Η παρουσίαση φορτώνεται. Παρακαλείστε να περιμένετε

Η παρουσίαση φορτώνεται. Παρακαλείστε να περιμένετε

Κων/νος Θέος, 2 ο κεφάλαιο Χημείας Θετικής Κατεύθυνσης Β΄ Λυκείου Ενδόθερμες - Εξώθερμες Ενθαλπία Θερμιδομετρία.

Παρόμοιες παρουσιάσεις


Παρουσίαση με θέμα: "Κων/νος Θέος, 2 ο κεφάλαιο Χημείας Θετικής Κατεύθυνσης Β΄ Λυκείου Ενδόθερμες - Εξώθερμες Ενθαλπία Θερμιδομετρία."— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 Κων/νος Θέος, 2 ο κεφάλαιο Χημείας Θετικής Κατεύθυνσης Β΄ Λυκείου Ενδόθερμες - Εξώθερμες Ενθαλπία Θερμιδομετρία Νόμοι της Θερμοχημείας

2 Κων/νος Θέος,

3 Κων/νος Θέος, Σύστημα 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 ενέργεια με το περιβάλλον του.

4 Κων/νος Θέος, Σύστημα Aνοικτό Κλειστό Απομονωμένο

5 Κων/νος Θέος, Θερμότητα Η θερμότητα (Q) είναι η ενέργεια που μεταφέρεται από ένα θερμό σώμα σε ένα ψυχρό όταν έρχονται σε επαφή. Όταν η θερμότητα εκλύεται από το χημικό σύστημα προς το περιβάλλον, συμβατικά θεωρούμε ότι έχει θετικό πρόσημο. Περιβάλλον Χημικό Σύστημα Q>0 Eνέργεια

6 Κων/νος Θέος, Ενθαλπία (Η)  Η ενθαλπία είναι μία συνάρτηση κατάστασης, όπως και η εσωτερική ενέργεια. Μπορούμε να υπολογίσουμε μόνο τη μεταβολή της.  Ονομάζουμε ενθαλπία αντίδρασης (σύμβολο ΔΗ) τη μεταβολή: ΔΗ = Η (προϊόντων) - Η (αντιδρώντων)  Σε κάθε χημική αντίδραση, όπου η πίεση είναι σταθερή ισχύει: ΔΗ = -Q  Με άλλα λόγια η ΔΗ υπό σταθερή πίεση υπολογίζει το ποσό της θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται σε μία χημική αντίδραση

7 Κων/νος Θέος, Ενθαλπία

8 Κων/νος Θέος, Ενθαλπία αντίδρασης Εξαρτάται από: Φύση αντιδρώντων: π.χ. η θερμότητα καύσης του διαμαντιού είναι διαφορετική από αυτή του γραφίτη Φυσική κατάσταση: π.χ. η θερμότητα σχηματισμού του νερού είναι διάφορετική από αυτή των υδρατμών Πίεση Θερμοκρασία Ποσότητες σωμάτων (εκτατική ιδιότητα) Η ενθαλπία της αντίδρασης: α Α + β Β → γ Γ + δ Δ είναι η μεταβολή της ενθαλπίας όταν αντιδράσουν α mol του σώματος Α με β mol του σώματος Β και σχηματίσουν γ mol του σώματος Γ και δ mol του σώματος Δ

9 Κων/νος Θέος, Πρότυπη ενθαλπία αντίδρασης ΔΗ° ‘Ετσι λέγεται η ενθαλπία της αντίδρασης όταν τα αντιδρώντα και τα προϊόντα βρίσκονται σε πρότυπη κατάσταση. Πρότυπη για τη θερμοχημεία λέγεται η κατάσταση όταν η πίεση είναι P = 1 atm, η θερμοκρασία είναι T = 25 °C για τα διαλύματα η συγκέντρωση είναι C = 1Μ και τα σώματα βρίσκονται στην πιο σταθερή τους μορφή.

