Η παρουσίαση φορτώνεται. Παρακαλείστε να περιμένετε

Η παρουσίαση φορτώνεται. Παρακαλείστε να περιμένετε

ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑ. είναι ο κλάδος της χημείας που μελετά τις μεταβολές ενέργειας που συνοδεύουν τις χημικές αντιδράσεις. 2 H 2(g) + O 2(g) → 2 H 2 O (l) + ενέργεια.

Παρόμοιες παρουσιάσεις


Παρουσίαση με θέμα: "ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑ. είναι ο κλάδος της χημείας που μελετά τις μεταβολές ενέργειας που συνοδεύουν τις χημικές αντιδράσεις. 2 H 2(g) + O 2(g) → 2 H 2 O (l) + ενέργεια."— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑ

2 είναι ο κλάδος της χημείας που μελετά τις μεταβολές ενέργειας που συνοδεύουν τις χημικές αντιδράσεις. 2 H 2(g) + O 2(g) → 2 H 2 O (l) + ενέργεια Hindenburg 1937Challenger 1986

3 ΕΝΘΑΛΠΙΑ (Η) (σύντομη εξήγηση της έννοιας της ενθαλπίας) Η ενθαλπία ενός μορίου εκφράζει το ενεργειακό περιεχόμενο του μορίου που μπορεί να οφείλεται : - στην έλξη των ατόμων λόγω δεσμών (δυναμική ενέργεια) - στην κίνηση των ηλεκτρονίων, των ατόμων και του ίδιου του μορίου (κινητική ενέργεια)

4 ΕΝΘΑΛΠΙΑ (Η) (συνέχεια) Έστω η χημική αντίδραση: Α + Β → Γ + Δ Η Α Η Β Η Γ Η Δ Όμως, μετρήσιμο είναι το ΔΗ (μεταβολή ενθαλπίας της αντίδρασης ή απλά ενθαλπία αντίδρασης) κι όχι το Η (ενθαλπία) του κάθε αντιδρώντος ή προϊόντος: Έτσι : ΔΗ αντίδρασης = Η προϊόντων -Η αντιδρώντων = (Η Γ +Η Δ ) – (Η Α +Η Β )

5 Εξώθερμες αντιδράσεις: Ονομάζονται οι αντιδράσεις που ελευθερώνουν ενέργεια υπό μορφή θερμότητας στο περιβάλλον. Εξώθερμη : “έξω” από το σύστημα ενέργεια ΣΥΣΤΗΜΑ ΠΕΡΙΒΑΛΛΟΝ ΔΗ < 0

6 Ενέργεια 2 H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O (l) ΕΞΩΘΕΡΜΗ (το σύστημα δίνει ενέργεια) αντιδρώντα προϊόντα ΔΗ < 0 Στις εξώθερμες αντιδράσεις, η ενθαλπία του συστήματος μειώνεται, άρα: Η τελικό < Η αρχικό ∆Η = Η τελ. – Η αρχ. < 0

7 Ενδόθερμες αντιδράσεις: Ονομάζονται οι αντιδράσεις που απορροφούν ενέργεια υπό μορφή θερμότητας από το περιβάλλον. Ενδόθερμη : “μέσα” στο σύστημα ενέργεια ΣΥΣΤΗΜΑ ΠΕΡΙΒΑΛΛΟΝ ΔΗ > 0

8 2 HgO (s) O 2(g) + 2 Hg (l) ΕΝΔΟΘΕΡΜΗ (το σύστημα απορροφά ενέργεια) προϊόντα ΔΗ > 0 αντιδρώντα Ενέργεια Στις ενδόθερμες αντιδράσεις, η ενθαλπία του συστήματος αυξάνεται, άρα: Η τελικό > Η αρχικό ∆Η = Η τελ. – Η αρχ. > 0

9 Μονάδες μέτρησης του ΔΗ Joule (J) calorie (cal) 1J = 0,24cal 1cal = 4,18J 1kJ = 0,24kcal 1kcal = 4,18kJ

10 Θερμοχημικές εξισώσεις π.χ. H 2 O (s) → H 2 O (l) ΔH=+6.01 kJ Για την μετατροπή του πάγου σε υγρό νερό πρέπει να προσφέρουμε θερμότητα άρα είναι μια ενδόθερμη αντίδραση και ΔΗ>0 είναι οι χημικές εξισώσεις στο δεξιό μέρος των οποίων αναγράφεται η μεταβολή της ενθαλπίας (∆Η).

