = -393,6 kJmol-1C ΔH2 = ΔH1 - ΔH3 =
(-395,5 + 393,6) kJmol-1 =
dijamantC
?H
1H
( , , )- 1,9 kJmol-12CO?2 H
3H
grafitC
I ovo je Hessov zakonI ovo je Hessov zakon
Hesov zakon kaže
A) Toplotni efekat zavisi od puta kojim se k ij d ijreakcija odvija
B) Toplotni efekat pri P=konst je funkcija ) p p j jstanja
C) Toplotni efekat kod svih egzotermnih C) Toplotni efekat kod svih egzotermnih reakcija je uvek isti
Prema procesima na koje se H Prema procesima na koje se H odnosi, definisane su: Standardna entalpija nastajanja (formiranja) jedinjenja Standardna entalpija hemijske reakcije Standardna entalpija topljenja Standardna entalpija isparavanja Standardna entalpija sublimacije
Faznog prelaza
Standardna entalpija mešanja Standardna entalpija rastvaranja Standardna entalpija atomizacije p j j Standardna entalpija jonizacije Standardna entalpija sagorevanja Standardna entalpija neutralizacije Standardna entalpija neutralizacije Standardna entalpija kristalne rešetke Srandardne entalpije delokalizacije Itd Itd
Entalpija (toplota) nastajanja (f i j t j ) j di j j (formiranja, stvaranja) jedinjenja
P= konst
Molarna toplota nastajanja jedinjenja-količina toplote koju reakcioni sistem razmeni sa okolinom pri nastajanju jednog mola jedinjenja iz elemenatapri nastajanju jednog mola jedinjenja iz elemenata
jedinica: Jmol-1Ako je pod standardnim uslovima: 0HAko je pod standardnim uslovima:
standardna promena entalpije nastajanja jedinjenja
0298H
astaja ja jed je jaStandardni uslovi: pritisak P0=101325 Pa i T=298,15 K (25)
Standardne entalpije elemenata 0Standardne entalpije elemenataStandardno stanje je najstabilniji oblik pod standardnim
uslovima (za ugljenik je to grafit, a ne dijamant) 00
298 H
Vrednosti standardnih promena t l ij j di j j l entalpija jedinjenja nalaze se u
termodinamičkim tablicama
0298H
0298H
298
0H 0298H
Mogu imati i pozitivne i negativne vrednosti Mogu imati i pozitivne i negativne vrednosti
Standardno stanje ugljenika ( j t bil iji blik d t d d i (najstabilniji oblik pod standardnim uslovima) je:
A) grafit B) dijamant C) fuleren C) fuleren D) sva tri
Standardne entalpije nastajanja Standardne entalpije nastajanja jedinjenja su
A) uvek pozitivne B) uvek negativne C) i pozitivne i negativne C) i pozitivne i negativne D) uvek nula
Standardne entalpije elemenata Standardne entalpije elemenata ( u najstabilnijem stanju) su
A) uvek pozitivne B) uvek negativne C) i pozitivne i negativne C) i pozitivne i negativne D) uvek nula
Standardna entalpija hemijske reakcije
Izračunati standardnu promenu entalpije sledeće hemijske reakcije:p p j j j
HClCHClClCH 33 324
reaktanataproizvoda 0298
0298
0298 HHH
)](3)([)(3)( 202984
0298
02983
0298
0298 ClHCHHHClHCHClHH
10298 58,336)81,74()307,92(347,134 kJmolH
Entalpija (toplota) sagorevanja Uvek egzoterman proces!
Kalorimetarska bomba
Mešalica
Čelik vodaO lik išk d liki P Uzorak Čelik vodaO2 u velikom višku, pod velikim P Uzorak
Kalorimetarska bombaKalorimetarska bomba
Pri sagorevanju svake organske supstance nastaju CO2 i H2O
nRTUH
Pri sagorevanju svake organske supstance nastaju CO2 i H2O
Sagorevanje etanola do CO2 i H2OC H OH 3O 2CO 3H O C2H5OH(l) + 3O2(g)→2CO2(g)+3H2O(l)
RTURT)32(UH 0298
0298
0298
Sagorevanje glukoze do CO i H O Sagorevanje glukoze do CO2 i H2O
C H O +6 O 6 CO +6 H OC6H12O6(s) +6 O2(g)→6 CO2(g) +6 H2O(l)000 )66( URTUH
10298 2816 kJmolH
298298298 )66( URTUH
Proces sagorevanja neke Proces sagorevanja neke supstance je
A) uvek egzoterman B) uvek endoterman C) zavisi od uslova reakcije C) zavisi od uslova reakcije
Pri sagorevanju svake organske Pri sagorevanju svake organske supstance nastaju:
A) H2O i CO2
B) CO2 i CO C) H2 i CO2 C) H2 i CO2
D) H2O i CO
Entalpija (toplota)t li ijneutralizacije
uvek egzoterman proces
Jake kiseline i baze (potpuno disosovane) H+ + Cl- + Na+ + OH-→Na+ + Cl- +H O H+ + Cl + Na+ + OH →Na+ + Cl +H2O H+ + OH-→H2O
)]OH(H)H(H[)OH(HH 0298
02982
0298
0298
Ho
298(H+)=0Ho
298(H2O)=-285,97 kJmol-1298( 2 )Ho
298(OH-)=-230,05 kJmol-1