10 Σε κάθε χημική αντίδραση τα άτομα αναδιατάσσονται και δημιουργούνται νέα μόρια. Διασπώνται οι αρχικοί δεσμοί στα αντιδρώντα και δημιουργούνται νέοι δεσμοί στα προϊόντα. Όταν διασπάται ένας δεσμός απορροφάται ενέργεια, ενώ όταν δημιουργείται δεσμός εκλύεται ενέργεια. 2H 2 + O2O2 2H 2 O Κων/νος Θέος,

11 Κων/νος Θέος, Ενδόθερμες & εξώθερμες αντιδράσεις

12 Κων/νος Θέος, Εξώθερμες αντιδράσεις Αντίδρασης γλυκερίνης με υπερμαγγανικό κάλιο Q > 0 ΔH < 0

13 Χαρακτηριστικές εξώθερμες αντιδράσεις είναι οι καύσεις. Για παράδειγμα όταν καίγεται 1 mol CH 4 εκλύεται θερμότητα 890 kJ, άρα μειώνεται η ενθαλπία του συστήματος κατά 890 kJ. Η αντίδραση αυτή μπορεί να παρασταθεί με την θερμοχημική εξίσωση: Η μεταβολή της ενθαλπίας φαίνεται στο παρακάτω ενεργειακό διάγραμμα: Ε ν έ ρ γ ε ι α 1 mol CH 4 και 2 mol Ο 2 αντιδρώντα 1 mol CO 2 και 2 mol H 2 O προϊόντα Διαφορά ενέργειας Εκλύεται θερμότητα από το σύστημα προς το περιβάλλον Κων/νος Θέος,

14 Κων/νος Θέος, Ενδόθερμες αντιδράσεις ΔΗ > 0 Διάλυση νιτρικού αμμώνιου σε νερό

15 Η διάσπαση του ανθρακικού ασβεστίου (CaCO 3 ) είναι ενδόθερμη αντίδραση. Όταν διασπάται 1 mol CaCO 3 σε CaO (ασβέστη) και CO 2 απορροφάται θερμότητα 178 kJ. Άρα η ενθαλπία αυξάνεται κατά 178 kJ. Η αντίστοιχη θερμοχημική εξίσωση είναι: Η μεταβολή της ενθαλπίας φαίνεται στο παρακάτω ενεργειακό διάγραμμα: ε ν έ ρ γ ε ι α 1 mol CaCO 3 1 mol CaO και 1 mol CO 2 αντιδρώντα προϊόντα Διαφορά ενέργειας Μεταφέρεται θερμότητα από το περιβάλλον προς το σύστημα Κων/νος Θέος,

16 Κων/νος Θέος, Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού ΔΗ f ° Eίναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά το σχηματισμό 1 mol ένωσης από τα συστατικά της στοιχεία σε πρότυπη κατάσταση. Συμβολίζεται ΔΗ f Mπορεί να είναι θετική ή αρνητική. Η πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού των στοιχείων στην πιο σταθερή τους μορφή λαμβάνεται ίση με 0. π.χ. ΔΗ° f (Ν 2 ) = 0 Η αντίδραση σχηματισμού μπορεί να είναι πραγματική ή υποθετική. π.χ. ½ Η 2 (g) + ½ Ν 2 (g) + 3/2 Ο 2 (g) → ΗΝΟ 3 (l) ΔΗ° f = α KJ Όταν γνωρίζουμε τις ενθαλπίες σχηματισμού των ουσιών που μετέχουν σε μια χημική αντίδραση μπορούμε να βρούμε την ενθαλπία της. Στη χημική εξίσωση: αΑ + βΒ → γΓ + δΔ ισχύει ΔΗ° = γ ΔΗ° f (Γ) + δ ΔΗ° f (Δ) - α ΔΗ° f (Α) - β ΔΗ° f (Β)

