Θερμοχημεία

ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑ 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) +ενέργεια Hindenburg 1937 είναι ο κλάδος της χημείας που μελετά τις μεταβολές ενέργειας που συνοδεύουν τις χημικές αντιδράσεις. 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) +ενέργεια Hindenburg 1937 Challenger 1986

Εξώθερμες αντιδράσεις: Ονομάζονται οι αντιδράσεις που ελευθερώνουν ενέργεια υπό μορφή θερμότητας στο περιβάλλον. εξώθερμη “έξω” από το σύστημα DQ < 0 ενέργεια

Ενδόθερμες αντιδράσεις: Ονομάζονται οι αντιδράσεις που απορροφούν ενέργεια υπό μορφή θερμότητας από το περιβάλλον. ενέργεια ΔQ > 0

O2(g) + 2 Hg(l) 2 H2(g) + O2(g) 2 HgO(s) 2 H2O(l) ΕΞΩΘΕΡΜΗ ΕΝΔΟΘΕΡΜΗ Ενέργεια O2(g) + 2 Hg(l) 2 H2(g) + O2(g) ΕΞΩΘΕΡΜΗ (το σύστημα δίνει ενέργεια) ΕΝΔΟΘΕΡΜΗ (το σύστημα απορροφά ενέργεια) 2 HgO(s) 2 H2O(l)

ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΣΥΣΤΗΜΑΤΟΣ (H) ονομάζεται η ολική ενέργεια ενός συστήματος, το οποίο υφίσταται κάποια χημική ή φυσική μεταβολή, σε σταθερή πίεση. Η ενθαλπία ενός συστήματος δεν προσδιορίζεται, αυτό που μας ενδιαφέρει και μετράμε είναι η μεταβολή της Α + Β  Γ +Δ ΔΗ Αντιδρώντα Προϊόντα

μεταβολή ενθαλπίας (∆Η) Αντιδρώντα Προϊόντα ΔΗ<0 ενός συστήματος είναι ίση με τη διαφορά της τελικής ενθαλπίας από την αρχική: ∆Η = Ητελ. – Ηαρχ. Εξώθερμη αντίδραση Ενέργεια Ενδόθερμη αντίδραση Ενέργεια ΔΗ>0

μεταβολή της ενθαλπίας Όταν οι ανταλλαγές της ενέργειας συντελούνται σε ένα χημικό σύστημα υπό σταθερή πίεση (πράγμα που είναι η συνήθης περίπτωση), τότε ταυτίζονται με τη μεταβολή ενθαλπίας του συστήματος Q=-ΔΗ

Ενδόθερμες αντιδράσεις: Στις ενδόθερμες αντιδράσεις, η ενθαλπία του συστήματος αυξάνεται, άρα: Ητελ. > Ηαρχ. και ∆Η = Ητελ. – Ηαρχ. > 0

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) + H2O(g) CO(g) + H2 (g) ∆Η=-129,7 KJ ή C(s) + H2O (g) CO(g) + H2 (g) Q=+129,7 KJ

Εξώθερμες αντιδράσεις: Στις εξώθερμες αντιδράσεις, η ενθαλπία του συστήματος μειώνεται, άρα: Ητελ. < Ηαρχ. και ∆Η = Ητελ. – Ηαρχ. < 0

Εξώθερμες αντιδράσεις 2 Στη θερμοχημική εξίσωση μίας εξώθερμης αντίδρασης, η μεταβολή της ενθαλπίας έχει αρνητική τιμή, ενώ το ποσό θερμότητας θετική, για παράδειγμα: H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) ∆Η = - 184,6 ΚJ ή H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) +184,6 ΚJ Η ενθαλπία αντίδρασης και η θερμότητα έχουν διαφορετικό πρόσημο, γιατί η ∆Η αναφέρεται στο σύστημα, ενώ η Q στο περιβάλλον.

