Χημεία Κατεύθυνσης Β΄ Λυκείου 2ο Κεφάλαιο - Θερμοχημεία Χημεία Κατεύθυνσης Β΄ Λυκείου 2ο Κεφάλαιο - Θερμοχημεία

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.

Συστήματα Aνοικτό Κλειστό Απομονωμένο

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, τότε συμβατικά θεωρούμε ότι έχει θετικό πρόσημο. Περιβάλλον Χημικό Σύστημα Eνέργεια Q>0

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 = Ηπροϊόντων - Ηαντιδρώντων 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.

Ενθαλπία αντίδρασης Εξαρτάται από: Φύση αντιδρώντων: Η θερμότητα καύσης του διαμαντιού είναι διαφορετική από αυτή του γραφίτη Φυσική κατάσταση: Η θερμότητα σχηματισμού του νερού είναι διάφορετική από αυτή των υδρατμών Πίεση Θερμοκρασία Ποσότητες σωμάτων (εκτατική ιδιότητα)

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=1atm, η θερμοκρασία είναι T = 25 °C και για τα διαλύματα η συγκέντρωση είναι C = 1Μ.

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. 2H2 + O2 2H2O

Εξώθερμες και ενδόθερμες αντιδράσεις

Εξώθερμες αντιδράσεις Q > 0 ΔH < 0 Αντίδρασης γλυκερίνης με υπερμαγγανικό κάλιο

Η αντίδραση αυτή μπορεί να παρασταθεί με την θερμοχημική εξίσωση: Χαρακτηριστικές εξώθερμες αντιδράσεις είναι οι καύσεις. Για παράδειγμα όταν καίγεται 1 mol CH4 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 CH4 και 2 mol Ο2 αντιδρώντα 1 mol CO2 και 2 mol H2O προϊόντα Διαφορά ενέργειας Εκλύεται θερμότητα από το σύστημα προς το περιβάλλον

Ενδόθερμες αντιδράσεις Διάλυση νιτρικού αμμώνιου σε νερό ΔΗ > 0

Η αντίστοιχη θερμοχημική εξίσωση είναι: Η διάσπαση του ανθρακικού ασβεστίου (CaCO3) είναι ενδόθερμη αντίδραση. Όταν διασπάται 1 mol CaCO3 σε CaO (ασβέστη) και CO2 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 CaCO3 1 mol CaO και 1 mol CO2 αντιδρώντα προϊόντα Διαφορά ενέργειας Μεταφέρεται θερμότητα από το περιβάλλον προς το σύστημα

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 ΔΗf 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 (Ν2) = 0 Η αντίδραση σχηματισμού μπορεί να είναι πραγματική ή υποθετική. π.χ. ½ Η2(g) + ½ Ν2(g) + 3/2 Ο2(g) ￫ ΗΝΟ3 (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 η σχέση ΔΗ° = γ ΔΗ°f (Γ) + δ ΔΗ°f (Δ) - α ΔΗ°f (Α) - β ΔΗ°f (Β)

CH3OH(g) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) Δίνονται μια χημική εξίσωση και οι πρότυπες ενθαλπίες σχηματισμού Ζητείται η ΔΗο της αντίδρασης. (Ι) CH3OH(g) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) (-201.5 kJ) (0 kJ) (-393.5 kJ) (-241.8 kJ) ∆H° = ∆Hfo (CO2) + 2 ∆Hfo (H2O) - 3/2 ∆Hfo (O2) - ∆Hfo (CH3OH) = (-393.5 kJ) + 2 (-241.8 kJ) - 0 - (-201.5 kJ) ∆H° = -675.6 kJ

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

Πρότυπη ενθαλπία καύσης ΔΗ°C CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ΔΗoc = -890 kJ

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 Η2Ο κατά την εξουδετέ- ρωση ενός οξέος από μία βάση σε πρότυπες συνθήκες. ΔΗon < 0 Όταν ένα από τα αντιδρώντα είναι ασθενές η απόλυτη τιμή της ΔΗon είναι μικρότερη από 57,3 kJ. H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) Για ισχυρά οξέα και βάσεις

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:

Θερμιδόμετρο βόμβας

Θερμιδομετρία Όταν ένα σώμα απορροφά θερμότητα η θερμοκρασία του αυξάνεται κατά ΔΤ ή κατά Δθ. Η θερμότητα που απορροφά υπολογίζεται από τη σχέση: ή Η θερμότητα που εκλύεται από μια εξώθερμη αντίδραση: Qαντίδρασης Η θερμότητα που απορροφάται από το νερό: Qνερού Η θερμότητα που απορροφάται από το θερμιδόμετρο: Qθερμιδ. Ισχύει: Qαντίδρασης = Qνερού + Qθερμιδ.. ⇨

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, θα αλλάζει το πρόσημο της ενθαλπίας αντίδρασης (ΔΗ)

Συμπέρασμα C(s) + O2(g) CO2(g) ε ν θ α λ π ί α Η C(s) + O2(g) CO2(g) ε ν θ α λ π ί α Η C(s) + O2(g) CO2(g) ε ν θ α λ π ί α Η Συμπέρασμα

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

Νόμος του Hess C(s) + ½ O2(g) → CO(g) ΔΗ1 CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔΗ2 Προφανώς C(s) + ½ O2(g) CO(g) CO2(g) ε ν θ α λ π ί α (Η) ΔΗ3 ΔΗ1 ΔΗ2

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 ενδιάμεσα στάδια, με τα οποία μπορεί να πραγματοποιηθεί η μεταβολή. Στις μεταβολές συμπεριλαμβάνονται, εκτός από χημικές αντιδράσεις και φυσικές μεταβολές

Η θερμοχημεία χρησιμοποιεί θερμοχημικές εξισώσεις Η θερμοχημεία χρησιμοποιεί θερμοχημικές εξισώσεις Π.χ. η καύση ενός mol CH4 απελευθερώνει 890 kJ θερμότητας. Αυτό μπορεί να παρασταθεί με την παρακάτω θερμοχημική εξίσωση: Μεταξύ αντιδρώντων, προϊόντων και εκλυόμενης θερμότητας ισχύουν: 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 Δηλαδή η θερμότητα που εκλύεται ή απορροφάται σε μια αντίδραση (ενθαλπία) χρησιμοποιείται ως στοιχειομετρικός παράγοντας στη θερμοχημική εξίσωση