17 Κων/νος Θέος, Εφαρμογή της προηγούμενης σχέσης ∆H° = ∆H f o (CO 2 ) + 2 ∆H f o (H 2 O) - 3/2 ∆H f o (O 2 ) - ∆H f o (CH 3 OH) = ( kJ) + 2 ( kJ) ( kJ) = ( kJ) + 2 ( kJ) ( kJ) ∆H° = kJ CH 3 OH (g) + 3/2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) CH 3 OH (g) + 3/2 O 2 (g) → CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) ( kJ) ( kJ) ( kJ) (0 kJ)

18 Κων/νος Θέος, Πρότυπη ενθαλπία καύσης ΔΗ c ° Είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη καύση 1 mol ουσίας, σε πρότυπη κατάσταση. Καύση λέμε κάθε οξειδοαναγωγική αντίδραση που εκπέμπει θερμότητα και φως. Συνήθως είναι αντίδραση με οξυγόνο. ΔΗ c ° < 0 Μ.

19 Κων/νος Θέος, Πρότυπη ενθαλπία καύσης ΔΗ c ° CH 4 (g) + 2 O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O(l) ΔΗ o c = -890 kJ

20 Κων/νος Θέος, Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης ΔΗ n ° Είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη εξουδετέρωση σε αραιό υδατικό διάλυμα 1 mol Η + από μία βάση, ή 1 mol ΟΗ - από ένα οξύ σε πρότυπη κατάσταση. Αντιστοιχεί στη μεταβολή της ενθαλπίας όταν σε αραιό υδατικό διάλυμα σχηματίζεται 1 mol Η 2 Ο κατά την εξουδετέρωση ενός οξέος από μία βάση σε πρότυπες συνθήκες. ΔΗ n o < 0 Όταν ένα από τα αντιδρώντα είναι ασθενές η απόλυτη τιμή της ΔΗ o n είναι μικρότερη από 57,3 kJ. H + (aq) + OH - (aq) → H 2 O (l)

21 Κων/νος Θέος, Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης ΔΗ n ° H + (aq) + OH - (aq) → H 2 O (l) Για ισχυρά οξέα και βάσεις

22 Κων/νος Θέος, Ειδική θερμοχωρητικότητα - θερμοχωρητικότητα Ειδική θερμοχωρητικότητα μιας ουσίας ονομάζεται η θερμότητα που πρέπει να απορροφήσει ένα γραμμάριο της ουσίας για να αυξηθεί η θερμοκρασία της κατά 1 °C. Συμβολίζεται με το γράμμα c: Συνηθισμένες μονάδες: Θερμοχωρητικότητα ενός σώματος ονομάζεται η θερμότητα που πρέπει να απορροφήσει το σώμα για να αυξηθεί η θερμοκρασία του κατά 1 °C. Συμβολίζεται με το γινόμενο mc ή το γράμμα C: Συνηθισμένες μονάδες:

23 Κων/νος Θέος, Θερμιδόμετρο τύπου βόμβας

24 Κων/νος Θέος, Θερμιδομετρία ή Ένα σώμα απορροφά θερμότητα Q και αυξάνεται η θερμοκρασία του κατά ΔΤ ή κατά Δθ. Η θερμότητα Q υπολογίζεται από τη σχέση: Η θερμότητα που εκλύεται από μια εξώθερμη αντίδραση: Q αντίδρασης Η θερμότητα που απορροφάται από το νερό: Q νερού Η θερμότητα που απορροφάται από το θερμιδόμετρο: Q θερμιδ. Ισχύει: Q αντίδρασης = Q νερού + Q θερμιδ.. ⇨

25 Κων/νος Θέος, Νόμος ή αρχή Lavoisier - Laplace Είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη εξουδετέρωση σε αραιό υδατικό διάλυμα 1 mol Η + από μία βάση, ή 1 mol ΟΗ - από ένα οξύ σε πρότυπη κατάσταση. Αντιστοιχεί στη μεταβολή της ενθαλπίας όταν σε αραιό υδατικό διάλυμα σχηματίζεται 1 mol Η 2 Ο κατά την εξουδετέρωση ενός οξέος από μία βάση σε πρότυπες συνθήκες. ΔΗ o n < 0 Όταν ένα από τα αντιδρώντα είναι ασθενές η απόλυτη τιμή της ΔΗ o n είναι μικρότερη από 57,3 kJ. H + (aq) + OH - (aq) → H 2 O (l)

