Your SlideShare is downloading. ×
  • Like
Reaviz chemical thermodynamics lecture 3
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×

Thanks for flagging this SlideShare!

Oops! An error has occurred.

×

Now you can save presentations on your phone or tablet

Available for both IPhone and Android

Text the download link to your phone

Standard text messaging rates apply

Reaviz chemical thermodynamics lecture 3

  • 169 views
Published

 

  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Be the first to comment
No Downloads

Views

Total Views
169
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
0

Actions

Shares
Downloads
16
Comments
0
Likes
1

Embeds 0

No embeds

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
    No notes for slide

Transcript

  • 1. CHEMICAL THERMODYNAMICS – lecture 3 Konstantin GERMAN Chair Head of Natural and Biomedical Sciences, Medical Institute REAVIZ
  • 2. ЛЕКЦИЯ № 3: ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА Зав. кафедрой естественных наук Константин Эдуардович Герман
  • 3. Задачи химической термодинамики : применение законов общей термодинамики к физико-химическим явлениям (реакциям, фазовым превращениям) • Самый простой и одновременно по философски сложный раздел химии • Вопросы решаемые с помощью химической термодинамики: – 􀂾 расчет тепловых эффектов процессов для различных условий; – – 􀂾 определение температур или теплот фазовых переходов; 􀂾 выбор оптимального технологического режима проведения процесса; – 􀂾 определение условий подавления побочных (нежелательных) реакций и процессов; – 􀂾 определение областей устойчивости вещества.
  • 4. Предмет и методы химической термодинамики • • Химическая термодинамика решает важные вопросы, не прибегая к данным о внутреннем строении вещества, используя лишь такие макроскопические, определяемые экспериментально параметры, как давление, температура, объем, концентрация и др. Химическая термодинамика изучает – переходы энергии из одной формы в другую, от одной системы к другой; – энергетические эффекты, сопровождающие различные физические или химические процессы, – зависимость их от условий; – возможность протекания, направление и пределы самопроизвольного протекания самих процессов в рассматриваемых условиях. • • • Термодинамика базируется на двух основных законах, называемых первым и вторым началами термодинамики, которые были установлены на основании опыта человечества. Начала термодинамики являются аксиомами, основанными на обобщении известных эмпирических фактов, представленных позднее в математической форме. Для вывода различных уравнений химической термодинамики необходимо знать начальные и конечные состояния вещества, внешние условия и т.п., поэтому для применения положений химической термодинамики необходимо ввести ряд определений, которые задают условия для изучаемых объектов.
  • 5. Взаимосвязь между процессами обмена веществ и энергии в организме. Термодинамическая система • Процессы жизнедеятельности на Земле обусловлены в значительной мере накоплением солнечной энергии в биогенных веществах (белках, жирах, углеводах) и последующими превращениями этих веществ в живых организмах с выделением энергии. • Работы А. М. Лавуазье (1743—1794) и П. С. Лапласа (1749– 1827) прямыми калориметрическими измерениями показали, что энергия, выделяемая в процессе жизнедеятельности, определяется окислением продуктов питания кислородом воздуха, вдыхаемого животными. • С развитием в XIX—XX вв. термодинамики стало возможно количественно рассчитывать превращение энергии в биохимических реакциях и предсказывать их направление. Термодинамический метод основан на ряде строгих понятий: «система», «состояние системы», «внутренняя энергия системы», «функция состояния системы». Pierre-Simon Antoine Lavoisier Laplace «Республика не нуждается в учѐных»…? • Термодинамической системой • называется всякий объект природы, состоящий из достаточно большого числа молекул (структурных единиц) и отделенный от других объектов природы реальной или воображаемой граничной поверхностью (границей раздела). Объекты природы, не входящие в систему, называются средой.
  • 6. Современный калориметр-бомба (постоянного объема) • .
  • 7. Шкала Цельсия • Celsius.- Используется чаще всего. • Вода замерзает при 0°C и кипит при 100°C
  • 8. • Fahrenheit • Water freeze at 32°F and boils at 212°F • Реомюр, …
