Skúma tepelné efekty chemických reakcií a fázových premien

Παρουσίαση με θέμα: "Skúma tepelné efekty chemických reakcií a fázových premien"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 Skúma tepelné efekty chemických reakcií a fázových premien
Termochémia Skúma tepelné efekty chemických reakcií a fázových premien

2 Termochemické zákony Lavoisierov-Laplaceov Hessov Kirchhoffov

3 Termochémia Exotermické a endothermické pochody
Endothermický : spotrebuje teplo. Endotermický pochod v izolovaneju sústave prebieha tak, že sa sústava ochladzuje. Exotermický: teplo sa vyvíja Exotermické reakcie v otvorených sústavách ohrievajú okolie.

4 Procesy so zmenou entalpie
Fyzikálne premeny Chemické premeny Fázový prechod Chemická reakcia Premena atómov Premena molekúl

5 Fázová premena Fáza látka, ktorá má rovnaké chemické zloženie a fyzikálne vlastnosti v celom objeme tuhá fáza (s): môže byť jedna alebo viac foriem plyná fáza (g): žiadna látka nemá viac ako jednu plynnú fázu kvapalná fáza(l): Iba hélium má viac ako jednu kvapalú fázu .

6 Fázová premena (s) (l) topenie (alebo tavenie) a tuhnutie
Fázová premena je premena jednej fázy látky na inú fázu topenie (alebo tavenie) a tuhnutie (s) (l) vyparovanie kvapaliny a kondenzácia (l) (g) sublimácia a kondenzácia pár (s) (g)

7 Entalpia reakcie, ΔH Stavová funkcia: závisí iba od začiatočného a konečného stavu sústavy a nie od spôsobu uskutočnenia zmeny stavu sústavy.

8 Endo a exo reakcie Endotermická reakcia: Enthalpia reakcie, Δ H >0.
Teplo sa prenáša z okolia na sústavu pri konštantnom tlaku. Exotermická reakcia: Entalpia reakcie Δ H <0. Teplo sa prenáša zo sústavy do okolia pri konštantnom tlaku.

9 Lavoisierov-Laplaceov zákon
Zmena entalpie priamej a spätnej reakcie je rovnaká, ale má odlišné znamienko 2H2 (g) + O2 (g) =2H2O (g) ΔH = -88 kJ 2H2O (g) = 2H2 (g) + O2 (g) ΔH = +88 kJ

10 Lavoisier-Laplaceov zákon Fázové premeny
H2O(l)  H2O(g) Hvyp = +44 kJ H2O(g)  H2O(l) Hkond = -44 kJ priama = -spätná H2O(s)  H2O(l) Htop.= kJ H2O(l)  H2O(s) Htuh. = kJ

11 Hessov zákon Hessov zákon:ak sa reakcia uskutočňuje v niekoľkých etapách je H reakcie súčtom H každej jednotlivej etapy.. Napríklad: CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) H = -802 kJ 2H2O(g)  2H2O(l) H= kJ CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) H = -890 kJ

12 Hessov zákon – Fázové premeny
sub = top + vyp

13 Hessov zákon Príklad: Vypočítajte entalpiu sublimácie ľadu pri 0℃ z entalpie topenia pri 0℃ (6.01 kJ/mo a entalpie vyparovaia vody pri 0℃ (45.07 kJ/mol). Výsledok: 51.08 kJ/mol

14 Hessov zákon C(s) + ½ O2(g)  CO(g)ΔH = -110.5 kJ
CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g) ΔH = kJ __________________________________ C(s) + O2 (g)  CO2 (g) ΔH = kJ

15 Hessov zákon

16 Štandardná zlučovacia entalpia
Ak vzniká jeden mol zlučeniny z prvkov, ktoré ju tvoria, nazýva sa zmena entalpie reakcie zlučovacia entalpia H zluč. Štandardný stav: Najstabilnejšia forma látky (prvku alebo zlúčeniny) pri tlaku Pa a teplote 25 ºC (298 K). Štandardá enthalpia, H 0, je zmena entalpie nameraná vtedy keď je všetko vo svojom štandardnom stave. Štandardná zlučovacia entalpia H 0 zluč. : zmena entalpie reakcie, v ktorej vzniká jeden mol zlučeniny z prvkov v štandardnom stave.

17 Štandardná zlučovacia entalpia

18 Štandardná zlučovacia entalpia
Ak existuje viac ako jedna forma látky v štandardnom stave, používa sa stabilnejšia z nich. Štandardná zlučovacia entalpia najstabilnejšej formy prvku sa rovná nule.

19 Štandardné zlučovacie entalpie
Látka ozluč (kJ/mol) CdO , 3 C ( s , g r a f i t ) O(g) 247.5 O2(g) N 2 ( g )

20 Entalpia reakcie Pomocou štandardných zlučovacích entalpií vypočítajte zmenu štandardnej entalpie chemickej reakcie Poznámka: n & m sú stechiometrické koeficienty

21 Štandardná mólová spaľovacia entalpia
Teplo, ktoré sa uvoľní ak sa jeden mól látky spáli v kyslíku pri štandardných podmienkach (298K a Pa) Označuje sa ∆Hospaľ.

22 Štandardná zlučovacia entalpia
Ktoré z týchto reakcií majú zmenu štandardnej entalpie rovnú štandardnej zlučovacej entalpii ∆Hozluč a ktoré štandardnej spaľovacej entalpii? C + 1/2 O2 --> CO CO + 1/2 O2 --> CO2 CH3OH + 3/2 O2 --> CO H2O 8 C + 9H2 --> C8H18 CH O2 --> CO H2O FeCl /2Cl2--> FeCl3 S + O2 --> SO2

23 Kirchhoffov zákon dΔH/dT = Σ Δ Cp T2 ΔHT2 = ΔHT1 +∫ Σ Δ CpdT T1