1. ΚΕΦΑΛΑΙΟ 2ο ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑ ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑ

2. Θερμότητα είναι η ενέργεια που ανταλλάσει το σύστημα με το περιβάλλον του λόγω διαφοράς θερμοκρασίας μεταξύ τους Θερμοκρασία είναι το μέτρο της θερμικής ενέργειας ενός σώματος Θερμοκρασία ≠ Θερμότητα Μεγαλύτερη θερμική ενέργεια 40 0 C 90 0 C

3. Θερμική ενέργεια είναι η ενέργεια που σχετίζεται με την τυχαία κίνηση των ατόμων και των μορίων Χημική ενέργεια είναι η αποθηκευμένη ενέργεια στους δεσμούς μεταξύ των χημικών ουσιών Κάθε χημική ουσία περικλείει ενέργεια 2 H 2 + O 2 2H 2 O

4. Σαν ΣΥΣΤΗΜΑ ορίζουμε το τμήμα του υλικού κόσμου που μελετάμε. Σαν ΠΕΡΙΒΑΛΛΟΝ ορίζουμε το υπόλοιπο μέρος του υλικού κόσμου. Όριο Περιβάλλον Σύστημα

5. κλειστό ανοικτό μονωμένο Ανταλλαγή Θερμότητα Θερμότητα Νερό Ατμός Μάζα Θερμότητα Θερμότητα Καμιά ανταλλαγή ΣΥΣΤΗΜΑ

6. 2 H 2 (g) + O 2 (g) -> 2 H 2 O(l) + Ενέργεια Θερμοχημεία είναι ο κλάδος της χημείας που ασχολείται με τις ενεργειακές μεταβολές που συμβαίνουν κατά τις χημικές αντιδράσεις . Μελετά τις μετατροπές της χημικής ενέργειας σε θερμική και αντίστροφα. Ενέργεια + 2HgO(s) -> 2Hg(l) + O 2 (g)

7. Ενδόθερμες είναι οι αντιδράσεις που πραγματοποιούνται με απορρόφηση ενέργειας από το περιβάλλον τους Εξώθερμες είναι οι αντιδράσεις απελευθερώνουν ενέργεια στο περιβάλλον τους Ενέργεια + 2HgO ( s ) 2Hg ( l ) + O 2 ( g ) Ενέργεια + H 2 O ( s ) H 2 O ( l ) 2H 2 ( g ) + O 2 ( g ) 2H 2 O ( l ) + Ενέργεια H 2 O ( g ) H 2 O ( l ) + Ενέργεια

8. ΕΝΘΑΛΠΙΑ ονομάζεται η ολική ενέργεια ενός συστήματος, όταν αυτό βρίσκεται υπό σταθερή πίεση. Η ενθαλπία είναι καταστατική ιδιότητα και δεν εξαρτάται από τον τρόπο μετάβασης του συστήματος σε μια κατάσταση, αλλά από την κατάσταση αυτή και την ποσότητα

9. Η ενθαλπία ενός συστήματος δεν προσδιορίζεται , αυτό που είναι μετρήσιμο είναι η μεταβολή της Η ενθαλπία είναι σαν ένα «ντεπόζιτο» που περιέχει την ενέργεια του αντιδρώντος συστήματος. Το «ντεπόζιτο» αυτό γεμίζει στις ενδόθερμες αντιδράσεις και αδειάζει στις εξώθερμες.

10.  H = H προιόντων – H αντιδρώντων ΔH = εκλυόμενο ή απορροφούμενο ποσό θερμότητας σε μια αντίδραση Μεταβολή της ενθαλπίας ΔΗ

11. Ενέργεια ΔΗ < 0 ΔΗ > 0 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(l) 2 HgO(s) 2 Hg(l) + O 2 (g) ΕΞΩΘΕΡΜΗ το σύστημα δίνει ενέργεια Q > 0 ΕΝΔΟΘΕΡΜΗ το σύστημα απορροφά ενέργεια Q < 0

