ΣΥΚΟΥΔΗ  ΚΩΝΣΤΑΝΤΙΝΑ   Σελίδα  1  

ΚΕΦΑΛΑΙΟ 2ο «ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑ» 2.1

ü Μεταβολή ενέργειας κατά τις χηµικές µεταβολές ü Ενδόθερµες – εξώθερµες αντιδράσεις ü Θερµότητα αντίδρασης – ενθαλπία

Η χηµική ενέργεια είναι συνδυασµός Νόµος Lavoisier « Στις χηµικές αντιδράσεις η µάζα διατηρείται σταθερή »

Νόµος Διατήρησης « Στις χηµικές αντιδράσεις η ενέργεια διατηρείται σταθερή »

Σύστηµα είναι ο χώρος που γίνεται η αντίδραση.

Οτιδήποτε άλλος εκτός αυτού ονοµάζεται περιβάλλον

.

Χηµική θερµοδυναµική είναι ο κλάδος της χηµείας που µελετά όλες αυτές τις ενεργειακές µετατροπές που συνοδεύουν µία χηµική µεταβολή (αντίδραση). Εξώθερµες αντιδράσεις είναι οι αντιδράσεις που απελευθερώνουν ενέργεια µε τη µορφή θερµότητας στο περιβάλλον. Ενδόθερµες αντιδράσεις είναι οι αντιδράσεις που απορροφούν ενέργεια από το περιβάλλον τους. Θερµότητα είναι η ενέργεια που µεταφέρεται από ένα σύστηµα σ’ ένα άλλο λόγω διαφοράς θερµοκρασίας. 1KJ = 103J 1kcal = 103cal 1kcal = 4,184 kJ ΔΗ à Μεταβολή ενθαλπίας

Κινητικής ενέργειας

Δυναµικής ενέργειας

ενέργεια

ενέργεια

Θερµοκρασία είναι το µέτρο κίνησης των δοµικών µονάδων της ύλης π.χ. των µορίων.

                                                                       ΣΥΚΟΥΔΗ  ΚΩΝΣΤΑΝΤΙΝΑ   Σελίδα  2  

Η Μεταβολή της ενθαλπίας ΔΗ ισούται µε το απορροφούµενο ή το εκλυόµενο ποσό θερµότητας q, εφόσον η αντίδραση πραγµατοποιείται υπό σταθερή πίεση.

ΔΗ= Ητελ – Ηαρχ > 0 ΔΗ= Ητελ – Ηαρχ < 0

Ενθαλπία - Η à Είναι µία καταστατική ιδιότητα. Καταστατική ιδιότητα ενός συστήµατος είναι το µέγεθος εκείνο που εξαρτάται από την ποσότητα και τις συνθήκες στις οποίες βρίσκεται το σύστηµα και όχι από τον τρόπο µε τον οποίο το σύστηµα έφτασε στην κατάσταση αυτή.

ΠΡΟΣΟΧΗ : Η ενθαλπία δεν είναι θερµότητα. Ένα σώµα έχει ενθαλπία, αλλά όχι θερµότητα. Θερµότητα δίνει ή παίρνει ένα σώµα µε αποτέλεσµα να αλλάζει η ενθαλπία του.

Παράγοντες από τους οποίους εξαρτάται η ενθαλπία αντίδρασης 1. Φύση των αντιδρώντων Κατά τον σχηµατισµό του κρυσταλλικού πλέγµατος ενός στοιχείου, τα άτοµα διατάσσονται µε τέτοιο τρόπο, ώστε να σχηµατίζουν συγκεκριµένες στερεοχηµικές δοµές. Είναι δυνατό το ίδιο στοιχείο, ανάλογα µε τις συνθήκες, να υπάρχει σε περισσότερες από µία µορφές οι οποίες ονοµάζονται αλλοτροπικές µορφές. π.χ. άνθρακας à 2 αλλοτροπικές µορφές π.χ. θείο à 2 αλλοτροπικές µορφές π.χ. φώσφορος à 3 αλλοτροπικές µορφές

Στο διαµάντι τα άτοµα του άνθρακα σχηµατίζουν τετραεδρικές δοµές

Στο γραφίτη τα άτοµα του άνθρακα σχηµατίζουν κανονικά εξάγωνα

ροµβικό

µονοκλίνές

λευκός

µαύρος

ερυθρός

                                                                       ΣΥΚΟΥΔΗ  ΚΩΝΣΤΑΝΤΙΝΑ   Σελίδα  3  

2. Από την φυσική κατάσταση των αντιδρώντων και προϊόντων Η αντιδρώντα g: αέριο (gas) Η2(g) + ½ O2 l : υγρό (liquid) s: στερεό (solid) ΔΗ1 ΔΗ2 ΔΗ3 aq : υδατικό διάλυµα (aqueous solution) H2O(g) προϊόντα H2O(l) H2O(s) Εξέλιξη αντίδρασης ΔΗ1 < ΔΗ2 < ΔΗ3 3. Από τις συνθήκες πίεσης και θερµοκρασίας . Πρότυπη κατάσταση µιας ουσίας (στοιχείου ή ένωσης) είναι η πιο σταθερή µορφή της σε