  • 9. Определение теплоты сгорания • Для определения мы должны знать тепловую емкость калориметра Скалор • Она определяется по изменению Т при сгорании М грамм эталона (1 г бензойной кислоты дает26.38 кДж. Если dT=4.857oC , то Скалор равна 26.38/4.857 = 5.341 кДж/оС • Зная Скалор и измерив изменение температуры в другой реакции мы можем определить изменение теплоты в любом процессе. • Qреакц = С х DT
  • 10. Калориметрия при постоянном давлении
  • 11. Наиболее общими характеристиками систем являются м – масса вещества, содержащегося в системе, и Е – внутренняя энергия системы. • Масса вещества системы определяется совокупностью масс молекул, из которых она состоит. Внутренняя энергия системы представляет собой сумму энергий теплового движения молекул и энергии взаимодействия между ними. • Закрытой системой называется такая система, которая не обменивается со средой веществом, но может обмениваться энергией (Δm = 0, ΔE^ 0). • Обмен энергии может осуществляться передачей теплоты или совершением работы. • Системой называется тело или совокупность тел, мысленно (или фактически) обособленных от окружающей среды • • Системы по характеру обмена веществом и энергией с окружающей средой подразделяют на три типа: изолированные, закрытые и открытые. Изолированной системой называется такая система, которая не обменивается со средой ни веществом, ни энергией (Δm = 0, ΔE = 0). Открытой системой называется такая система, которая может обмениваться со средой как веществом, так и энергией (Δm ≠ 0, ΔE ≠ 0). Важным примером открытой системы является живая клетка. Системы в зависимости от агрегатного состояния вещества, из которого они состоят, подразделяют на гомогенные и гетерогенные. Система называется гомогенной, если внутри нее нет поверхности раздела между частями системы, и гетерогенной, если такие поверхности раздела имеются. • • • • •
  • 12. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА КАК ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ОСНОВА БИОЭНЕРГЕТИКИ. • Термодинамика не дает ответа на • Химическая термодинамика вопрос, какова природа или позволяет судить о том, механизм того или иного явления. может ли данная химическая Она исследует исключительно реакция, необходимая для энергетическую сторону процессов. какого-либо жизненного • Химическая термодинамика изучает процесса, протекать или эта возможность принципиально соотношение между химической и другими видами энергии и играет исключена важную роль для решения • Биоэнергетикой называется биофизикохимических проблем. область науки, которая занимается изучением • Она позволяет решить такие вопросы, как энергетический баланс трансформации энергии в живых системах. химических и биохимических процессов, условия рав-новесия, осуществимость химической реакции и т.п.
  • 13. Совокупность свойств системы называется ее состоянием. • • Свойства, которые однозначно определяют состояние системы, называются термодинамическими параметрами. В свою очередь параметры делятся на две группы. Параметры, зависящие от количества вещества, составляющего систему (общие объем, масса, энтропия, теплоемкость и т.д.), которые подчиняются закону аддитивности, называются экстенсивными. Параметры, которые не зависят от количества вещества и имеют одинаковые значения во всех точках системы, если она находится в равновесии (давление, температура и др.), называются интенсивными. • • • • Энергия любого вида может быть представлена в виде произведения, в котором один из сомножителей является величиной экстенсивной, а другой — интенсивной. Например, в изобарноизотермических условиях (p, T=const), механическая работа расширения газа A равна произведению pdv, где давление p — фактор интенсивности, а изменение объема dv — изменение фактора экстенсивности (фактора емкости). Параметры системы связаны между собой уравнением состояния: F ( p, v, T ) = 0 .
  • 14. Состояние системы: равновесие, процесс • Состояние системы называется равновесным, если параметры системы во времени самопроизвольно не изменяются и сохраняют одинаковое значение в пределах каждой фазы • • Процесс — это изменение состояния системы. Процесс может протекать в равновесных условиях, когда при бесконечно малых воздействиях со стороны внешней среды происходят бесконечно малые изменения параметров. Разновидностью равновесного процесса является обратимый процесс, совершив который, система возвращается в исходное состояние, не оставив изменений ни в системе, ни в окружающей среде. Процесс можно охарактеризовать изменениями параметров ΔT , Δp и т.д., которые не зависят от того, каким образом система пришла к данному состоянию. Это означает, что если система после протекания в ней ряда процессов вернулась в первоначальное состояние, то все ее параметры принимают первоначальное значение. • • • Неравновесный (необратимый) процесс — это процесс, при котором изменения в системе происходят и при этом система не возвращается в исходное состояние.