12. Ενθαλπία αντίδρασης ορίζουμε τη μεταβολή της ενθαλπίας ΔΗ μεταξύ αντιδρώντων και προϊόντων για δεδομένες τιμές Ρ,Τ CH 4 (g) + 2O 2 (g) -> CO 2 (g) + 2H 2 O(g) ΔH = -802 kJ Στις θερμοχημικές εξισώσεις θα πρέπει να δηλώνεται η φυσική κατάσταση των σωμάτων που συμμετέχουν. Κατά τον υπολογισμό της ενθαλπίας μίας αντίδρασης, αντιδρώντα και προϊόντα ανάγονται στην ίδια θερμοκρασία

13. Η ενθαλπία της αντίδρασης εξαρτάται : από : 2. Τη φυσική κατάσταση των αντιδρώντων και των προϊόντων 3. Τις συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας CH 4 (g) + O 2 (g) -> CO 2 (g) + H 2 O (l) ΔΗ= - 890KJ CH 4 (g) + O 2 (g) -> CO 2 (g) + H 2 O (g) ΔΗ= - 802KJ 1. Τη φύση των αντιδρώντων C (γραφίτη) + O 2 ( g ) CO 2 ( g )  H = -393,5 kJ C (διαμάντι) + O 2 ( g ) CO 2 ( g )  H = -395,4 kJ

14. Πίεση: P = 1 atm ή 760 mmHg Θερμοκρασία: θ = 25 o C ή Τ = 298 Κ και για διαλύματα Συγκέντρωση: c = 1 M Πρότυπη Κατάσταση Στην πρότυπη κατάσταση η αντίστοιχη μεταβολή της ενθαλπίας λέγεται πρότυπη μεταβολή ενθαλπίας ή πρότυπη ενθαλπία και συμβολίζεται με ΔΗ 0

15. Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού ΔΗ f 0 μιας ένωσης είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά τον σχηματισμό 1 mol της ένωσης από τα συστατικά της, σε πρότυπη κατάσταση. Η πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού της σταθερότερης μορφής ενός στοιχείου θεωρείται μηδέν. ΔΗ 0 f( γραφίτη) = 0 ΔΗ 0 f ( διαμάντι) ≠ 0 Όσο πιο μικρή είναι η πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού μιας ένωσης τόσο σταθερότερη είναι αυτή. C (γραφίτη) + O 2 ( g ) CO 2 ( g )  H 0 f = -393.5 kJ

16. Πρότυπη ενθαλπί α καύσης ΔΗ c 0 μιας ουσίας είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την καύση 1 mol της ουσίας, σε πρότυπη κατάσταση. H πρότυπη ενθαλπία καύσης είναι πάντοτε αρνητική άρα η αντίδραση είναι πάντα εξώθερμη C 3 Η 8 (g) + 5O 2 ( g ) 3CO 2 ( g ) + 4H 2 O(l) ΔH 0 c = -2220 kJ

17. Πρότυπη ενθαλπί α εξουδετέρωσης ΔΗ n 0 είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη εξουδετέρωση 1 mol Η + ενός οξέος με μια βάση ή 1 mol OH - μιας βάσης με οξύ, σε πρότυπη κατάσταση. Είναι πάντα ΔH n < 0 άρα η αντίδραση είναι πάντα εξώθερμη HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H 2 O(l) ΔH 0 n = -57,1 kJ HNO 3 (aq) + KOH(aq) KNO 3 (aq) + H 2 O(l) ΔH 0 n = -57,1 kJ

18. Κατά την εξουδετέρωση ισχυρού οξέος με ισχυρή βάση η πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης έχει τιμή σταθερή ανεξάρτητα από το οξύ ή τη βάση που αντιδρα. Κατά την εξουδετέρωση ασθενούς οξέος με ισχυρή βάση ή αντίστροφα, μέρος της εκλυόμενης θερμότητας δαπανάται για την διάσταση ή τον ιοντισμό του ασθενούς ηλεκτρολύτη οπότε η πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης έχει μικρότερη τιμή. H + (aq) + OH - (aq) H 2 O(l) ΔH 0 n = -57,1 kJ