ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑ

+5

No comments posted yet

Comments

Slide 1

ΟΡΙΣΜΟΙ:ΣΥΣΤΗΜΑ Στη Φυσική ως θερμοδυναμικό σύστημα επιλέγεται συνήθως η ποσότητα ενός αερίου. Στη Χημεία ως θερμοδυναμικό σύστημα ή απλά σύστημα επιλέγεται μία ουσία ή ένα μίγμα ουσιών όπου συμβαίνει κάποια μεταβολή. Οτιδήποτε βρίσκεται στη γειτονιά του συστήματος αποτελεί το περιβάλλον του. Το σύστημα μπορεί να ανταλλάσσει μάζα ή ενέργεια με το περιβάλλον του. mass

Slide 2

ΣΥΣΤΗΜΑΤΑ Aνοικτό Κλειστό Απομονωμένο

Slide 3

ΣΥΣΤΗΜΑΤΑ

Slide 4

ΟΡΙΣΜΟΙ:ΘΕΡΜΟΤΗΤΑ Ως θερμότητα (q) ορίζεται η ενέργεια η οποία προσάγεται σε ένα σύστημα ή απάγεται από αυτό, λόγω διαφοράς θερμοκρασίας με το περιβάλλον του. Aν η θερμότητα εκλύεται από το σύστημα προς το περιβάλλον,τότε το πρόσημο της λαμβάνεται αρνητικό (κατά σύμβαση) Περιβάλλον Σύστημα q<0 Eνέργεια Τ1 Τ2 <Τ1

Slide 5

ΘΕΡΜΟΤΗΤΑ Η θερμότητα που εκλύεται ή απορροφάται σε μία χημική αντίδραση (σύστημα) εξαρτάται από τις συνθήκες P,V Oταν η αντίδραση γίνεται σε ανοικτό δοχείο, η πίεση θεωρείται σταθερή (=ατμοσφαιρική), οπότε μιλάμε για qP. Όταν γίνεται σε κλειστό δοχείο, οπότε ο όγκος είναι σταθερός, μιλάμε για qV. 2CO+O22CO2

Slide 6

ΟΡΙΣΜΟΙ:ΕΡΓΟ ΕΚΤΟΝΩΣΗΣ ΑΕΡΙΟΥ W= - F ΔX  W=- PΑ ΔX W=- P ΔV P=F/ΑF=PΑ ΔV=Α ΔX Α= εμβαδό εμβόλου Ρ= πίεση αερίου ΔV= μεταβολή όγκου με Ρ σταθερή. Στην εκτόνωση έχουμε W<0 =ΔΧ

Slide 7

ΟΡΙΣΜΟΙ:ΕΡΓΟ ΕΚΤΟΝΩΣΗΣ ΣΕ ΧΗΜΙΚΗ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗ Μελετάμε την: Na(s) + HOH(l)  NaOH(aq) + ½ H2(g) Υπάρχουν λοιπόν αντιδράσεις όπου ό όγκος του συστήματος τους αυξάνεται! (μεταβάλλεται)

Slide 8

Η κατάσταση του πόσιμου νερού δεν έχει καμία σχέση με αυτές από όπου προήλθε. Κάθε ιδιότητα ενός συστήματος,η οποία δεν εξαρτάται από την προιστορία της, είναι μία συνάρτηση κατάστασης ΣΥΝΑΡΤΗΣΗ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗΣ Δεν πίνεται! Oύτε αυτό! Ε,αυτό πια πίνεται!

Slide 9

ΣΥΝΑΡΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗΣ Μία ιδιότητα ενός συστήματος, η οποία έχει μία και μοναδική τιμή κατά την μετάβαση του συστήματος από την κατάσταση Ι στην κατάσταση ΙΙ, χωρίς να επηρεάζεται από το πως πήγε το σύστημα από την Ι στην ΙΙ, λέγεται συνάρτηση κατάστασης. κατάσταση Ι κατάσταση ΙΙ Το έργο του βάρους είναι ανεξάρτητο της διαδρομής! Η υψομετρική διαφορά επίσης! Δύο από τις πιο σημαντικές συναρτήσεις κατάστασης είναι η ΕΝΘΑΛΠΙΑ και η ΕΣΩΤΕΡΙΚΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ. Το έργο και η θερμότητα δεν είναι τέτοιες συναρτήσεις γενικώς!!