  • 15. ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ • Величины, зависящие только от природы веществ и состояния системы, называют функциями состояния. Величины, зависящие от того, каким путем система перешла от начальных условий к конечным, называют функциями процесса. • ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ термодинамическая функция состояния системы, ее энергия, определяемая внутренним состоянием. Внутренняя энергия складывается в основном из кинетической энергии движения частиц (атомов, молекул, ионов, электронов) и энергии взаимодействия между ними (внутри- и межмолекулярной).
  • 16. Внутренняя энергия U • Внутренняя энергия U как функция состояния вводится первым началом термодинамики, согласно которому разность между теплотой Q , переданной системе, и работой W, совершаемой системой, зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от пути перехода, т.е. представляет и з м е н е н и е ф у н к ц и и с о с то я н и я где U1 и U2 - внутренняя энергия системы в начальном и конечном состояниях соответственно. • В изохорных процессах, т.е. процессах при постоянном объеме, система не совершает работы за счет расширения, W=0 и теплота, переданная системе, равна приращению внутренней энергии: Qv=ΔU. Для адиабатических процессов, когда Q = 0, = - W.
  • 17. ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ Первое начало термодинамики представляет собой строгую количественную основу для анализа энергетики различных систем. • • • • • • • Под состоянием понимают совокупность свойств системы, позволяющих определить систему с точки зрения термодинамики. В качестве обобщенной характеристики состояния системы применяют понятия: «равновесное», «стационарное», «переходное состояние». Состояние системы называется равновесным, если все свойства остаются постоянными в течение какого угодно большого промежутка времени и в системе отсутствуют потоки вещества и энергии. Состояние называется стационарным. Если свойства системы постоянны во времени, но имеются потоки вещества и энергии. Изменение внутренней энергии системы ΔE обусловлено работой W, которая совершается при взаимодействии системы со средой, и обменом теплотой Q между средой и системой. Отношение между этими величинами составляет содержание первого начала термодинамики. Приращение внутренней энергии системы ΔE в некотором процессе равно теплоте Q, п олучен н ой с ис темо й, п люс р аб ота W, со вер шен н ая н ад с и с т е м о й в э то м п р о ц е с с е : ΔE = Q + W.
  • 18. Первое начало термодинамики • Первое начало термодинамики относится к числу фундаментальных законов природы, которые не могут быть выведены из каких-то д р у г и х з а к о н о в . • Его справедливость доказывают многочисленные эксперименты, в частности неудачные попытки построить вечный двигатель первого рода, т. е. такую машину, которая смогла бы как угодно долго совершать работу без подвода энергии извне.
  • 19. Если давление в системе постоянно ( равно внешнему давлению) то процесс называются изобарными. Работа расширения, совершаемая при изобарном процессе равна: Подставляя работу расширения в математическое выражение первого начала, получаем: Qρ = ΔE + pΔV = (E2 + ρV2) – (E1 + ρΔV1) • Соответственно, • выражение можно Величина (E+ pV) – функция записать в виде: состояния системы, обозначаемая • Qp = Н2 – Н1 = ΔH. Т.о. : энтальпия – функция состояния, приращение которой равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе. Измерение приращения энтальпии в некотором через Н и называемая энтальпией: процессе может быть осуществлено при H = E + ρV. проведении этого процесса в калориметре при постоянном давлении. Именно так проводили свои эксперименты А. М. Лавуазье и П. С. Лаплас, изучая энергетику метаболизма в живом организме.
  • 20. ЭНТАЛЬПИЯ • • • • • Энтальпия — это термодинамическое свойство вещества, которое указывает уровень энергии, сохраненной в его молекулярной структуре. Энтальпия — это термодинамическое свойство вещества, которое указывает уровень энергии, сохраненной в его молекулярной структуре. Это значит, что, хотя вещество может обладать энергией на основании температуры и давления, не всю ее можно преобразовать в теплоту. Часть внутренней энергии всегда остается в веществе и поддерживает его молекулярную структуру. Часть кинетической энергии вещества недоступна, когда его температура приближается к температуре окружающей среды. Следовательно, энтальпия — это количество энергии, которая доступна для преобразования в теплоту при определенной температуре и давлении. Шкала энтальпий
  • 21. закон Гесса • тепловой эффект химической реакции определяется разностью энергетических состояний продуктов и реагентов и не зависит от пути реакции. Углекислый газ из углерода и кислорода можно получить двумя путями 1) в одну стадию – прямым сжиганием в избытке кислорода; 2) в две стадии – получением сначала монооксида углерода и его последующим сжиганием. Согласно закону Гесса: ΔH1 = ΔH2 + ΔH3. Графическое истолкование закона Гесса на примере превращения углерода в углекислый газ
  • 22. Три следствия закона Гесса • • • • • • • Следствие 1. Энтальпия реакции равна разности энтальпий образования продуктов и реагентов: ΔHр = ΣΔHf (прод.) – ΔHf (реаг.). Так, если уравнение реакции в общем виде записать следующим образом: aА + bB = cC + dD, то ΔHр = cΔHf(C) + dΔHf(D) – aΔHf(A) – bΔHf(B). Из первого следствия закона Гесса можно определить стандартную теплоту образования глюкозы, пользуясь энтальпией ее сгорания: С6Н12О6 + 6О2 = 6СО2 + 6Н2О, • Следствие 2. Энтальпия реакции равна разности энтальпий сгорания реагентов и продуктов: • ΔHр = ΣΔHсг(реаг.) – ΔHсг(прод.). • • • для реакции: aА + bB = cC + dD, ΔHр = aΔHсг(А) + bΔHсг(B) – cΔHсг(C) – dΔHсг(D). • Следствие 3. Термохимические уравнения реакций можно складывать и вычитать, умножать и делить, записывать справа налево, несмотря на подчас практическую неосуществимость обратных реакций.
  • 23. ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ. СВОБОДНАЯ ЭНЕРГИЯ ГИББСА. • Математическое выражение –ΔE = –Q – W для первого начала термодинамики определяет точное соотношение между расходом внутренней энергии системы ΔЕ, работой W, совершаемой системой, и энергией Q, которая теряется в виде теплоты. • Однако из первого начала термодинамики нельзя определить часть расходуемой внутренней энергии, которая может быть преобразована в работу. • Теоретические оценки затрат осуществляются на основе второго начала термодинамики. Этот закон накладывает строгие ограничения на эффективность преобразования энергии в работу и, кроме того, позволяет ввести критерии возможности самопроизвольного протекания того или иного процесса. • Процесс называется самопроизвольным, если он осуществляется без каких-либо воздействий, когда система предоставлена самой себе. Для формулировки второго начала термодинамики необходимо ввести понятия обратимого и необратимого в термодинамическом смысле процессов.
  • 24. Обратимые и необратимые (термодинамически) процессы • Процесс называется термодинамически обратимым, если при переходе из начального состояния 1 в конечное состояние 2 все промежуточные состояния оказываются равновесными. • Процесс называется термодинамически необратимым, если хоть одно из промежуточных состояний неравновесно.
  • 25. Энтропия • Sadi Carnot Rudolf Clausius ln p = H/RT + константа Природным процессам свойственна направленность и необратимость и причина такой необратимости • процессов, происходящих во Вселенной, кроется во втором начале термодинамики, который, при всей его кажущейся простоте, является одним из самых трудных и часто неверно понимаемых законов классической физики • Ни один тепловой двигатель, работающий по замкнутому циклу при двух заданных температурах, не может быть эффективнее идеального двигателя Карно Максимальная работа Wмакс, которая может быть получена при данной убыли внутренней энергии ΔЕ в процессе перехода из состояния 1 в состояние 2, достигается лишь в том случае, если этот процесс обратимый. В соответствии с выражением для первого начала термодинамики при этом выделяется минимальная теплота Qмин = ΔЕ – Wмакс КПД, или эффективность двигателя Карно определяется как отношение работы, которую он производит, к энергии (в форме тепла), отнятой у горячего резервуара. Нетрудно доказать, что эффективность (E) выражается формулой: E = 1 — (Tc/Th), где Тc и Тh — соответственно температура холодного и горячего резервуаров (в кельвинах). Очевидно, что эффективность двигателя Карно меньше 1 (или 100%).
