2. Energia
Zdolność do wykonywania pracy
lub do produkowania ciepła
3. Praca objętościowa
praca = siła · odległość 06_73
P=
F
A
F
P =
W = F ⋅ ∆h N ⋅m = J
A
A
Area = A
ciśnienie = siła/powierzchnia ∆h ∆h
∆V
F N
p=
A m2 (a) Initial
state
(b) Final
state
a) Tłok przesuwa się o odległość ∆h pod
W = − p ⋅ A ⋅ ∆h wpływem ciśnienia wewn. P - układ
wykonuje pracę na otoczeniu
N 2 b) Zmiana objętości jest dana wzore ∆h x
W = − p ⋅ ∆V 2
m m = Nm = J A = ∆V
m
4. Ciepło i temperatura
Temperatura – przypadkowe ruchy
cząstek – energia kinetyczna cząstek
Film5- mikroskopowe ujęcie temperatury.MOV
Ciepło – przekazywanie energii
pomiędzy 2 ciałami spowodowany
różnicą temperatur pomiędzy nimi
Film6 gazy - mechanizm przekazywania ciepła.MOV
5. Ciepło reakcji
CH4(g) + 2O2(g) →
Energia potencjalna elektronów w
CH4(g) + 2O2(g) →
Energia wiązaniach elektronów w
substraty
substraty ∆E
potencjalna
∆Ep p
wiązaniach
egzotermiczna CO2(g) + 2H2O(g)+890 kJ
egzotermiczna CO2(g) + 2H2O(g)+890 kJ
produkty
produkty
Układ reakcyjny
Układ reakcyjny
Energia potencjalna elektronów w
2NO2
2NO2 (g) (g)
Energia wiązaniach elektronów w
produkty
produkty
∆E
potencjalna
∆Ep p
wiązaniach
N2(g) + O2(g) + 68 kJ → endotermiczna
N2(g) + O2(g) + 68 kJ → endotermiczna
substraty
substraty
6. Ciepło reakcji
Entalpia reakcji odwrotnej jest,
co do wartości taka sama jak
reakcji pierwotnej, tylko
przeciwnego znaku
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) +
2H2O(l)
ΔH = – 890 kJ
CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) +
2O2(g)
ΔH = 890 kJ
7. Układ i otoczenie
Układ/System: wycinek
UKŁAD
rzeczywistości (materialnego
UKŁAD
Otwarty - rzeka
świata), na której Otwarty - rzeka
Zamknięty – butla z gazem
koncentrujemy uwagę Zamknięty – butla z gazem
Izolowany – kawa w termosie
Izolowany – kawa w granit
Wieloskładnikowy - termosie
Wieloskładnikowy - -granit
Jednoskładnikowy woda
Jednoskładnikowysolona woda
Homogeniczny – - woda
Homogeniczny – – topniejący
Heterogeniczny solona woda
Heterogeniczny – topniejący
śnieg
śnieg
Otoczenie/Surroundings:
wszystko poza układem
Jakie są przemiany energii pomiędzy układem i otoczeniem?
8. Prawo zachowania energii
Energia zmienia swoją postać
i nie może powstać ani zniknąć
Suma energii układu jest stała
9. I zasada termodynamiki
Energia wewnętrzna układu izolowanego
jest stała
U = const
∆U = O
Co to jest energia wewnętrzna?
10. Funkcje stanu
Ich wartości zależą jedynie od
aktualnego stanu układu
Zmiany ich wartości nie zależą
od drogi, którą przebył układ,
aby ze stanu początkowego
osiągnąć stan końcowy
U jest funkcją stanu
11. Energia wewnętrzna
∆U = Q + W
W = - p · ∆V
∆U = zmiana energii wewnętrznej układu
Q = ciepło
W = praca
12. Entalpia
H = U + pV definicja
∆H = ∆U + p∆V i p=const
∆H = Qp + W + p∆V
∆H = Qp – p∆V + p∆V
∆H= QP i p=const
H jest funkcją stanu
Entalpia opisuje przemiany energetyczne układu
w warunkach stałego ciśnienia
13. Energia wewnętrzna
∆H ⇒przepływ energii w postaci ciepła
przez analogię
QV = ∆U i V=const
U jest funkcją stanu
Energia wewnętrzna opisuje przemiany energetyczne układu
w warunkach stałej objętości
14. Pomiar ciepła
Pojęcia
Pojemność cieplna
cieplo zaabsorbowane J J
C= o
=
wzrost temperatury C K
Ciepło właściwe, Cwł (specific heat capacity)
pojemność cieplna na gram subst.
(J/°C⋅g lub J/K⋅g)
Ciepło molowe właściwe, Cmol (molar heat capacity)
pojemność cieplna na mol subst.
(J/°C⋅mol lub J/K⋅mol)
15. Pomiar ciepła
Obliczenia
J
Q = m ⋅ Cwl ∆T (g ⋅ K = J)
g⋅K
J
Q = n ⋅ Cmol ∆T (mol ⋅ K = J)
mol ⋅ K
Q J
C=
∆T K
C J
Cwl =
g⋅K
m
C J
Cmol =
n mol ⋅ K
17. Pomiar ciepła V =const
Przykład 1 – Wyznaczanie ciepła spalania metanu
0.800g CH4 spalono w stałej objętości w nadmiarze tlenu wewnątrz
kalorymetru zawierającego 3.250⋅103 g wody. Temperatura wody wzrosła o
3.3oC . Ciepło właściwe wody wynosi 4.177 J/g⋅K. Oblicz ciepło spalania
metanu. Ciepło pochłonięte przez wodę
Q = m ⋅ Cwl ∆T (J )
J
Q = 3.250 ⋅ 103 g ⋅ 4.177 3.3K = 44798 J
g⋅K
Ciepło wydzielone przy spaleniu 1 g CH4
Q 44798 J
Qm = = = 55998
mCH 4 0.800 g
Ciepło wydzielone przy spaleniu 1 mola CH4
J g J kJ
Qmol = Qm ⋅ M CH 4 = 55998 ⋅16.02 = 897088 ≈ 9.0 ⋅10 2
g mol mol mol
18. Pomiar ciepła V =const
Przykład 1 – Wyznaczanie ciepła spalania metanu cd.