11 ενέργεια H 2 O (s) ενδόθερμη H τελική > H αρχική H 2 O (l)  H = H – H  H = H τελική – H αρχική  H = kJ H 2 O (s) → H 2 O (l) ΔH = kJ

12 . Αυτή είναι μια καύση C 3 H 8 + 5O 2 3CO 2 + 4H 2 O ΔΗ = -2220kJ Μια εξώθερμη αντίδραση! Εκλύεται θερμότητα Η χημική ενέργεια μειώνεται = η ενέργεια που ελευθερώνεται στο περιβάλλον Άρα ΔΗ<0

13 Σχέση ενθαλπίας αντίδρασης - θερμότητας Η ενθαλπία αντίδρασης και η θερμότητα έχουν διαφορετικό πρόσημο, γιατί η ∆Η αναφέρεται στο σύστημα, ενώ η Q στο περιβάλλον. Q = -ΔH ΣΥΣΤΗΜΑ ΠΕΡΙΒΑΛΛΟΝ

14 Ενδόθερμες αντιδράσεις 2 Στη θερμοχημική εξίσωση μίας ενδόθερμης αντίδρασης, η μεταβολή της ενθαλπίας έχει θετική τιμή, ενώ το ποσό θερμότητας αρνητική, για παράδειγμα: C (s) + H 2 O (g)  CO (g) + H 2 (g) ∆Η = 129,7 KJ ή C (s) + H 2 O (g)  CO (g) + H 2 (g) Q = -129,7 KJ

15 Εξώθερμες αντιδράσεις 2 Στη θερμοχημική εξίσωση μίας εξώθερμης αντίδρασης, η μεταβολή της ενθαλπίας έχει αρνητική τιμή, ενώ το ποσό θερμότητας θετική, για παράδειγμα: H 2(g) + Cl 2(g)  2HCl (g) ∆Η = - 184,6 ΚJ ή H 2(g) + Cl 2(g)  2HCl (g) Q = + 184,6 ΚJ

16 Προσθέτουν νερό σε ένα σακουλάκι που περιέχει Μg Χημική εξίσωση: Το στερεό Mg και το νερό παράγουν στερεό Mg(OH) 2, υδρογόνο, και 353 kJ (υπό μορφή θερμότητας) “πως ζεσταίνουν οι στρατιώτες το φαγητό τους” Mg (s) + 2H 2 O (l)  Mg(OH) 2 (s) + H 2(g) ΔΗ=-353kJ

17 1) τους συντελεστές των σωμάτων στη χημική εξίσωση. Η μεταβολή της ενθαλπίας μιας αντίδρασης (ΔΗ) εξαρτάται από: (Το ΔΗ που γράφω στο 2 ο μέλος της χημικής εξίσωσης αναφέρεται σε τόσα mol αντιδρώντων ή προϊόντων όσα δείχνουν οι συντελεστές των σωμάτων.) π.χ. CH 4 (g) + 2O 2 (g)  CO 2 (g) + 2H 2 O (g) ΔH = kJ 2CH 4 (g) + 4O 2 (g)  2CO 2 (g) + 4H 2 O (g) ΔH = kJ Όταν αντιδρά 1 mol CH 4 η μεταβολή της ενθαλπίας είναι ΔΗ=-802KJ Όταν αντιδρούν 2 mol CH 4 η μεταβολή της ενθαλπίας είναι ΔΗ=2·(-802)ΚJ=-1604KJ

18 2) τη θερμοκρασία. Η μεταβολή της ενθαλπίας μιας αντίδρασης (ΔΗ) εξαρτάται από: π.χ. H 2 (g) + ½O 2 (g)  H 2 O (g) (θ=18 ο C) ΔH=-58 kcal/mol H 2 (g) + ½O 2 (g)  H 2 O (g) (θ≠18 ο C) ΔH=-60 kcal/mol Κατά τον υπολογισμό της ενθαλπίας μίας αντίδρασης, αντιδρώντα και προϊόντα ανάγονται στην ίδια θερμοκρασία

