ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑ

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

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)

ΕΝΘΑΛΠΙΑ (Η) (συνέχεια) Έστω η χημική αντίδραση: Α + Β → Γ + Δ ΗΑ ΗΒ ΗΓ ΗΔ Όμως, μετρήσιμο είναι το ΔΗ (μεταβολή ενθαλπίας της αντίδρασης ή απλά ενθαλπία αντίδρασης) κι όχι το Η (ενθαλπία) του κάθε αντιδρώντος ή προϊόντος: Έτσι : ΔΗαντίδρασης = Ηπροϊόντων-Ηαντιδρώντων = (ΗΓ+ΗΔ) – (ΗΑ+ΗΒ)

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

(το σύστημα δίνει ενέργεια) αντιδρώντα Στις εξώθερμες αντιδράσεις, η ενθαλπία του συστήματος μειώνεται, άρα: Ητελικό < Ηαρχικό ∆Η = Ητελ. – Ηαρχ. < 0 2 H2(g) + O2(g) Ενέργεια ΕΞΩΘΕΡΜΗ (το σύστημα δίνει ενέργεια) ΔΗ < 0 2 H2O(l) προϊόντα

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

(το σύστημα απορροφά ενέργεια) προϊόντα Στις ενδόθερμες αντιδράσεις, η ενθαλπία του συστήματος αυξάνεται, άρα: Ητελικό > Ηαρχικό ∆Η = Ητελ. – Ηαρχ. > 0 Ενέργεια O2(g) + 2 Hg(l) ΕΝΔΟΘΕΡΜΗ (το σύστημα απορροφά ενέργεια) ΔΗ > 0 2 HgO(s) αντιδρώντα

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

Θερμοχημικές εξισώσεις είναι οι χημικές εξισώσεις στο δεξιό μέρος των οποίων αναγράφεται η μεταβολή της ενθαλπίας (∆Η). π.χ. 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

Μια εξώθερμη αντίδραση! . Αυτή είναι μια καύση C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O ΔΗ = -2220kJ Μια εξώθερμη αντίδραση! Εκλύεται θερμότητα Η χημική ενέργεια μειώνεται = η ενέργεια που ελευθερώνεται στο περιβάλλον Άρα ΔΗ<0

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 ΠΕΡΙΒΑΛΛΟΝ ΣΥΣΤΗΜΑ

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 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) Q = + 184,6 ΚJ

“πως ζεσταίνουν οι στρατιώτες το φαγητό τους” 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) Mg(s)+ 2H2O(l)  Mg(OH)2 (s) + H2(g) ΔΗ=-353kJ

Η μεταβολή της ενθαλπίας μιας αντίδρασης (ΔΗ) εξαρτάται από: 1) τους συντελεστές των σωμάτων στη χημική εξίσωση. (Το ΔΗ που γράφω στο 2ο μέλος της χημικής εξίσωσης αναφέρεται σε τόσα mol αντιδρώντων ή προϊόντων όσα δείχνουν οι συντελεστές των σωμάτων.) π.χ. CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2 (g) + 2H2O(g) ΔH = - 802 kJ 2CH4 (g) + 4O2 (g)  2CO2 (g) + 4H2O(g) ΔH = - 1604 kJ Όταν αντιδρά 1 mol CH4 η μεταβολή της ενθαλπίας είναι ΔΗ=-802KJ Όταν αντιδρούν 2 mol CH4 η μεταβολή της ενθαλπίας είναι ΔΗ=2·(-802)ΚJ=-1604KJ

Η μεταβολή της ενθαλπίας μιας αντίδρασης (ΔΗ) εξαρτάται από: 2) τη θερμοκρασία. π.χ. H2 (g)+ ½O2 (g)  H2O(g) (θ=18οC) ΔH=-58 kcal/mol H2 (g)+ ½O2 (g)  H2O(g) (θ≠18οC) ΔH=-60 kcal/mol Κατά τον υπολογισμό της ενθαλπίας μίας αντίδρασης, αντιδρώντα και προϊόντα ανάγονται στην ίδια θερμοκρασία

Η μεταβολή της ενθαλπίας μιας αντίδρασης (ΔΗ) εξαρτάται από: 3) τη φύση των σωμάτων που συμμετέχουν. (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) + O2 (g)  CO2 (g) ΔH = - 395,4 kJ C(γραφίτης) + O2 (g)  CO2 (g) ΔH = -393,5 kJ

? Τελικά ποια από τις δύο αυτές αλλοτροπικές μορφές του C είναι πιο σταθερή ; Όταν λέμε «πιο σταθερή μορφή» εννοούμε με τη μικρότερη ενθαλπία (Η). Κάνοντας τα ενεργειακά διαγράμματα των δύο καύσεων του C έχουμε: Ενέργεια C(γ ρ α φ.)+ ½ O2 CO2 ΔΗ = -393,5 KJ C(δ ι α μ..)+ ½ O2 ΔΗ = -395,4 KJ 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 Ηγραφίτη< Ηδιαμαντιού