J g J kJ
Qmol = Qm ⋅ M CH 4 = 55998 ⋅ 16.02 = 897088 ≈ 9.0 ⋅ 102
g mol mol mol
19. Pomiar ciepła p =const
termometr
Kalorymetria
mieszadło
– pręcik szklany
korek
∆H rea = Qrea = −Qr
Qr = mr ⋅ Cwl ,r ⋅ ∆T
kubek styropianowy
20. Pomiar ciepła p =const
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 25oC do 31.9oC. Oblicz ciepło zobojętniania
1 mola HCl. Ciepło właściwe wody wynosi 4.18 J/g⋅oC.
HCl + NaOH→ NaCl + H2O
H+ + OH- → H2O
21. Pomiar ciepła p =const
Przykład 2 – Wyznaczanie ciepła reakcji zobojętniania
∆H rea = −Qr = mr ⋅ Cwl ,r ⋅ ∆T
g
mr = Vr ⋅ d r ≈ Vr ⋅ d H 2O = 100cm ⋅1.0
3
3
= 100 g
cm
Cwl ,r ≈ Cwl ,H 2O
∆T = 31.9°C − 25.0°C = 6.9°C > 0
J
∆H rea = −100 g ⋅ 4.18 ⋅ 6.9°C = −2.884 kJ
g ⋅ °C
22. Pomiar ciepła p =const
Przykład 2 – Wyznaczanie ciepła reakcji zobojętniania cd.
nHCl mol
CM = M = 3
⇒ nHCl = Vr ⋅ C M
Vr dm
mol
nHCl = 0.05dm ⋅1 3 = 0.05mol
3
dm
∆H rea 2.884 kJ
∆H mol = =− = −57.68 ≈ −58
nHCl 0.05 mol
23. Prawo Hessa
substraty → produkty + ∆Hrea
Zmiana entalpii reakcji nie zależy od tego czy
reakcja przebiega w jednym czy też w kilku
aktach
Entalpia jest funkcją stanu!
25. Prawo Hessa - konsekwencje
1. Jeżeli reakcja ma przebiek odwrotny, to ∆H ma znak przeciwny
N2(g) + O2(g) → 2NO(g) ∆H = 180 kJ
2NO(g) → N2(g) + O2(g) ∆H = −180 kJ
2. Jeżeli współczynniki stechiometryczne reakcji są przemnożone przez liczbę
naturalną, to ∆H zwiększa się tyle samo razy
6NO(g) → 3N2(g) + 3O2(g) ∆H = −540 kJ
3. Jeżeli daną reakcję (spalanie węgla) da się przedstawić jako kombinację innych
reakcji (suma reakcji 1) i 2)) to ∆H jest taką samą kombinacją entalpii reakcji
składowych (∆H1+ ∆H2)
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
26. Ciepła tworzenia
pierwiastki
Jak zastosować to prawo?
∆Hso ∆H p o
Jeżeli substratami są pierwiastki
w stanie standardowym (25oC,
substraty → produkty
1013 hPa), to zmianę entalpii w
czasie syntezy danego związku
∆Hrea
(też w stanie standardowym)
nazywamy ciepłem tworzenia
Z zasady zachowania energii
∆Hso + ∆Hrea - ∆H po = 0
∆H rea =
w ogólności ∆H po- ∆H so
∆Hrea° = Σ ni∆Hi°(p) − Σnj∆Hj°(s)
27. 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
29. 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)
∆Hrea° = Σ ni∆Hi°(p) − Σnj∆Hj°(s)
∆H°(Fe2O3) = - 826 kJ/mol
∆H°(Al2O3) = -1676 kJ/mol
∆H°(Fe) =∆H°(Al) = 0
Film 1_termochemia_Fe2O3.MOV
30. Obliczanie ciepła reakcji z entalpii
tworzenia
Przykład 3
∆Hrea° = ∆H°(Al2O3) − ∆H°(Fe2O3)=
= -1676 kJ – (- 826 kJ) =
= - 850 kJ
31. Energie wiązań
Energia wiązania, EB (bond energy) - ilość
energii potrzebna do zerwania wiązania
pomiędzy atomami i ich przeniesienia w stan
gazowy
A - B( g ) + bond energy → A ( g ) + B( g )
H - Cl ( g ) + 432 kJ mol → H ( g ) + Cl ( g )
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
34. Energia wiązania i entalpia
tworzenia
EB pierwiastki EB
∆Hso ∆Hpo
substraty → produkty
∆Hrea
Z zasady zachowania energii
35. Obliczenia ciepła reakcji z energii
wiązań
Dla reakcji w stanie gazowym
∆H 0
rea = n∑ EB ( substraty ) −m∑ EB ( produkty )
Która metoda obliczeń daje dokładniejsze rezultaty?
36. Obliczenia ciepła reakcji z energii
wiązań
Przykład 4
Na podstawie wartości energii wiązań z Tabeli
oszacuj ciepło reakcji w 25oC:
∆H = ( 4 EC − H + 2 EO =O ) − ( 2 EC =O + 4 EO − H )
∆H = ( 4 ⋅ 414 + 2 ⋅ 298) − ( 2 ⋅ 741 + 4 ⋅ 464 )
kJ
∆H = −686
mol