Slide 10

ΟΡΙΣΜΟΙ:EΣΩΤΕΡΙΚΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ Eσωτερική ενέργεια (U) ενός συστήματος, είναι το σύνολο των δυναμικών και κινητικών ενεργειών όλων των δομικών λίθων του συστήματος. Η U εξαρτάται από: Α. Τον αριθμό και το είδος των σωματιδίων και Β. Τη θερμοκρασία του συστήματος. Η ακριβής τιμή της U δεν υπολογίζεται. Μπορούμε να βρούμε μόνο τη ΔU. Η συνολική ενέργεια ενός συστήματος δίνεται από την: Εολ=Εκιν+Εδυν+U

Slide 11

ΟΡΙΣΜΟΙ:EΣΩΤΕΡΙΚΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ

Slide 12

EΣΩΤΕΡΙΚΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΜΙΑ ΑΝΑΛΟΓΙΑ

Slide 13

ΟΡΙΣΜΟΙ: ΕΝΘΑΛΠΙΑ Είναι μία συνάρτηση κατάστασης, όπως και η εσωτερική ενέργεια. Δίνεται από τη σχέση H=U+PV και όπως και στην U μπορούμε να υπολογίσουμε μόνο τη μεταβολή της. Ονομάζουμε ενθαλπία αντίδρασης ΔΗ την ποσότητα ΔΗ = Ηπροϊόντων-Ηαντιδρώντων Αποδεικνύεται ότι σε μια χημική αντίδραση, ισχύει ότι ΔΗ= qP (αντιστρεπτή μεταβολή) Αυτό σημαίνει ότι η ΔΗ υπό σταθερά πίεση υπολογίζει το ποσό της θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται σε μία χημική αντίδραση.

Slide 14

ENΘΑΛΠΙΑ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ Εξαρτάται από: Φύση αντιδρώντων: Η θερμότητα καύσης του διαμαντιού είναι διαφορετική από αυτή του γραφίτη Φυσική κατάσταση: Η θερμότητα σχηματισμού του νερού είναι διάφορετική από αυτή των υδρατμών Πίεση-Θερμοκρασία Ποσότητες σωμάτων (εκτατική ιδιότητα)

Slide 15

ΠΡΟΤΥΠΗ ENΘΑΛΠΙΑ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ ∆Ho Είναι η ενθαλπία αντίδρασης που αναφέρεται σε αντιδρώντα και προϊόντα που βρίσκονται σε πρότυπη κατάσταση. Οι πιο σταθερές μορφές τους είναι υπό P=1atm ,T=298oK και για διαλύματα με C=1Μ.

Slide 16

ΕΞΩΘΕΡΜΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΣΥΝΕΥΡΕΣΗ ΓΛΥΚΕΡΙΝΗΣ ΚΑΙ ΥΠΕΡΜΑΓΓΑΝΙΚΟΥ ΚΑΛΙΟΥ ΔΗ= qP

Slide 17

ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ NH4SCN + Ba(OH)2 και οι υδρατμοί παγώνουν! ΔΗ= qP

Slide 18

ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΔΗ = qP Διάλυση νιτρικού αμμώνιου σε νερό

Slide 19

Όταν V=ct ΔU=qP=ΔΗ ΕΣΩΤΕΡΙΚΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ - ΕΝΘΑΛΠΙΑ Όταν P= ct ΔH=ΔU+PΔV=qP

Slide 20

ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ ΔΗοf Eίναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά το σχηματισμό 1mol ένωσης από τα συστατικά της στοιχεία σε πρότυπη κατάσταση. Mπορεί να είναι θετική ή αρνητική. Η ΔΗοf των στοιχείων στην πιο σταθερή τους μορφή λαμβάνεται ίση με 0. πχ ΔΗοf Ν2=0 Για να γράψουμε χημ.εξίσωση σχηματισμού, θεωρούμε ότι μία οποιαδήποτε ένωση παράγεται από τα στοιχεία της, είτε γίνεται η αντίδραση, είτε όχι. πχ 1/2 Η2(g) + ½ Ν2(g) +3/2 Ο2(g)  ΗΝΟ3 (l) ΔΗοf = α KJ Εστω η χημ.εξίσωση αΑ(s) +βΒ(l)γΓ(g) + δΔ(s), (Ι) όπου Α,Β,Γ,Δ χημικές ενώσεις. Αν γνωρίζουμε τις ΔΗοf των Α,Β,Γ,Δ υπολογίζουμε την ΔΗο της (Ι) από τη σχέση: ΔΗο= ΣΔΗπρ - ΣΔΗαντ όπου: ΣΔΗπρ= γ ΔΗοf Γ + δ ΔΗοf Δ και ΣΔΗαντ= α ΔΗοf Α + β ΔΗοf Β Ακολουθoύν powerpoint εφαρμογής των ανωτέρω