Η μεταβολή της ενθαλπίας μιας αντίδρασης (ΔΗ) εξαρτάται από: 4) τη φυσική κατάσταση των σωμάτων που συμμετέχουν. (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. Η2 (g) + ½O2 (g)  H2O (g) ΔH = - 241,8 kJ Η2 (g) + ½O2 (g)  H2O (l) ΔH = - 285,8 kJ Στις θερμοχημικές εξισώσεις θα πρέπει να δηλώνεται και η φυσική κατάσταση των σωμάτων που συμμετέχουν.

Η μεταβολή της ενθαλπίας μιας αντίδρασης (ΔΗ) εξαρτάται από: 4) τη φυσική κατάσταση των σωμάτων που συμμετέχουν. Η φυσική κατάσταση αντιδρώντων και προϊόντων επηρεάζει την μεταβολή της ενθαλπίας . H2O (s) H2O (l) ΔH = 6.01 kJ H2O (l) H2O (g) ΔH = 44.0 kJ

Χρησιμοποιώ την ενθαλπία σχηματισμός υγρού H2O από H2 + O2 σε δύο εξώθερμα στάδια. H2O ατμός H2 + O2 αέρια υγρό H2O Η2 (g) + ½O2 (g)  H2O (g) ΔH = - 241,8 kJ Η2O (g)  H2O (l) ΔH = - 44 kJ

Σχηματισμός υγρού H2O από H2 + O2 σε δύο εξώθερμα στάδια. Ενέργεια 2 H2(g) + O2(g) αντιδρώντα ΔΗ1 ΔΗ2 προϊόν 1 2 H2O(g) ΔΗ2-ΔΗ1= -285,8-(-241,8) kJ= 44 kJ προϊόν 2 2 H2O(l)

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

Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού (∆Η0f) 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)+Ο2 (g)1CO2 (g), ∆Η0f=-393,5 KJ/mol ½H2(g)+½N2 (g)+3/2Ο2 (g)1HNO3 (l), ∆Η0f=-200KJ/mol  ενώ στην αντίδραση : H2(g) +N2(g) +3Ο2(g) 2HNO3 (l), ∆Η =-400KJ η ΔΗ δεν λέγεται ενθαλπία σχηματισμού του ΗΝΟ3

Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού (∆Η0f)

Πρότυπη ενθαλπία καύσης (∆Η0c) ενός στοιχείου ή μιας χημικής ένωσης ορίζεται η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη καύση 1 mol της ουσίας, σε πρότυπη κατάσταση. Για παράδειγμα: 1C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O ∆Η0c=-2220KJ/mol Οι αντιδράσεις καύσης είναι εξώθερμες, για αυτό πάντα ∆Η0c < 0

Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης (∆Η0n) 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 + H2O ∆Η0n=-57,1KJ/mol ή HCl + 1NaOH  NaCl + H2O ∆Η0n=-57,1KJ/mol

Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης (∆Η0n) ΠΡΟΣΟΧΗ ! για την αντίδραση : 2HCl + Ca(OH)2  CaCl2 + 2H2O ΔΗ0=-114,2KJ εδώ, η ΔΗ0 δεν αντιστοιχεί σε 1mol H+ ούτε σε 1mol ΟΗ-, αφού έχουμε: 2HCl που δίνουν 2Η+ + 2Cl- και Ca(OH)2 που δίνουν Ca2+ + 2ΟΗ-  Επομένως, εδώ, ΔΗ0 ≠ ΔΗ0n

Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης (∆Η0n) Η ∆Η0n για την εξουδετέρωση ασθενούς οξέος από ισχυρή βάση, ή και αντίστροφα είναι μικρότερη κατά απόλυτη τιμή από τη ∆Η0n για την εξουδετέρωση ισχυρού οξέος από ισχυρή βάση.

Πρότυπη ενθαλπία αντίδρασης (∆Η0) ορίζεται η μεταβολή της ενθαλπίας μίας αντίδρασης σε πρότυπη κατάσταση. Η ∆Η0 μίας αντίδρασης μπορεί να υπολογιστεί από τη σχέση: ∆Η0= ∆Η0f (προϊόντων) - ∆Η0f (αντιδρώντων) Γενικά, για την αντίδραση: αΑ + βΒ γΓ + δ∆, ∆Η0 ισχύει: ∆Η0= γ∆Η0f( Γ) + δ∆Η0f( Δ) – α∆Η0f( Α) - β∆Η0f(Β)