  • 26. Энтропия • Понятие энтропии ввел (1865 г.) немецкий физик Р. Ю. Клаузиус (1822—1888) : энтропия представляет собой функцию состояния, приращение которой ΔS равно теплоте Qмин подведенной к системе в обратимом изотермическом процессе, деленной на абсолютную температуру Т, при которой осуществляется процесс: • ΔS = Qмин / Т. • Единица измерения энтропии Дж/К. • Примером обратимого изотермического процесса может служить медленное таяние льда в термосе с водой при 273°К. Экспериментально установлено, что для плавления 1 моля льда (18 г) необходимо подвести, по крайней мере, 6000 Дж теплоты. При этом энтропия системы «лед – вода» в термосе возрастает на ΔS = 6000 Дж: 273°К = 22 Дж/К.
  • 27. Energy Changes and Chemical Reactions Very often chemical changes are accompanied by changes in the heat content (enthalpy, H) of the materials which are reacting. This is DH. The two diagrams below show the way in which the heat content of a set of reactants changes as they form products. Label one as an exothermic reaction and the other as an endothermic reaction. •Label the amount of energy (ΔH or change in heat / change in enthalpy) that would be given out (-) or taken in (+) as the reaction happens. •Write on each diagram whether the temperature of the reaction surroundings (eg air or water, if the reactants are in solution) goes up or down as the reaction occurs. •Give two examples of an exothermic reaction that you have met in chemistry – writing balanced equations if you can.
  • 28.  When an exothermic reaction occurs, the products have more/less energy content than the reactants.  The heat enegry lost / gained by the reactants is given to other reacting particles / the surroundings ( which can be air or the water used to make aqueous solution). f DH in this case is positive / negative. Standard Conditions In comparing enthalpy changes it is essential to ensure the conditions of the system are the same before and after the reaction because ΔH is affected by temperature, pressure and concentration of solutions. The standard conditions for temperature and pressure are _______ and _________ respectively. The substances involved must also be in their normal physical states. Any enthalpy change measured under these conditions is described as a standard enthalpy change of reaction, ΔHΘ298.
  • 29. 5.2 Calculation of Enthalpy Changes (3h) 5.2.1Calculate the heat change when the temperature of a pure substance is changed Students should be able to calculate the heat change for a substance given the mass, specific heat and temperature change. 5.2.2 Design suitable experimental procedures for measuring the heat energy change of a reaction. Students should consider in aqueous solution and combustion reactions. Use of the bomb calorimeter and calibration of calorimeters will not be assessed. 5.2.3 Calculate the enthalpy change for a reaction in aqueous solution using experimental data on temperature changes, quantities of reactants and mass of solution Enthalpy change of an acid–base reaction could be investigated. 5.2.4Evaluate the results of experiments to determine enthalpy changes. Students should be aware of the assumptions made errors due to heat loss. and
  • 30. Measuring Enthalpy Changes Enthalpy changes are measured in KJ per mole, but experiments on measuring enthalpy changes always measure a temperature change. The temperature change is then converted to enthalpy change using the following formula: Energy = m = mass in grams m x c x change in temperature = mcDT c = specific heat capacity of water in Joules/Kelvin/gram = 4.18 J /K / g N.B. 1:If you are carrying out an experiment where you heat up something other than water, you must use the specific heat capacity of that substance. 2. A 1K temperature change is the same as a 1 oC change If an aluminium block weighing 10 g is heated by a chemical reaction from 25oC to 40 oC what is the amount of heat energy produced by this reaction? (The specific heat capacity of Al is 0.9 J per g per K)
  • 31. Working Out Enthalpy Change from the Temperature Change 14 grams of sodium hydroxide pellets were dissolved in 100 cm3 of water. The temperature before adding the sodium hydroxide pellets was 25 degrees C, and after adding the pellets it was 35 degrees C. Calculate the enthalpy change in KJ/mole of the reaction (Specific heat capacity of water = 4.18 J/K/g) Step 1: Work out the energy change using the formula energy = m x c x change in temperature m = 100 grams (100 cm3 of water is the “same” as 100 grams of water) change in temperature = 10 K energy = 100 x 4.18 x 10 J Step 2: Convert the enthalpy change to kJ by dividing by 1000 energy = 100 x 4.18 x 10 KJ 1000
  • 32. Step 3: Work out how many moles there are …0.1 moles (moles = mass/formula mass of NaOH)) Step 4: Work out the enthalpy change per mole for this exothermic reaction so the enthalpy change for 1 mole = 4.2 / 0.1 = - 42 kJ/mol
