termohemijske reakcije
TRANSCRIPT
ENERGETSKE PROMENE PRI HEMIJSKIM REAKCIJAMA
TERMOHEMIJA
Oblast hemije koja se bavi energetskim promjenama kod
hemijskih reakcija naziva se hemijskom termodinamikom
• Stanje sistema u hemiji definiše se sljedećim veličinama:
- sastav i koncentracija,
-temperatura (T),
- pritisak (p) i
- zapremina (V) sistema
Ove veličine se nazivaju funkcijama stanja.
Sa stanovišta hemijske termodinamike potrebno je
poznavati i termodinamičke funkcije stanja kao što su:
-unutrašnja energija (U),
- entalpija (H),
- entropija (S) i
-Gibsova energija (G).
Funkcije stanja su one funkcije:
- čija vrijednost zavisi samo od trenutnog stanja sistema
- a ne zavisi od načina na koji se do tog stanja došlo
Osim termodimačkih funkcija stanja u hemijskoj termodinamici
veoma često se koriste i pojmovi sistem i okolina.
- Sistem čini supstanca ili supstance čije se promjene
sadržaja energije proučavaju,
- a sve van njega predstavlja okolinu.
Kada se reakcija odigrava pri:
- P = 101325 Pa i T = 298 K (25 C)
- imamo tzv. standardne uslove
- tada se veličine sistema obilježavaju npr.: H⊖298 ili H⊖
Ako se pri hemijskoj reakciji (ili fizičkoj promjeni) toplota
spontano izdvaja iz sistema i predaje okolini, proces je
egzoterman.
Obrnuto, ako sistem troši energiju iz okoline proces je
endoterman.
Hemijska jednačina u kojoj su :
- naznačena i agregatna stanja reaktanata i proizvoda i
- promjena energije (toplote)
=> naziva se termohemijska jednačina.
Pri tome za pojedina agregatna stanja koriste se sljedeće
oznake:
s – čvrsto, l – tečno, g – gasovito,
c – kristalno, aq – vodeni rastvor
Unutrašnja energija
• Energetska promjena prilikom odigravanja hemijske reakcije
nastaje usljed promjene nutrašnje energije sistema.
Unutrašnja energija potiče od:
- energije kretanja molekula,
- međudejstva jezgara i e- u atomima, molekulima i kristalima,
- unutrašnje energije jezgara i
- kinetičke energije sistema u cjelini
Unutrašnja energija (U) je funkcija stanja sistema
koja obuhvata sve moguće oblike energije:
- kinetičku i potencijalnu energiju jezgara i elektrona
- kretanja molekula – translacoino, rotaciono , vibraciono
gde je: q – toplota koju sistem prima (q>0) ili odaje (q<0) i
w – rad koji se vrši na sistemu (w>0) ili koji sistem vrši (w<0)
Npr. Ako se gasu koji se nalazi u cilindru sa klipom:
dovodi toplota, on se zagrijava pa raste njegova U te
dolazi do njegovog širenja, tj. vrši se rad nasuprot silama
koje djeluju iz okoline koji je jednak:
w = p V
Zato se ne može odrediti apsolutna vrijednost unutrašnje
energije već samo njena promjena ( U)
U se definiše prvim zakonom termodinamike:
U = q – w
Pri konstantnoj V toplota koju sistem primi ili oda jednaka je
promjeni unutrašnje energije
pošto je: w = p V = 0 => qV = U
Najčešće se hemijske r. odigravaju pri konstantnom P –
izobarski procesi pa će razmjenjena toplota qp iznositi:
qp = U + w qp = U + p V
ili pri prelasku iz stanja 1 u stanje 2:
qp = (U2 – U1) + p(V2 – V1) qp = (U2 + pV2) – (U1 + pV1)
Izraz (U + pV) predstavlja termodinamičku veličinu stanja koja
se zove entalpija i obilježava se sa H.