19 3) τη φύση των σωμάτων που συμμετέχουν. Η μεταβολή της ενθαλπίας μιας αντίδρασης (ΔΗ) εξαρτάται από: (Για παράδειγμα: ένα στοιχείο μπορεί να απαντάται σε δύο ή περισσότερες αλλοτροπικές μορφές. Καθεμία απ’ αυτές έχει διαφορετική ενθαλπία κι επομένως επηρεάζει διαφορετικά την ενθαλπία της αντίδρασης στην οποία συμμετέχει.) π.χ. C (διαμάντι) + O 2 (g)  CO 2 (g) ΔH = - 395,4 kJ C (γραφίτης) + O 2 (g)  CO 2 (g) ΔH = -393,5 kJ

20 ? Τελικά ποια από τις δύο αυτές αλλοτροπικές μορφές του C είναι πιο σταθερή ; Όταν λέμε «πιο σταθερή μορφή» εννοούμε με τη μικρότερη ενθαλπία (Η). Ενέργεια C (γ ρ α φ.) + ½ O 2 CO 2 ΔΗ = -393,5 KJ C (δ ι α μ..) + ½ O 2 CO 2 ΔΗ = -395,4 KJ Κάνοντας τα ενεργειακά διαγράμματα των δύο καύσεων του C έχουμε: Προφανώς, το μεγαλύτερο ΔΗ στο δεύτερο διάγραμμα οφείλεται στη μεγαλύτερη ενθαλπία του διαμαντιού σε σύγκριση με αυτή του γραφίτη (αφού όλα τα άλλα σώματα είναι ίδια, με ίδια ενθαλπία). Άρα Η γραφίτη < Η διαμαντιού

21 4) τη φυσική κατάσταση των σωμάτων που συμμετέχουν. Η μεταβολή της ενθαλπίας μιας αντίδρασης (ΔΗ) εξαρτάται από: (Ας μην ξεχνάμε ότι η κινητική ενέργεια των μορίων ενός σώματος είναι μεγαλύτερη όταν αυτό είναι αέριο, μικρότερη όταν είναι υγρό κι ακόμα μικρότερη όταν είναι στερεό.) π.χ. Η 2 (g) + ½O 2 (g)  H 2 O (g) ΔH = - 241,8 kJ Η 2 (g) + ½O 2 (g)  H 2 O (l) ΔH = - 285,8 kJ Στις θερμοχημικές εξισώσεις θα πρέπει να δηλώνεται και η φυσική κατάσταση των σωμάτων που συμμετέχουν.

22  Η φυσική κατάσταση αντιδρώντων και προϊόντων επηρεάζει την μεταβολή της ενθαλπίας. H 2 O (l) H 2 O (g) ΔH = 44.0 kJ H 2 O (s) H 2 O (l) ΔH = 6.01 kJ 4) τη φυσική κατάσταση των σωμάτων που συμμετέχουν. Η μεταβολή της ενθαλπίας μιας αντίδρασης (ΔΗ) εξαρτάται από:

23 σχηματισμός υγρού H 2 O από H 2 + O 2 σε δύο εξώθερμα στάδια. Χρησιμοποιώ την ενθαλπία H 2 + O 2 αέρια υγρό H 2 O H 2 O ατμός Η 2 O (g)  H 2 O (l) ΔH = - 44 kJ Η 2 (g) + ½O 2 (g)  H 2 O (g) ΔH = - 241,8 kJ

24 Σχηματισμός υγρού H 2 O από H 2 + O 2 σε δύο εξώθερμα στάδια. 2 H 2 O (l) προϊόν 2 Ενέργεια 2 H 2(g) + O 2(g) αντιδρώντα 2 H 2 O (g) προϊόν 1 ΔΗ 2 ΔΗ 1 ΔΗ 2 -ΔΗ 1 = -285,8-(-241,8) kJ= 44 kJ

25 Πρότυπη κατάσταση: Πίεση: P = 1 atm ή 760 mmHg Θερμοκρασία: θ = 25 o C ή Τ = 298 Κ Συγκέντρωση: c = 1 M