  • 33. Experiment to measure some energy changes of reactions occurring in solutions and to use the results to calculate enthalpy changes The experiment is done by simple calorimeter experiments which involve carrying out the reaction in a expanded polystyrene cup (a good insulator) and measuring the change in temperature. This is also a common practical assessment, and you should be aware of the sources of error in your measurements such as heat loss to surroundings, incorrect readings, inaccurate thermometers etc. Apparatus: Thermometer ? range and sensitivity? Lid + Expanded polystyrene cup used as a calorimeter Method: The reaction between copper (II) sulphate and zinc Caution: Zn dust is flammable 1. Write the balanced ionic equation for the reaction: 2. Measure out 25cc of 0.2M copper (II) sulphate solution into the calorimeter. 3. Measure the temperature of the solution. 4. Add 0.1mol of Zn. 5. Stir gently and continuously and note the highest temperature reached. 6. Work out the temperature change to the nearest 0.1oC 7. Now try to work out: a) the energy given out by the reaction b) the enthalpy change per mol of Cu2+ 8. Can you show the zinc was added in excess? 9. What key assumptions have you made in these calculations
  • 34. Discussion: Getting more accurate values of an enthalpy change from a simple experiment with an expanded polystyrene cup.    There are some simple improvements that you could make to the previous experiment. After a short class discussion, try to give details of three things that you could do: 1. 2. 3. There is one more complicated improvement that you could make to help you minimise the uncertainty due to heat loss to the surroundings – the “bit” you can’t measure – you can plot a heating (exothermic reaction) or cooling (endothermic reaction) curve. After a class chat, draw a real heating curve for an exothermic reaction in the space below and use it to show how you would calculate a more accurate value for the temperature change that takes into account some of the heat lost to the surroundings.
  • 35. If the above experiment were done in the following ways, what would happen to the temperature rise observed and hence the energy change?  Double both the volume of copper sulphate solution and the number of moles of zinc.  Double the concentration of copper but use the same volume of solution and the same number of moles of zinc.  Halve the concentration of copper and leave the volume of solution and the number of moles of zinc unchanged.  What happens to the enthalpy change (energy / number of moles of limiting reactant) in each of the above cases?
  • 36. STANDARD ENTHALPY CHANGES AND ENTHALPY CHANGES OF COMBUSTION • Information needed • Mass of water heated • Temperature change of water • Mass of fuel burnt • Molar mass of fuel • Specific heat capacity of water
  • 37. COMBUSTION OF ALCOHOLS Sample Calculation: Propan-1-ol calibration calculation: •Say that 0.090 g of propan-1-ol raised the temperature of your apparatus and water by 12.5 oC •The enthalpy change of combustion of propan-1-ol tells you that the complete combustion of 60 g of propan-1-ol provides 2021 kJ. •Work out the number of moles of propan-1-ol burnt in this experiment, using the Periodic table as a source of data. •Now use the expression DH = DQ/n to calculate the amount of energy given out by the burning fuel. •If this amount of energy, in kJ, raised the temperature of the apparatus by 12.5oC, work out how much energy is needed to raise the temperature of the apparatus by 1 oC •This is the specific heat capacity of your apparatus in kJ per oC or kJ K-1.
  • 38. 5.3 Hess’s Law (2h) 5.3.1 Determine the enthalpy change of a reaction which is the sum of two or more reactions with known enthalpy changes. Students should be able to use simple enthalpy cycles and enthalpy level diagrams and to manipulate equations. Students will not be required to state Hess’s law. 5.4 Bond Enthalpies (2h) 5.4.1 Define the term average bond enthalpy Bond enthalpies are quoted for the gaseous state and should be recognized as average values obtained from a number of similar compounds. 5.4.2 Explain, in terms of average bond enthalpies, why some reactions are exothermic and others are endothermic