Prethodna jednačina se može napisati kao:
qp = H
Sistem razmjenjuje E sa okolinom na dva načina :
1. kao toplotu i
2. kao rad
Rad je proizvod sile (protiv koje se kreće objekat) i dužine puta
kojim se objekat kreće
w = F × l
Toplota je energija koja je prešla sa toplijeg na hladnije tjelo
“Energija je sposobnost da se vrši rad ili prenosi toplota”
Otvoren sistem - izmenjuje i materiju i energiju (toplota i rad)
sa okolinom
Zatvoren sistem – izmenjuje samo energiju (toplota i rad) sa
okolinom
Izolovan sistem – ne izmenjuje ništa sa okolinom
Kada se toplota hemijske reakcije računa na jediničnu
količinu bilo kojeg od reaktanata ili proizvoda reakcije dobija
se toplota hemijske reakcije ili standardna promjena entalpije
hemijske reakcije ( rH⊖ - izražava se u J/mol ili kJ/mol)
Ako je: rH⊖ < 0 – egzotermna reakcija i
rH⊖ > 0 – endotermna reakcija
Količina toplote koja se utroši ili oslobodi pri nastajanju jednog
mola jedinjenja u gasovitom stanju od hemijskih elemenata na
standardnom pritisku predstavlja:
standar. promjenu entalpije stvaranja jedinjenja ( fH⊖)
Usvojeno je da su fH⊖(elementarne supstance) = 0
Za hemijsku jednačinu napisanu u opštem obliku:
A A + B B = C C + D D
imamo da je: rH = i fHi,
odnosno : rH = i fHi (proizvodi) - i fHi (reaktanti)
Primjer: izračunavanja ∆rH reakcije pomoću standardnih
entalpija nastajanja
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l)
Iz tabele nalazimo da je:
∆f HoC3H8(g) = -103,85 kJ/mol
∆f Hof O2(g) = 0 kJ/mol–za supst. u elementarnom stanju
∆f Ho CO2(g) = -393,5 kJ/mol
∆f HoH2O(l) = -285,8 kJ/mol
∆rHo(reakcije)= [3 x ∆f Ho (CO2) + 4 x ∆f Ho(H2O)] - [∆f Ho (C3H8) +5∆f Ho(O2) ]
= 3 x (-393,5 kJ) + 4 x (-285,8 kJ) – (-103,85 kJ)
= -2220 kJ
ZAKONI
1. Lavoazije – Laplasov zakon:
“Pri razlaganju složene supstance u prostu troši se (ili oslobađa)
onoliko toplote koliko je bilo oslobođeni (ili utrošeno) pri njenom
nastajanju iz prostih supstanci.”
Npr. Pri nastajanju 1mola CO2 oslobodi se 393,3 kJ
Pri razlaganju 1 mola CO2 do C i O2 utroši se 393,3 kJ
ILI
egzoterman
proces
endoterman
proces
CO2(g)
C(s), O2(g)
ΔE< OΔE> O
2.Hesov zakon (1840)
“Toplotni efekat neke hemijske reakcije zavisi od početnog i krajnjeg
stanja, a nezavisi od puta kojim se ta rekcija vodi”.
Entalpija neke složene reakcije jednaka je:
rH (složena reakcija) = rH (pojedinačna reakcija)
1) C (s) + 1/2 O2(g) → CO(g) ∆ H1
2) CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2 (g) ∆ H2
------------------------------------------------------------------
C(s) + O2 (g) + CO(g) → CO2 (g) + CO(g) ∆ H3 = ∆ H1 + ∆ H2
ILI “Ako se reakcija odigrava u nizu koraka, ∆H reakcije će
biti jednaka zbiru promjena entalpija svih koraka”
Vžno je znati da je entalpija - H:
1. ekstenzivna veličina tj. zavisi od količine uzorka (veličine sist.)
Termohemijska reakcija:
1) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ∆H= -483,6 kJ
će važiti kada:
2 mola (4g) vodonika reaguju sa
1 molom (32g)kiseonika pri čemu nastaje
2 mola (36g) vode
2) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) onda je ∆H= -241,8 kJ
2. promjena entalpije povratne reakcije ima istu brojnu vrijednost
samo različiti znak od promjene entalpije povratne reakcije
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ∆H= - 483,6 kJ
2H2O(g) → 2H2(g) + O2(g) ∆H= + 483,6 kJ
3. U termohemijskim jednačinama obavezno se označavaju
agregatno stanje proizvoda i reaktanta :
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ∆H= -483,6 kJ
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H= -571,6 kJ
2H2O(l) → 2H2O(g) ∆H= +88 kJ
Egzoterman
proces
Endoterman
proces
2H2O(l)
2H2(g)+O2(g
Entropija Promjenom agregatnog stanja dolazi do povećanja
neuređenosti sistema (npr. led-voda-para).