θερµοκρασία 25°C πίεση 1 atm

και για διαλύµατα συγκέντρωση c= 1 M

Πρότυπες συνθήκες πίεσης και θερµοκρασίας (STP)

πίεση 1 atm θερµοκρασία 0°C γραµµοµοριακός όγκος (Vm=22,4 L/mol)

Πρότυπη Ενθαλπία αντίδρασης (ΔΗ°) : είναι η µεταβολή ενθαλπίας µιας αντίδρασης σε πρότυπη κατάσταση. Όταν η ενθαλπία µιας αντίδρασης αναφέρεται σε ορισµένη θερµοκρασία θ°C δεν σηµαίνει ότι η θερµοκρασία παραµένει σταθερή κατά τη διάρκεια της αντίδρασης στους θ°C, αλλά ότι τόσο τα αντιδρώντα όσο και τα προϊόντα λαµβάνονται στην ίδια θερµοκρασία θ°C. & Πρότυπη ενθαλπία σχηµατισµού (ΔΗ°f ) (f:από το formation= σχηµατισµός) : είναι η µεταβολή της ενθαλπίας κατά τον σχηµατισµό 1mol µιας ένωσης από τα συστατικά της στοιχεία, σε πρότυπη κατάσταση. π.χ C(γραφίτης) + Ο2 à CO2 ΔΗ°f = -92kJ Η πρότυπη ενθαλπία σχηµατισµού ενός στοιχείου όταν βρίσκεται στη σταθερότερη µορφή του θεωρείται ίση µε µηδέν. ΔΗ°f(στοιχείου) = 0 Παραδείγµατα

2

°f (H )ΔH =0 ,

2

°f (N )ΔH =0, °

f (Na)ΔH =0

Για τον άνθρακα °f (γραφίτης)ΔH =0 ενώ °

f (διαµάντι)ΔH 0≠

                                                                       ΣΥΚΟΥΔΗ  ΚΩΝΣΤΑΝΤΙΝΑ   Σελίδα  4  

αΑ + βΒ à γΓ + δΔ ΔΗ°

( ) ( )

° °f (προϊόντων) f (αντιδρώντων)

° ° ° °f (Γ) f (Δ) f (Α) f (Β)

ΔΗ =ΣΔH -ΣΔH =0

ή

ΔΗ = γΔH ΔH ΔH ΔHδ α

°

° + − +

παράδειγµα: Έστω η αντίδραση 2(g) 2 3(g)2SO +O 2SO→

3 2

° °f (SΟ ) f (SΟ )ΔΗ =2ΔH -2ΔΗ°

( Άρα ο γραφίτης είναι η πιο σταθερή µορφή του άνθρακα)

Για το οξυγόνο 2

°f (Ο )ΔH =0 , ενώ

3

°f (Ο )ΔH 0≠

(Άρα το Ο2 είναι σταθερότερη µορφή από το Ο3(όζον)

Γενικά όσο πιο µικρή τιµή αλγεβρικά έχει η ΔΗ°f µιας ένωσης, τόσο πιο σταθερή θεωρείται η ένωση σε σχέση µε τα στοιχεία της.

& Πρότυπη ενθαλπία καύσης (ΔΗ°c ) (c: από το combustion=καύση) µιας ουσίας ονοµάζεται η µεταβολή ενθαλπίας κατά την πλήρη καύση 1 Mol της ουσίας (στοιχείου ή ένωσης) σε πρότυπη κατάσταση.

π.χ. 2(g) 2(g) 2 (g)1+ O2

Η →Η Ο ΔΗc= - 286kJ

& Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης (ΔΗ°n ) (n: από το neutralization=εξουδετέρωση) ονοµάζεται η µεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη εξουδετέρωση 1 mol ιόντων Η+ ενός οξέος από µία βάση ή 1 mol ιόντων ΟΗ- µιας βάσης από ένα οξύ, σε αραιό υδατικό διάλυµα σε πρότυπη κατάσταση

°fΔH >0θετικέ τιµές àενδόθερµες αντιδράσεις

Ενθαλπίες σχηµατισµού °

fΔH <0αρνητικές τιµές à εξώθερµες αντιδράσεις

Η ενθαλπία καύσης παίρνει πάντοτε αρνητικές τιµές (ΔΗc<0), επειδή η καύση είναι µια αντίδραση που ελευθερώνει θερµότητα (εξώθερµη)

Η ενθαλπία εξουδετέρωσης παίρνει πάντοτε αρνητικές τιµές (ΔΗn<0), επειδή η εξουδετέρωση είναι µια αντίδραση που ελευθερώνει θερµότητα (εξώθερµη)

                                                                       ΣΥΚΟΥΔΗ  ΚΩΝΣΤΑΝΤΙΝΑ   Σελίδα  5  

Εξουδετέρωση ισχυρού οξέος µε ισχυρή βάση Εξουδετέρωση στην οποία συµµετέχει ασθενές οξύ ή ασθενής βάση Ισχυροί ηλεκτρολύτες Ασθενείς ηλεκτρολύτες Οξέα HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4 τα υπόλοιπα οξέα (HCN, HF, RCOOH, ….) Βάσεις Τα ευδιάλυτα υδροξείδια

NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2

NH3

2.2

ü Θερµιδόµετρα- Νόµοι θερµοχηµείας Θερµιδόµετρα : ειδικές συσκευές στις οποίες γίνεται η µέτρηση της θερµότητας που εκλύεται ή απορροφάται σε µια χηµική αντίδραση. Εξίσωση θερµιδοµετρίας : q= m � c � ΔΤ

m � c : η θερµοχωρητικότητα της ουσίας (π.χ. νερό), εκφρασµένη συνήθως σε J/grad ή cal/grad c : η ειδική θερµοχωρητικότητα της ουσίας (π.χ. νερό), εκφρασµένη συνήθως σε J/grad ή cal/grad ΔΤ : η µεταβολή της θερµοκρασίας σε °C ή Κ.

Κατά την εξουδετέρωση ισχυρού οξέος µε ισχυρή βάση η πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης έχει περίπου σταθερή τιµή (ΔΗn=-57,1kJ/mol), ανεξάρτητα από το είδος του οξέος ή της βάσης. Αυτό συµβαίνει γιατί τα ισχυρά οξέα και οι ισχυρές βάσεις ιοντίζονται (ή διίστανται) πλήρως σε ιόντα, οπότε κατά την εξουδετέρωσή τους πραγµατοποιείται ουσιαστικά η αντίδραση Η+

(aq) + ΟΗ-(aq) àΗ2Ο(l)

Κατά την εξουδετέρωση ασθενούς οξέος µε ισχυρή βάση ή ασθενούς βάσης µε ισχυρό οξύ η πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης είναι µικρότερη (κατά απόλυτη τιµή) σε σχέση µε την εξουδετέρωση ισχυρού οξέος µε ισχυρή βάση. Αυτό συµβαίνει γιατί ένα µέρος από την ενέργεια που απελευθερώνεται δαπανάται γα τον ιοντισµό του ασθενούς ηλεκτρολύτη, που είναι ενδόθερµη αντίδραση.

                                                                       ΣΥΚΟΥΔΗ  ΚΩΝΣΤΑΝΤΙΝΑ   Σελίδα  6  

ΠΡΟΣΟΧΗ!!! Αν το θερµιδόµετρο έχει θερµοχωρητικότητα, τότε η εξίσωση της θερµιδοµετρίας γίνεται q= (m � c + C) � ΔΤ όπου C à η θερµοχωρητικότητα του οργάνου

Ειδική θερµοχωρητικότητα µιας ουσίας είναι η θερµότητα που απαιτείται για να αυξηθεί η θερµοκρασία 1g της ουσίας κατά 1°C.

Νόµοι Θερµοχηµείας

Νόµος (ή αρχή) Lavoisier-Laplace : Το ποσό της θερµότητας που εκλύεται ή απορροφάται κατά τη σύνθεση 1 mol µιας χηµικής ένωσης από τα συστατικά της στοιχεία είναι ίσο µε το ποσό της θερµότητας, το οποίο απορροφάται ή εκλύεται κατά τη διάσπαση 1 mol της ίδιας χηµικής ένωσης στα συστατικά της στοιχεία. Με άλλα λόγια, Αν κατά το σχηµατισµό 1 mol µιας ουσίας παρατηρείται µεταβολή ενθαλπίας ΔΗ1, κατά τη διάσπαση 1 mol της ίδιας ουσίας στα στοιχεία της παρατηρείται ΔΗ2 = -ΔΗ1. C(s) + Ο2(g) à CΟ2(g) ΔΗ°1 = -393,5 kJ CΟ2(g) à C(s) + Ο2(g) ΔH°2 = +393,5 kJ

Νόµος του Hess Το ποσό της θερµότητας που εκλύεται ή απορροφάται σε µία χηµική αντίδραση είναι το ίδιο, είτε η αντίδραση πραγµατοποιείται σε ένα είτε σε περισσότερα στάδια. παράδειγµα: C(γραφίτης) + Ο2(g) à CΟ2(g) ΔH = -393,5 kJ Μπορεί να πραγµατοποιηθεί και σε δύο στάδια: C(γραφίτης) + ½ Ο2(g) à CO(g) ΔΗ1 = -110,5 kJ CO(g) + ½Ο2(g) à CΟ2(g) ΔH2 = -283,0 kJ Γενίκευση του νόµου του Hess αποτελεί το αξίωµα της αρχικής και τελικής κατάστασης : Το ποσό της θερµότητας, που εκλύεται ή απορροφάται κατά τη µετάβαση ενός χηµικού συστήµατος από µια καθορισµένη αρχική σε µια επίσης καθορισµένη τελική κατάσταση, είναι ανεξάρτητο από τα ενδιάµεσα στάδια, µε τα οποία µπορεί να πραγµατοποιηθεί η µεταβολή.

ΔΗ= ΔΗ1 + ΔΗ2