Post on 07-Feb-2016
description
ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ
ΔΗ= qP
ΗΡ>ΗΑ
ΕΞΩΘΕΡΜΕΣ - ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ
ΔΗ= qP
Όταν V=ct
ΔU=qP=ΔΗ
ΕΣΩΤΕΡΙΚΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ - ΕΝΘΑΛΠΙΑ
Όταν P= ct
ΔH=ΔU+PΔV=qP
ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ ΔΗοf
• Eίναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά το σχηματισμό 1mol ένωσης από τα συστατικά της στοιχεία σε πρότυπη κατάσταση.
• Mπορεί να είναι θετική ή αρνητική.• Η ΔΗο
f των στοιχείων στην πιο σταθερή τους μορφή λαμβάνεται ίση με 0. πχ ΔΗοf
Ν2=0• Για να γράψουμε χημ.εξίσωση σχηματισμού, θεωρούμε ότι μία οποιαδήποτε
ένωση παράγεται από τα στοιχεία της, είτε γίνεται η αντίδραση, είτε όχι.• πχ 1/2 Η2(g) + ½ Ν2(g) +3/2 Ο2(g) ΗΝΟ3 (l) ΔΗο
f = α KJ• Εστω η χημ.εξίσωση αΑ(s) +βΒ(l)γΓ(g) + δΔ(s), (Ι) όπου
Α,Β,Γ,Δ χημικές ενώσεις. Αν γνωρίζουμε τις ΔΗοf των Α,Β,Γ,Δ υπολογίζουμε την
ΔΗο της (Ι) από τη σχέση:
• ΔΗο= ΣΔΗπρ - ΣΔΗαντ όπου: ΣΔΗπρ= γ ΔΗοf Γ + δ ΔΗο
f Δ και
ΣΔΗαντ= α ΔΗοf Α + β ΔΗο
f Β• Ακολουθoύν powerpoint εφαρμογής των ανωτέρω
O ΑΝΘΡΑΚΑΣ ΚΑΙ ΟΙ ΜΟΡΦΕΣ ΤΟΥ
Τεχνητά διαμάντια (350μm) και φουλλερίτες
∆Ho = ∆Hfo (CO2) + 2 ∆Hf
o (H2O) - {3/2 ∆Hfo (O2) + ∆Hf
o (CH3OH)} = (-393.5 kJ) + 2 (-241.8 kJ) - {0 + (-201.5 kJ)}∆Ho = -675.6 kJ
CH3OH(g) + 3/2 O2(g) --> CO2(g) + 2 H2O(g)
(-393.5 kJ) (-241.8 kJ)(-201.5 kJ)} (0 kJ)
Δίνονται χημική εξίσωση και πρότυπες ενθαλπίες σχηματισμούΝα υπολογιστεί η ΔΗο
(Ι)
)g(OH6)g(NO4)g(O5)g(NH4 223 (ΙΙ)
)9.45(4 )0(5 )3.90(4 )8.241(6
ΔΗο= 4(+90,3)KJ + 6(-241,8)Kj – 4(-45,9)KJ = -906KJ
)tstanreac(Hn)products(HmH of
of
orxn
ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΚΑΥΣΗΣ ΔΗoc
• Είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη καύση 1mol ουσίας, σε πρότυπη κατάσταση.
• Καύση λέμε κάθε οξειδοαναγωγική αντίδραση που εκπέμπει θερμότητα και φως. Συνήθως είναι αντίδραση με οξυγόνο.
• ΔΗoc<0
ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΚΑΥΣΗΣ ΔΗoc
CH4(g) + 2 O2(g) --> CO2(g) + 2H2O(l) ΔΗoc = -890 kJ
ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΕΞΟΥΔΕΤΕΡΩΣΗΣ ΔΗon
• Είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη εξουδετέρωση σε αραιό υδατικό διάλυμα 1mol Η+ από μία βάση, ή 1mol ΟΗ- από ένα οξύ σε πρότυπη κατάσταση
• Είναι η μεταβολή της ενθαλπίας όταν σε αραιό υδατικό διάλυμα σχηματιστεί 1mol Η2Ο κατά την εξουδετέρωση οξέος από βάση σε πρότυπες συνθήκες.
• ΔΗon <0
• Όταν το οξύ ή η βάση είναι ασθενείς ηλεκτρολύτες οι τιμές της ΔΗo
n είναι μικρότερες από όταν είναι ισχυροί.
H+(aq) + OH-(aq) H2O(l)
H3Ο+(aq) + OH-(aq) 2 H2O(l)
Για ισχυρά οξέα και βάσεις
-57.1-57.2-52.2-68.6
NaOHKOHNH3
NaOH
HClHClHClHF
AlkaliAcid ΔΗοn
ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΕΞΟΥΔΕΤΕΡΩΣΗΣ ΔΗon
ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑ
q = m c TΘΕΡΜΑΙΝΟΥΜΕ ΜΕΤΑΛΛΟ ΤΟ ΕΜΒΑΠΤΙΖΟΥΜΕ ΣΕ ΝΕΡΟ
q θερμότητα, m μάζα, c ειδική θερμοχωρητικότητα,
ΔΤ μεταβολή θερμοκρασίας
Η Τ ΤΟΥ ΜΕΤΑΛΛΟΥ ΑΥΞΑΝΕΤΑΙ Η Τ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ ΑΥΞΑΝΕΤΑΙ
ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑ
• q = m c T c=ειδική θερμοχωρητικότητα
• Εννοείται ότι q =qP=ΔΗ• H μέτρηση του qP γίνεται με
το θερμιδόμετρο τύπου βόμβας
• Σημ. Το τύπου βόμβας είναι σταθερού όγκου!!
Γενικά λοιπόν, q # ΔΗ!! (Η ισότητα ισχύει μόνο όταν η Ρ=σταθ. !!!!)
ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑ• qp = (m1c1 + m2c2) ΔT• m1 η μάζα του διαλύματος
• m2 η μάζα του θερμιδομέτρου
• c1 η ειδική θερμοχωρητικότητα του διαλύματος
• c2 η ειδική θερμοχωρητικότητα του θερμιδομέτρου,
• ΔT η μεταβολή της θερμοκρασίας
ΝΟΜΟΣ LAVOISIER-LAPLACEΕνθαλπία 1mol ένωσης
Ενθαλπία στοιχείων
Ενθα
λπία ΔΗ1 ΔΗ2
ΔΗ1=-ΔΗ2 LAVOISIER-LAPLACE
NOMOΣ HESS
Διαδρομή 3
1.Υπάρχουν αντιδράσεις που δεν γίνονται καθόλου, ή δε γίνονται στο εργαστήριο2.Υπάρχουν αντιδράσεις που είναι πάρα πολύ αργές.3. Υπάρχουν αντιδράσεις με ένα κάρο παραπροϊόντα
Γιατί ο Nόμος HESS;
NOMOΣ HESSΤo ποσό της θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται σε μία χημική αντίδραση είναι το ίδιο, είτε η αντίδραση πραγματοποιείται σε ένα, είτε σε περισσότερα στάδια.
NOMOΣ HESS
NOMOΣ HESS
NOMOΣ HESS
AΣΚΗΣΗΤι πληροφορίες θα σας χρειαστούν για να υπολογίσετε την πρότυπη ενθαλπία της αντίδρασης, η εξίσωση της οποίας ακολουθεί;