Θερμοχημικές εξισώσεις είναι οι εξισώσεις στο δεξιό μέρος των οποίων αναγράφεται η μεταβολή της ενθαλπίας (∆Η) H2O(s) → H2O(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

DH = + 6.01 kJ H2O(s) → H2O(l) ΔH = + 6.01 kJ Hτελική > Hαρχική ενέργεια H2O(l) Hτελική > Hαρχική DH = H τελική – H αρχική DH = + 6.01 kJ ενδόθερμη H2O(s) H2O(s) → H2O(l) ΔH = + 6.01 kJ

παράδειγμα εξώθερμων αλλαγών H2O (l)  H2O (s) ΔH < 0 αυτή είναι μια εξώθερμη διαδικασία γιατί η τελική ενέργια είναι χαμηλώτερη από την αρχική ενέργια. H2O (l) DH = - H2O (s) 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) DH < 0 2 H2 (g) + O2 (g) Το νερό έχει χαμηλώτερη ενθαλπία από το Η2 και το Ο2 άρα είναι μία εξώθερμη αντίδραση DH = - 2 H2O (l)

Hτελική < Hαρχική H τελική >H αρχική O2(g) + 2 Hg(l) ενέργεια O2(g) + 2 Hg(l) 2 H2(g) + O2(g) H τελική >H αρχική Hτελική < Hαρχική εξώθερμη ενδόθερμη 2 HgO(s) 2 H2O(l)

DH = - 6.01 kJ H2O(l) → H2O(s) ΔH = - 6.01 kJ H2O(l) H2O(s) ενέργεια H2O(l) Hτελική < H αρχική DH = H τελική – H αρχική DH = - 6.01 kJ εξώθερμη H2O(s) H2O(l) → H2O(s) ΔH = - 6.01 kJ

Μια εξώθερμη αντίδραση! . Αυτή είναι μια καύση C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O Μια εξώθερμη αντίδραση! Εκλύεται θερμότητα Η χημική ενέργεια μειώνεται = η ενέργεια που ελευθερώνεται στο περιβάλλον Αρα ΔΗ<0

Χρησιμποιώ την ενθαλπία Σχηματισμός του νερού H2(g) + 1/2 O2(g) --> H2O(g) + 241.8 kJ Εξώθερμη αντίδραση — εκλύεται θερμότητα και ∆H = – 241.8 kJ

Χρησιμποιώ την ενθαλπία σχηματισμός υγρού H2O από H2 + O2 σε δύο εξώθερμα στάδια. H2 + O2 αέρια H2O ατμός υγρό H2O

“πως ζεσταίνουν οι στρατιώτες το φαγητό τους” Προσθέτουν σε ένα σακουλάκι που περιέχει Μg νερό Χημική εξίσωση: Mg(s) +2H2O(l)Mg(OH)2(s)+H2(g) ΔΗ= -353kJ Το στερεό Mg και το νερό παράγουν στερεό Mg(OH)2 , υδρογόνο, και 353 kj (υπό μορφή θερμότητας)

Η μεταβολή της ενθαλπίας μίας αντίδρασης εξαρτάται από: α. Τη φύση των αντιδρώντων. β. Τη φυσική κατάσταση των αντιδρώντων και των προϊόντων. γ. Τις συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας. Στις θερμοχημικές εξισώσεις θα πρέπει να δηλώνεται και η φυσική κατάσταση των σωμάτων που συμμετέχουν. Κατά τον υπολογισμό της ενθαλπίας μίας αντίδρασης, αντιδρώντα και προϊόντα ανάγονται στην ίδια θερμοκρασία

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

παράδειγμα ενδόθερμων αντιδράσεων παράδειγμα ενδόθερμων αντιδράσεων H2O (g) H2O (l)  H2O (g) ΔH > 0 αυτή είναι ενδόθερμη γιατί η τελική κατάσταση έχει υψηλώτερη ενθαλπία από την αρχική. DH = + H2O (l) CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) DH > 0 CaO (s) + CO2 (g) CaO (s) και CO2 (g) έχουν υψηλώτερη ενθαλπία από CaCO3(s). DH = + CaCO3 (s)

Ενθαλπία αντίδρασης Σε μια αντίδραση : CH4(g) + 2O2(g)  CO2 (g) + 2H2O(g) ΔH = -802 kJ Όταν αντιδρά 1 mol CH4 η μεταβολή της ενθαλπίας είναι ΔΗ=-802Kj 2CH4(g) + 4O2(g)  2CO2(g) + 4H2O(g) DH = -1604 kJ Όταν αντιδρούν 2 mol CH4 η μεταβολή της ενθαλπίας είναι ΔΗ=-2*802Κj=-1604Kj