Slide 21

ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΚΑΥΣΗΣ ΔΗoc Είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη καύση 1mol ουσίας, σε πρότυπη κατάσταση. Καύση λέμε κάθε οξειδοαναγωγική αντίδραση που εκπέμπει θερμότητα και φως. Συνήθως είναι αντίδραση με οξυγόνο. ΔΗoc<0

Slide 22

ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΚΑΥΣΗΣ ΔΗoc CH4(g) + 2 O2(g) --> CO2(g) + 2H2O(l) ΔΗoc = -890 kJ

Slide 23

ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΕΞΟΥΔΕΤΕΡΩΣΗΣ ΔΗon Είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη εξουδετέρωση σε αραιό υδατικό διάλυμα 1mol Η+ από μία βάση, ή 1mol ΟΗ- από ένα οξύ σε πρότυπη κατάσταση Είναι η μεταβολή της ενθαλπίας όταν σε αραιό υδατικό διάλυμα σχηματιστεί 1mol Η2Ο κατά την εξουδετέρωση οξέος από βάση σε πρότυπες συνθήκες. ΔΗon <0 Όταν το οξύ ή η βάση είναι ασθενείς ηλεκτρολύτες οι τιμές της ΔΗon είναι μικρότερες από όταν είναι ισχυροί. H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l) H3Ο+(aq) + OH-(aq)  2 H2O(l) Για ισχυρά οξέα και βάσεις

Slide 24

ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑ q = m c T ΘΕΡΜΑΙΝΟΥΜΕ ΜΕΤΑΛΛΟ ΤΟ ΕΜΒΑΠΤΙΖΟΥΜΕ ΣΕ ΝΕΡΟ q θερμότητα, m μάζα, c ειδική θερμοχωρητικότητα, ΔΤ μεταβολή θερμοκρασίας Η Τ ΤΟΥ ΜΕΤΑΛΛΟΥ ΑΥΞΑΝΕΤΑΙ Η Τ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ ΑΥΞΑΝΕΤΑΙ

Slide 25

ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑ q = m c T c=ειδική θερμοχωρητικότητα Εννοείται ότι q =qP=ΔΗ H μέτρηση του qP γίνεται με το θερμιδόμετρο τύπου βόμβας Σημ. Το τύπου βόμβας είναι σταθερού όγκου!! Γενικά λοιπόν, q # ΔΗ!! (Η ισότητα ισχύει μόνο όταν η Ρ=σταθ. !!!!)

Slide 26

ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑ qp = (m1c1 + m2c2) ΔT m1 η μάζα του διαλύματος m2 η μάζα του θερμιδομέτρου c1 η ειδική θερμοχωρητικότητα του διαλύματος c2 η ειδική θερμοχωρητικότητα του θερμιδομέτρου, ΔT η μεταβολή της θερμοκρασίας

Slide 27

ΝΟΜΟΣ LAVOISIER-LAPLACE Ενθαλπία 1mol ένωσης Ενθαλπία στοιχείων Ενθαλπία ΔΗ1 ΔΗ2 ΔΗ1=-ΔΗ2 LAVOISIER-LAPLACE

Slide 28

NOMOΣ HESS Διαδρομή 3 1.Υπάρχουν αντιδράσεις που δεν γίνονται καθόλου, ή δε γίνονται στο εργαστήριο 2.Υπάρχουν αντιδράσεις που είναι πάρα πολύ αργές. 3. Υπάρχουν αντιδράσεις με ένα κάρο παραπροϊόντα Γιατί ο Nόμος HESS;

Slide 29

NOMOΣ HESS Τo ποσό της θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται σε μία χημική αντίδραση είναι το ίδιο, είτε η αντίδραση πραγματοποιείται σε ένα, είτε σε περισσότερα στάδια.

Slide 30

NOMOΣ HESS

URL: