OSNOVI HEMIJSKE TERMODINAMIKE I TERMOHEMIJA

OSNOVI HEMIJSKE TERMODINAMIKE I TERMOHEMIJA

OSNOVI HEMIJSKE TERMODINAMIKE Hemjska termodnamka proučava promene energje (toplotn efekat) pr odgravanju hemjskh reakcja. MATERIJA ENERGIJA? Energja je dskontnualna (kvantovana)! Plankov zakon: Е = h ν; ν = c / λ; E = h c / λ h Plankova konstanta (h = 6,626 10-34 J s) paket l kvant energje nazva se foton

Energja je dskontnualna (kvantovana)! Emtovana energja Apsorbovana energja Jezgro Jezgro

Postoj prelaz mase (materje) u energju obrnuto! Ajnštajnova jednačna: Е = m c 2 c = 299 792 km s -1 300 000 km s -1 3 10 8 m s -1 I zakon termodnamke (Zakon o održanju energje) - energja se ne može unštt, nt stvort, već se razmenjuje sa okolnom: ΔE(sstema) = ΔE(okolne) E = q - w energja toplota rad sstema koju sstem koj sstem prm zvrš ΔU = ΔH - p ΔV

ΔH = ΔU + p ΔV važ za p = const. promena promena rad entalpje unutrašnje koj sstem energje zvrš nad okolnom ΔH = ΔU važ za V = const. ΔH ukupna (toplotna) energja ΔU energja atoma, molekula... ΔH = C p ΔT ; C p toplotn kapactet pr p = const. ΔU = C v ΔT ; C v toplotn kapactet pr V = const. Na prmer, za gasove: 3 2 3 2 Temperatura je merlo unutrašnje energje sstema Um = RT l U = kt T termodnamčka temperatura [K], T = t + 273

POČETNO STANJE KRAJNJE STANJE 1 ΔH = H 2 - H 1 2 Prmećujemo zagrevanje l hlađenje sstema! r ΔH s = ΔH 1 2 2 1 Hesov zakon: ΔH = (H 4 -H 3 )+(H 3 -H 2 )+(H 2 -H 1 ) ΔH = H 4 -H 1 = Σ ΔH

Očekvano moguće? Promena entalpje, ΔH, nje krterjum spontanost procesa!!! ΔG = ΔH - T ΔS Gbsova entalpja entropja (slobodna) energja ΔS = k ln w (Bolcman) ΔS merlo neuređenost sstema ΔG < 0 ΔG = 0 ΔG > 0 Termodnamka knetka su često u kolzj! ΔS Δq = T proces je spontan ravnotežno stanje proces je nemoguć bez dovođenja (utroška) energje

Uslov da neka reakcja bude (postane) spontana ΔG, ΔH, ΔS = f (T), al ne zavse mnogo ΔG = ΔH -T ΔS Ako su razlčt predznac ΔH ΔS, spontanost ne zavs od T ΔH < 0, ΔS >0 ΔG < 0 REAKCIJA UVEK SPONTANA! ΔH >0,ΔS <0 ΔG > 0 REAKCIJA NIKAD NIJE SPONTANA! Ako su st predznac ΔH ΔS, spontanost zavs od T ΔH < 0ΔS < 0, kao ΔH > 0ΔS >0???????? prmer: ΔH > 0ΔS >0 reakcja postaje moguća na všoj temperatur kada se zadovolj uslov TΔS > ΔH

TERMOHEMIJA Odgravanje hemjske reakcje uvek je praćeno energetskm promenama (toplotn efekat reakcje)!!! Hemjska reakcja: aa + bb cc + dd Termohemjska reakcja: aa(g) + bb(s) cc(l) + dd(g) Δ r H =... Δ r H - (PROMENA) ENTALPIJE REAKCIJE (toplotn efekat reakcje) stanje 1 reaktant, stanje 2 prozvod Δ r H = ν Δ f H ν Δ ( prozvod) f H (reaktant)

TOPLOTNI EFEKAT HEMIJSKE REAKCIJE (PROMENA ENTALPIJE REAKCIJE) REAKCIONI SISTEM REAKCIONI SISTEM CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(g) q reakcje < 0 (toplota se oslobađaprelaz z reakconog sstema u okolnu) Egzoterman proces 850 o C CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) q reakcje > 0 (toplota se apsorbujeprelaz z okolne u reakcon sstem) Endoterman proces

Δ f H - (PROMENA) ENTALPIJE STVARANJA JEDINJENJA: A(...) + B(...) 1 AB(...) Δ r H = Δ f H(AB) =... Δ f H - promena entalpje pr stvaranju jednog mola jednjenja z elemenata u najstablnjem oblku na standardnom prtsku defnsanoj temperatur. Standardn uslov: p = 101 325 Pa = 101,325 kpa oznaka:, o blo koja temperatura, al se najčešće nalaze podac za T = 298 K (t = 25 o C) Δ r H, Δ f H Δ f H [H 2 O(l)] = - 286 kj mol 1 Δ f H [H 2 O 2 (l)] = - 188 kj mol 1 Δ f H [NO 2 (g)] = 33,2 kj mol 1

