KEMIJSKA TERMODINAMIKA

Παρουσίαση με θέμα: "KEMIJSKA TERMODINAMIKA"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 KEMIJSKA TERMODINAMIKA

2 kemijska termodinamika
termokemija

3 Nulti zakon termodinamike:
“Ako su dva sustava u termičkoj ravnoteži s nekim trećim sustavom, onda su i ta dva sustava u međusobnoj termičkoj ravnoteži.” → važno u termometrici – ravnoteža tijekom kalibracije → ravnoteža tijekom mjerenja nepoznatih uzoraka

4 − termodinamički sustav − skup objekata koji čine cjelinu, a koji se nalaze pri određenim uvjetima
→ sustavi mogu biti: otvoreni, zatvoreni ili izolirani:

5 Prvi zakon termodinamike – zakon o sačuvanju energije:
“Energija može biti pretvorena iz jednog oblika u drugi, ali ne može biti stvorena iz ničega niti uništena.” – osnovu ovoga zakona čine – toplina i rad

6 TOPLINA → prijelaz energije između dvaju tijela koja su na različitim temperaturama

7 – sustav može vršiti rad na račun svoje unutarnje energije, i obrnuto
– različiti tipovi rada: • mehanički rad W = F · Δs • rad ekspanzije plina W = p · ΔV • električki rad W = E · ΔQ • površinski rad W = γ · ΔA 7

8 → sustav gubi energiju u obliku rada
8

9 → povećanje unutarnje energije sustava: a) vršenjem rada nad sustavom b) dovođenjem topline u sustav
9

10 Esvemir = Esustav + Eokolina ΔEsvemir = ΔEsustav + ΔEokolina
– zakon o očuvanju energije Esvemir = Esustav + Eokolina ΔEsvemir = ΔEsustav + ΔEokolina (ΔEsvemir = 0) ΔEsustav = – ΔEokolina

11 → u kemiji se uobičajeno promatra Esustava:
Euk.sustav = (Ekin + Epot) + U Euk.sustav = U → unutarnja energija ΔU = U2 – U1 = 0

12 ΔU = U2 – U1 ΔU = Q + W ΔU = Qp – pΔV U2 – U1 = Qp – p(V2 –V1) Qp = (U2 + pV2) – (U1 + pV1) ΔH = H2 – H1 Qp = ΔH Qp = H – H1

13 a A + b B → c C + d D − ENTALPIJA REAKCIJE − toplina koja se razmijeni
između sustava i okoline prilikom prijelaza R → P, pri konstantnim p i T a A + b B → c C + d D → − standardna entalpija stvaranja 13

14

15 − termokemijska jednadžba:
15

16 – standardne entalpije stvaranja

17 Izračunaj standardnu reakcijsku entalpiju (ΔrH°) izgaranja etanola,
koristeći odgovarajuće tablične vrijednosti standardnih entalpija stvaranja, pri 25 °C.

18

19 Entalpijski dijagrami za neku općenitu reakciju R→P ; P→R
Osnovni zakoni termokemije – Lavoisier-Laplace-ov zakon (1780. g.): „Energija koja prati neku promjenu jednaka je po iznosu i suprotna po predznaku energije koja prati suprotan proces” Entalpijski dijagrami za neku općenitu reakciju R→P ; P→R

20 – Hess-ov zakon (1840. g.): „Entalpija nekog procesa neovisna je o činjenici zbiva li se taj proces u jednom koraku ili više njih.”  entalpija nekog procesa je zbroj vrijednosti entalpijâ procesâ na koje dani proces može biti rastavljen

21 HESSOV ZAKON

22 ENTALPIJA KEMIJSKE VEZE
→ entalpija kemijske veze ≠ energija kemijske veze → (prosječna) entalpija kemijske veze ≠ entalpija disocijacije veze N2(g) → 2 N(g) ΔrHº = 941,4 kJ mol−1 HCl(g) → H(g) + Cl(g) ΔrHº = 430,9 kJ mol−1 H2O(g) → H(g) + OH(g) ΔrHº = 502 kJ mol−1 OH(g) → H(g) + O(g) ΔrHº = 427 kJ mol−1

23 – prosječne entalpije kemijskih veza

24

25 Procijenite standardnu entalpiju sagorijevanja etanola (ΔcH°) za izgaranje etanola, uz upotrebu vrijednosti entalpijâ kemijskih vezâ, pri 25 °C.

26 Drugi zakon termodinamike: “Entropija svemira teži k povećanju.”
− entropija – mjera za nered sustava − neuređenost sustava – pokretačka snaga spontanosti procesa

27 − termodinamička definicija entropije:
≥ 0

28 Treći zakon termodinamike:
“Entropija savršenog kristala pri temperaturi T=0 K jednaka je nuli.”  apsolutne vrijednosti entropije tvari

29

30 Izračunaj prirast standardne entropije(ΔrS°) reakcije sagorijevanja etanola,
koristeći odgovarajuće tablične vrijednosti molarnih entropija, pri 25 °C.

31 H − T∙S = G → Gibbsova energija

32 ΔG < 0 … proces je spontan (egzergoničan)
ΔG > 0 … proces nije spontan (endergoničan) ΔG = 0 … proces je u ravnoteži

33

34

35 Je li reakcija sagorijevanja etanola,
pri 298 K, spontana?

36 Agregacijska stanja → potpuna nesređenost strukture
→ stlačivost → poprima oblik posude i zauzima cijeli volumen → sređenost strukture → nestlačivost → stalnost oblika → sređenost strukture ograničenog dosega → zanemariva stlačivost → poprima oblik posude

37 − agregatno stanje ≠ faza
→ FAZA – homogeni dio sustava koji je u kontaktu s ostalim dijelovima sustava, ali odijeljen od njih jasno definiranim granicama – u krutom agregacijskom stanju – neke tvari postoje u više faza (npr. -Fe, -Fe, -Fe, i sl.)

38 Fazni dijagram → prikazuje uvjete (p, T) pri kojima su pojedine faze neke tvari termodinamički najstabilnije – za čiste tvari i smjese – izrada faznog dijagrama – dugotrajan i skup postupak  načinjeni samo za mali broj sustava

39 Fazni dijagrami jednokomponentnih sustava
(i) p,V,T-dijagram stanja za slučaj v(s)<v(l) (ii) p,V,T-dijagram stanja za slučaj v(s)>v(l) → v – specifični volumen

40

41 (i) p,T-dijagram stanja za slučaj v(s)<v(l)
(ii) p,T-dijagram stanja za slučaj v(s)>v(l)

42 (i) p,V-dijagram stanja za slučaj v(s)<v(l)
(ii) p,V-dijagram stanja za slučaj v(s)>v(l)

43 (i) p,V,T-dijagram stanja vode (ii) p,T-dijagram stanja vode
Fazni dijagram vode (i) p,V,T-dijagram stanja vode (ii) p,T-dijagram stanja vode

44 Gibbsovo pravilo faza: F = C − P + 2,
gdje je: – F – broj stupnjeva slobode (engl. freedom), tj. broj intenzivnih varijabli (p, t, sastav) koje mogu biti neovisno promijenjene bez promjena broja faza u sustavu – C – broj komponenata (engl. component) – P – broj faza (engl. phase)