26 Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού (∆Η 0 f ) μιας ένωσης ορίζεται η μεταβολή της ενθαλπίας κατά τον σχηματισμό 1 mol της ένωσης από τα συστατικά της στοιχεία, σε πρότυπη κατάσταση. Για παράδειγμα: C (γραφίτης) +Ο 2 (g)  1CO 2 (g), ∆Η 0 f =-393,5 KJ/mol ½H 2(g) +½N 2 (g) +3/2Ο 2 (g)  1HNO 3 (l), ∆Η 0 f =-200KJ/mol  ενώ στην αντίδραση : H 2(g) +N 2(g) +3Ο 2(g)  2HNO 3 (l), ∆Η =-400KJ η ΔΗ δεν λέγεται ενθαλπία σχηματισμού του ΗΝΟ 3

27 Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού (∆Η 0 f ) Η ∆Η 0 f των στοιχείων στη σταθερότερη μορφή τους, μηδέν (0). Για παράδειγμα: ∆Η 0 f (γραφίτη) = 0 ενώ ∆Η 0 f (διαμάντι) ≠ 0

28 Πρότυπη ενθαλπία καύσης (∆Η 0 c ) ενός στοιχείου ή μιας χημικής ένωσης ορίζεται η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη καύση 1 mol της ουσίας, σε πρότυπη κατάσταση. Για παράδειγμα: 1C 3 H 8 + 5O 2  3CO 2 + 4H 2 O ∆Η 0 c =-2220KJ/mol Οι αντιδράσεις καύσης είναι εξώθερμες, για αυτό πάντα ∆Η 0 c < 0

29 Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης (∆Η 0 n ) ορίζεται η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη εξουδετέρωση 1 mol Η + ενός οξέος από μία βάση ή 1 mol ΟΗ – μίας βάσης από ένα οξύ, σε αραιό υδατικό διάλυμα, σε πρότυπη κατάσταση. Για παράδειγμα: 1HCl + NaOH  NaCl + H 2 O ∆Η 0 n =-57,1KJ/mol ή HCl + 1NaOH  NaCl + H 2 O ∆Η 0 n =-57,1KJ/mol

30 Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης (∆Η 0 n ) ΠΡΟΣΟΧΗ ! για την αντίδραση : 2HCl + Ca(OH) 2  CaCl 2 + 2H 2 O ΔΗ 0 =-114,2KJ εδώ, η ΔΗ 0 δεν αντιστοιχεί σε 1mol H + ούτε σε 1mol ΟΗ -, αφού έχουμε: 2HCl που δίνουν 2Η + + 2Cl - και Ca(OH) 2 που δίνουν Ca ΟΗ -  Επομένως, εδώ, ΔΗ 0 ≠ ΔΗ 0 n

31 Οι αντιδράσεις εξουδετέρωσης είναι εξώθερμες, γι’ αυτό πάντα η ∆Η 0 n <0. Η ∆Η 0 n για την εξουδετέρωση ισχυρού οξέος από ισχυρή βάση, είναι περίπου σταθερή και ανεξάρτητη από το είδος του οξέος και της βάσης. Η ∆Η 0 n για την εξουδετέρωση ασθενούς οξέος από ισχυρή βάση, ή και αντίστροφα είναι μικρότερη κατά απόλυτη τιμή από τη ∆Η 0 n για την εξουδετέρωση ισχυρού οξέος από ισχυρή βάση. Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης (∆Η 0 n )

32 Πρότυπη ενθαλπία αντίδρασης (∆Η 0 ) ορίζεται η μεταβολή της ενθαλπίας μίας αντίδρασης σε πρότυπη κατάσταση. Η ∆Η 0 μίας αντίδρασης μπορεί να υπολογιστεί από τη σχέση: ∆Η 0 = ∆Η 0 f (προϊόντων) - ∆Η 0 f (αντιδρώντων) Γενικά, για την αντίδραση: αΑ + βΒ  γΓ + δ∆, ∆Η 0 ισχύει: ∆Η 0 = γ∆Η 0 f( Γ) + δ∆Η 0 f( Δ) – α∆Η 0 f( Α) - β∆Η 0 f(Β)


Κατέβασμα ppt "ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑ. είναι ο κλάδος της χημείας που μελετά τις μεταβολές ενέργειας που συνοδεύουν τις χημικές αντιδράσεις. 2 H 2(g) + O 2(g) → 2 H 2 O (l) + ενέργεια."

Παρόμοιες παρουσιάσεις


Διαφημίσεις Google