11298 92,55)05,23097,285( kJmolkJmolH o
Toplota neutralizacije (jaka baza i jaka p j (j jkiselina) je uvek ista (-55,9kJmol-1) računato na jedan mol vode
2H+ + SO42- + Na+ +OH-→2Na+ +SO4
2- + 2H2O
2H+ + OH-→2H O 2H + OH →2H2O
1298 84118 kJmolH o298 84,118 kJmolH
Kod neutralizacije slabe kiseline (slabe baze)
Toplota se troši na disocijaciju slabe
toplotni efekat je uvek manji od -55,9kJmol-1
Toplota se troši na disocijaciju slabe baze(slabe kiseline) na jone
Entalpija (toplota)Entalpija (toplota)rastvaranja
Može biti i egzotermna i R t jegzotermna i endotermnaZavisi od prirode
Rastvaranje LiCl u vodi-toplota se
Zavisi od priroderastvorka
oslobađa - ΔH
rastvarača Zavisi da li je
Rastvaranje (NH4)2SO4 -toplota j
rastvorak gasovit, tečan ili čvrst
( 4)2 4 pse apsorbuje +ΔH
Rastvaranje čvrstih telaRastvaranje čvrstih telaendoterman egzoterman
+ΔHRaskidanje veza
-ΔHSolvatacija as da je e a
Toplota topljenjaj
(hidratacija)
sr HHH srKod andhidrovanih soli
ΔHs veće nego kod hidratisanihUkupna toplota rastvaranja:
u zavisnosti šta je veće: ili +ΔH ili -ΔH
Rastvaranje gasova i tečnosti
Nema raskidanja vezaΔH 0 ΔHr=0
sHH sr HHH
Uvek egzoterman procesToplota rastvaranja gasova ΔH Toplota rastvaranja gasova ΔH jednaka je toploti kondenzacije
Entalpija (toplota) faznog Entalpija (toplota) faznog prelaza
Isparavanje vode: Isparavanje vode: endoterman proces ΔH =40,7kJ/mol
Topljenje leda:endoterman proces endoterman proces
ΔH =6,01kJ/molToplota koju sistem na konstantnoj temperaturi primi ili otpusti pri prelazu iz jednoToplota koju sistem na konstantnoj temperaturi primi ili otpusti pri prelazu iz jedno
u drugo agregatno stanje zove se latentna (skrivena) toplota transformacije.Temperatura na kojoj sistem prelazi iz jednog u drugo agregatno stanje
zove se temperatura prelaza
Da li je znojenje egzoterman ili Da li je znojenje egzoterman ili endoterman proces?
a) egzotermanb) endotermanb) endoterman
Pri isparavanju vode iz
H2O(l)→ H2O(g)
organizma, troši se znatna količina energije
ΔH = 10,52 kcal/mol(40,7kJ/mol)
Kontrola i regulacija telesne temperature-znojenjem se organizam štiti od visokih t ttemperatura
Znojenjem se gubi toplota i telo se hladi!Znojenjem se gubi toplota i telo se hladi!
Koji procesi su uvek Koji procesi su uvek egzotermni?
A) sagorevanje B) neutralizacija C) fazni prelaz C) fazni prelaz D) rastvaranje tečnosti E) rastvaranje gasova F) rastvaranje čvrstih tela F) rastvaranje čvrstih tela
Ako je topljenje leda endoterman proces da li je mržnjenje proces, da li je mržnjenje egzoterman proces?
A) daB) B) ne
Svaki mol vode koji se pretvori u led oslobodi 6,01 kJ toplote
ΔH=-6,01kJmol-1
P i t li iji j k b j k Pri neutralizaciji jake baze jakom kiselinom, toplota neutralizacije je
A) ΔH=-55,9kJ/mol B) ΔH>-55,9kJ/mol C) ΔH<-55,9kJ/mol C) ΔH 55,9kJ/mol
P i t li iji l b b l b Pri neutralizaciji slabe baze slabom kiselinom, toplota neutralizacije je
A) ΔH=-55,9kJ/mol B) ΔH>-55,9kJ/mol C) ΔH<-55,9kJ/mol C) ΔH 55,9kJ/mol
U kalorimetarskoj bombi meri se U kalorimetarskoj bombi meri se toplota
A) neutralizacije B) sagorevanja C) rastvaranja C) rastvaranja D) nastajanja jedinjenja
Entalpija (toplota) kristalne Entalpija (toplota) kristalne rešetke
Mera za čvrstinu jonske kristalne rešetkerešetke.
Promena entalpije kada rešetka nastaje i j kiz jonskog gasa:
Na+(g)+Cl-(g) NaCl(s)(g) (g) ( )
Može se izračunati iz drugih podataka upotrebom adaptacije Hessovog zakona-p p j gBorn-Haberov ciklus
+800+800+800Born-Haber Cycle for Sodium ChloridekJmol-1
+600
+700
+600
+700
+600
+700Na+(g) + Cl(g)
+400
+500
+600
+400
+500
+600
+400
+500
+600
Na(g) + Cl(g)+300
+400
Na(g) + Cl(g)+300
+400
Na(g) + Cl(g)+300
+400
L tti E th l fNa+(g) + Cl-(g)
( )
Na(g) + 1/2 Cl2(g)+100
+200
( )
Na(g) + 1/2 Cl2(g)+100
+200
( )
Na(g) + 1/2 Cl2(g)+100
+200 Lattice Enthalpy for Sodium Chloride
Na(s) + 1/2 Cl2(g)0
-100
Na(s) + 1/2 Cl2(g)0
-100
Na(s) + 1/2 Cl2(g)0
-100
786 k lθ -
--
-300
-200
-300
-200
-300
-200 H = -786 kJmol-1θL
- -
-400-400-400NaCl(s)
top related