Mjera neuređenosti sistema je termodinamička funkcija -
zove se entropija (S) koja zavisi (kao i entalpija) od
- temperature i
pritiska.
Vrijednost standardne entropije za čiste supstance moguće
je odrediti na bilo kojoj temperaturi
Na temperaturi apsolutne nule (0 K) sistem bi se nalazilo u
savršenom poretku, a to znači da bi entropija bila nula ( S = 0)
Entropija jednog mola supstance pri standardnom
pritisku naziva se standardnom molarnom entropijom
(ili standardnom entropijom) i izražava se u J/mol.
Standarde molarne entropije - So
- za elemente nisu jednake nuli
- kod gasova su veće nego tečnosti i čvrstih tela
- povećavaju se sa povećanjem molarne mase
- povaćavaju se sa povećanjem broja atoma u molekuli
Entropija je funkcija stanja i mjera neuređenosti sistema
Što je sistem neuređeniji – entropija će mu biti veća
Do izrazitog porasta entropije dolazi:
-pri promjeni agregatnog stanja (npr. iz čvrstog u tečno ili gasovito),
-pri rastvaranju čvrste supstance u rastvaraču i
- kada dolazi do povećanja broja čestica kao posljedice
hemijske reakcije
Promjena entropije sistema jednaka je
∆S = ∆Skonačno - ∆S početno
Za ∆S > 0 znači da je sistem na kraju neuređeniji nego na početku
Za reverzibilne procese koji se dešavaju pri T = const.
promjena entropije je data izrazom:
Za reakcije koje se odigravaju pri P = const. promjena S je:
Promena entropije hemijske reakcije data je izrazom
rS⊖ = iSi
⊖ (proizvodi) - iSi⊖ (reaktanti)
Spontanost hemijskih reakcija
Zašto se hemijske reakcije dešavaju?
Zašto reaktanti nisu srećni već moraju da reaguju?
Koji su procesi spontani?
Energija ne može biti kriterijum spontanosti procesa
Ako se energija sistema smanji poveća se energija okoline
Spontanost procesa zavisi :
- od temperature i
- mjere uređenosti sistema
Kod rastvaranje soli u vodi:
- neuređenost jona soli raste
- neuređenost H2O se smanjuje
Kada se dešava neki proces u neizolovanom sistemu tada:
- dolazi do promjene entropije i sistema i okoline
- zbir ove dvije promjene je promjena entropije univerzuma
Drugi zakon termodinamike:
“Da bi neki ireverzibilan proces bio spontan entropija
univerzuma mora rasti”
Ako je sistem izolovan tada:
- nema nikakve razmjene sa okolinom pa je ∆Sokoline = 0
- da bi proces bio spontan mora :
∆Suniverzuma > 0 odnosno ∆Ssistema > 0
Spontani procesi u neizolovanim sistemima su oni kod kojih je:
∆Suniverzuma > 0
Spontani procesi u izolovanim sistemima su oni kod kojih je.
∆ Ssistema > 0
Slobodna – Gibsova energija
Ako pomnožimo lijevu i desnu stranu gornje jednač. sa: -T biće:
Veličina : -T∆Suniverzuma u procesima koji se dešavaju pri
const. P i T zove se slobodna energija ∆G
∆G = -T∆Suniverzuma
Gibsove energije - G: koristi se kao kriterijum za ocjenu
mogućnosti spontanog odigravanja procesa
Ako je G < 0 , Suniverzuma > o (T je uvek > o ) i proces je spon.
Ako je G = 0 , reakcija se nalazi u ravnoteži
Ako je G > o , tada je Suniverzuma < 0 i proces nije spontan
Slobodna energija odigravanja reakcije se određuje izrazom:
rG = rH - T r S (J/mol odnosno kJ/mol)
- rH odnosi se na toplotnu energiju koju je sistem primio ili
oslobodio pri p = const.,
- T rS predstavlja energiju koja se izdvoji pri povećanju,
ili utroši pri smanjenju nereda u sistemu
rG je maksimalna energija koja je »slobodna« da se
izdvoji iz sistema kada on prelazi iz početnog u krajnje
stanje na temperaturi T