26 Κων/νος Θέος, Νόμος ή αρχή Lavoisier - Laplace Το ποσόν θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται κατά την σύνθεση 1 mol μιας χημικής ένωσης από τα συστατικά της στοιχεία είναι ίσο με το ποσόν θερμότητας που απορροφάται ή εκλύεται κατά την διάσπαση 1 mol μιας ένωσης στα συστατικά της στοιχεία. Σύμφωνα με τον νόμο των Lavoisier-Laplace όταν αντιστρέφουμε μια θερμοχημική εξίσωση, αλλάζει το πρόσημο της ενθαλπίας αντίδρασης (ΔΗ)

27 Κων/νος Θέος, Νόμος ή αρχή Lavoisier - Laplace C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) ε ν θ α λ π ί α Η C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) ε ν θ α λ π ί α Η Συμπέρασμα

28 Κων/νος Θέος, Νόμος του Hess Το ποσόν θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται σε μια αντίδραση είναι το ίδιο είτε η αντίδραση πραγματοποιείται σε ένα είτε σε περισσότερα στάδια. Ο νόμος του Hess (σε συνδυασμό με τον νόμο των Lavoisier - Laplace) μας επιτρέπει να προσθέτουμε αλγεβρικά τις θερμοχημικές εξισώσεις (ΔΗ)

29 Κων/νος Θέος, Νόμος του Hess C(s) + ½ O 2 (g) → CO(g) ΔΗ 1 CO(g) + ½ O 2 (g) → CO 2 (g) ΔΗ 2 C(s) + O 2 (g) → CO 2 (g) ΔΗ 3 =; + ΔΗ 1 ΔΗ 2 ΔΗ 3 C(s) + ½ O 2 (g) CO(g) CO 2 (g) ε ν θ α λ π ί α (Η) Προφανώς

30 Κων/νος Θέος, Γενίκευση του νόμου του Hess Το ποσόν θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται κατά την μετάβαση ενός χημικού συστήματος από μια καθορισμένη αρχική κατάσταση σε μια επίσης καθορισμένη τελική, είναι ανεξάρτητο από τα τυχόν ενδιάμεσα στάδια, με τα οποία μπορεί να γίνει η μεταβολή. Στις μεταβολές συμπεριλαμβάνονται, εκτός από χημικές αντιδράσεις και φυσικές μεταβολές

31 Κων/νος Θέος, Στοιχειομετρικοί υπολογισμοί Π.χ. η καύση ενός mol CH 4 απελευθερώνει 890 kJ θερμότητας. Αυτό μπορεί να παρασταθεί με τη θερμοχημική εξίσωση: 1 mol 2 mol 1 mol 2 mol Q= 890KJ 2 mol 4mol 2 mol 4 mol Q= 1780 KJ 3 mol 6 mol 3 mol 6 mol Q= 2670 KJ …… …… …… ….. ……… x mol 2x mol x mol 2x mol Q= x. 890 KJ Μεταξύ αντιδρώντων, προϊόντων και εκλυόμενης θερμότητας ισχύουν: Δηλαδή η θερμότητα που εκλύεται ή απορροφάται σε μια αντίδραση (ενθαλπία) χρησιμοποιείται ως στοιχειομετρικός παράγοντας στη θερμοχημική εξίσωση


Κατέβασμα ppt "Κων/νος Θέος, 2 ο κεφάλαιο Χημείας Θετικής Κατεύθυνσης Β΄ Λυκείου Ενδόθερμες - Εξώθερμες Ενθαλπία Θερμιδομετρία."

Παρόμοιες παρουσιάσεις


Διαφημίσεις Google