  • 39. 5.3 Hess’s Law (2h) What does Hess’ Law say? Why is Hess’s Law useful? What link is there between the enthalpy change of the forward and the back reaction? Now try to use Hess’ Law to answer the following questions: Using the chemical equations below: C(s) + O2 (g)  CO2 (g) Mn(s) + O2 (g)  MnO2 (s) DH = -390 kJ mol-1 DH = -520 kJ mol-1 Work out the enthalpy change for the following reaction: MnO2 (s) + C(s)  Mn(s) + CO2 (g)
  • 40. Method 2 Using Equations
  • 41. Using the chemical equations below: Cu(s) + ½ O2 (g) –CuO(s) DH = -156 kJ mol-1 2Cu(s) + ½ O2 (g)  Cu2O (s) DH = -170 kJ mol-1 work out the value of DH (in kJ) for the following reaction: 2CuO (s)  Cu2O (s) +½ O2 (g)
  • 42. Another way of using Hess’s Law
  • 43. Enthalpy Cycles & Hess's Law • Instead of manipulating chemical equations, you can also use enthalpy cycles like the one shown in the next slide. DH cannot be determined directly by experiment. It is possible, however, to determine the enthalpy changes of combustion of carbon and hydrogen (DH1) and the enthalpy change of methane (DH2). The key idea for this cycle is that the total enthalpy change for one route is the same as the total enthalpy change for an alternative route.
  • 44. If we can measure ΔH2 and ΔH1, we can find ΔH. Using Hess's Law: ΔH + ΔH2 = ΔH1 Hence: ΔH = ΔH1 - ΔH2 Enthalpy cycles are useful because they enable a value for an enthalpy change to be determined for a reaction which cannot be determined directly from experiment.
  • 45. Using an Enthalpy Cycle to Determine Enthalpy Change of Reaction • It is not possible to determine the enthalpy change for the reaction between silicon tetrachloride and water directly by experiment. ΔH1 = -1212 kJ mol-1 ΔH2 = -1280.1 kJ mol-1 Now use Hess’s law to show ΔH is -68.1kJ/mol
  • 46. Bond enthalpies and Energy from Fuels • Different fuels have different enthalpies of combustion Why do they vary so much? In order to release energy, fuels must combine with oxygen.
  • 47. The enthalpy change of combustion depends on two things: 1. The number of bonds to be made and broken and this depends on the size of the molecule. This is why more energy is released from hexane than methane. 2. The type of bonds involved. When methane and methanol burn the same products are formed, carbon dioxide and water, however, methanol already has an O-H bond. In other words, one of the bonds to oxygen is already made, unlike methane where all new bonds with oxygen have to be made. The energy released during combustion comes from the making of bonds to oxygen. If methanol already has one bond made, it will give out less energy when it burns. As a general rule, the more oxygen a fuel has in its molecule, the less energy it will give out when it burns but the rate at which it burns may be greater because oxygen from the air might take time to reach the combustion site. Obviously, efficient explosives have a great deal of oxygen in their molecules so that the combustion reaction is very fast.
  • 48. Bond Enthalpies • The quantity of energy needed to break one mole of a particular bond in a molecule is called the bond dissociation enthalpy, or bond enthalpy for short. • E.g. H2 (g) -> 2H (g) ΔHΘ = + 436 kJ mol-1 • This is a positive ΔH value because bond breaking is an endothermic change. Bond making is an exothermic change. • What do you think is the relationship between the strength of bonds broken and formed in a chemical reaction and whether that reaction is exo or endothermic.
  • 49. • The stronger a bond, the more difficult it is to break - the higher its bond enthalpy. Tables of bond enthalpies are average values because the exact value depends on the particular compound in which the bond is found. Other atoms and bonds around it influence the value. Double bonds have higher bond enthalpies than single bonds. Triple bonds are higher still. In general the higher the bond enthalpy the shorter the bond.
  • 50. Bonds and Enthalpy Cycles The bond-breaking and bond-making can be represented in an enthalpy cycle. Now can you use your data book and the information about bond enthalpies to calculate DH2 ?
  • 51. Now use Hess’s Law to show the enthalpy change of combustion is -818 kJ mol-1 This value is a little different from the standard enthalpy change of combustion of methane, -890kJ mol-1. •Give two reasons why the experimental value of this enthalpy change is different from the one calculated from bond energies. •…………. •…………..
  • 52. Born-Haber cycle calculations
  • 53. Via an Energy level cycle. This is the method always required in examinations The sum of energies for route 1 = sum of energies for route 2
  • 54. Спасибо за внимание!