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;