Δ f H [H 2 (g)] = 0; Δ f H [O 2 (g)] = 0; Δ f H [C(s, graft)] = 0 (Standardne entalpje stvaranja elemenata u njhovom najstablnjem stanju jednake su nul.) (PROMENA) ENTALPIJE RAZLAGANJA JEDINJENJA AB(...) A(...) + B(...) Δ r H = -Δ f H(AB) (PROMENA) ENTALPIJE SAGOREVANJA JEDINJENJA CH 4 (g) + 2O 2 (g) 2CO 2 (g) + 2H 2 O(g) Δ r H =... CH 4 (g) + 2O 2 (g) 2CO 2 (g) + 2H 2 O(l) Δ r H 1 =... (PROMENA) ENTALPIJE RASTVARANJA JEDINJENJA H 2 O Na + Cl - (s) Na + (aq) + Cl - (aq) Δ sol H

(PROMENA) ENTALPIJE HEMIJSKE VEZE - raskdanje hemjske veze uvek je endoterman proces (potrebno je uložt energju) Promena entalpje pr raskdanju jednog mola hemjskh veza u gasovtoj supstanc (energja veze). H 2 (g) 2H(g) ΔH = 436 kj mol 1 Cl 2 (g) 2Cl(g) ΔH = 243 kj mol 1

- nastanak hemjske veze uvek je egzoterman proces (energja se oslobađa) - što je entalpja hemjske veze veća, veza je jača H(g) + Cl(g) HCl(g) ΔH = 431 kj mol 1 H(g) + F(g) HF(g) ΔH = 569 kj mol 1 UOČITI RAZLIKU IZMEĐU PROCESA STVARANJA JEDINJENJA I NASTANKA HEMIJSKE VEZE!

PRAVILA TERMOHEMIJE 1. Δ r H je proporconalna kolčn reaktanata l prozvoda 2. Δ r H ma stu apsolutnu vrednost, al suprotan predznak za suprotnu reakcju 3. Vrednost Δ r H reakcje je sta bez obzra da l se reakcja odgrava u jednom stupnju l u vše stupnjeva HESOV ZAKON Δ r H (složene reakcje) = ΣΔ r H (pojednačnh stupnjeva)

Prmer: 1) H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(l) Δ r H 1 Δ r H 1 = Δ f H (H 2 O, l) - Δ f H (H 2, g) - ½ Δ f H (O 2, g) = = Δ f H (H 2 O, l) = - 286 kj mol 1 2) 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l) Δ r H 2 Δ r H 2 = 2Δ f H (H 2 O, l) - 2Δ f H (H 2, g) - Δ f H (O 2, g) = = 2Δ f H (H 2 O, l) = 2Δ r H 1 = - 572 kj mol 1 3) 2H 2 O(l) 2H 2 (g) + O 2 (g) Δ r H 3 Δ r H 3 = - Δ r H 2 = 572 kj mol 1

4) C 3 H 8 (g) + 5O 2 (g) 3CO 2 (g) + 4H 2 O(l) Δ r H =? p r o z v o d r e a k t a n t Δ r H = 3Δ f H (CO 2,g) + 4Δ f H (H 2 O, l) [Δ f H (C 3 H 8, g) + 5Δ f H (O 2, g)] Δ r H = 3 ( 393,5) + 4 ( 285,8) ( 103,8) = 2219,9 kj mol 1

Hesov zakon se korst za zračunavanje Δ r H koje se teško ekspermentalno određuju: C(s) + ½O 2 (g) CO(g) Δ r H =? 1 C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) Δ r H 1 = 393,5 kj mol 1 + 2 2CO(g) + O 2 (g) 2CO 2 (g) Δ r H 2 = 566,0 kj mol 1 ( ½) 1 2 ½ C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) Δ r H 1 = 393,5 kj mol 1 CO 2 (g) CO(g) + ½O 2 (g) ½Δ r H 2 = ½( 566,0 kj mol 1 ) C(s) + ½O 2 (g) CO(g) Δ r H = 393,5 + 283 = 110,5 kj mol 1

Ostale termodnamčke velčne važ sto što za ΔH! Δ r G Δ = r S = ν Δ f ΔG = ΔH -TΔS Δ r G, Δ f G, Δ r S G ν S prozvod) ν Δ ( f (prozvod) ν S G (reaktant) (reaktant) Treć zakon termodnamke: T = 0 K (-273 o C) S = 0 J K -1 mol -1