Upload
hahuong
View
265
Download
5
Embed Size (px)
Citation preview
1
KEMIJSKA KEMIJSKA TERMODINAMIKATERMODINAMIKA
2
termodinamika
kemijska termodinamika
termokemija
3
Nulti zakon termodinamike:“Ako su dva sustava u termičkoj ravnoteži s nekim trećim sustavom, onda su i ta dva sustava u međusobnoj termičkoj ravnoteži.”
→ važno u termometrici– ravnoteža tijekom kalibracije → ravnoteža tijekom
mjerenja nepoznatih uzoraka
4
− termodinamički sustav − skup objekata koji čine cjelinu, a koji se nalaze pri određenim uvjetima
→ sustavi mogu biti: otvoreni, zatvoreni ili izolirani:
5
Prvi zakon termodinamike – zakon o sačuvanju energije:
“Energija može biti pretvorena iz jednog oblika u drugi, ali ne može biti stvorena iz ničega niti uništena.”
– osnovu ovoga zakona čine – toplina i rad
6
TOPLINA→ → prijelaz energije prijelaz energije između dvaju tijela koja su na između dvaju tijela koja su na
različitim temperaturamarazličitim temperaturama
7
RAD– sustav može vršiti rad na račun svoje unutarnje
energije, i obrnuto
– različiti tipovi rada:• mehanički rad W = F · Δs• rad ekspanzije plina W = p · ΔV• električki rad W = E · ΔQ• površinski rad W = γ · ΔA
8→ sustav gubi energiju u obliku rada
9
→ povećanje unutarnje energije sustava: a) vršenjem rada nad sustavom b) dovođenjem topline u sustav
10
– zakon o očuvanju energije
Esvemir = Esustav + Eokolina
ΔEsvemir = ΔEsustav + ΔEokolina
(ΔEsvemir = 0)
ΔEsustav = – ΔEokolina
11
→ u kemiji se uobičajeno promatra Esustava:
Euk.sustav = (Ekin + Epot) + U
Euk.sustav = U → unutarnja energija
ΔU = U2 – U1
= 0
12
ΔU = U2 – U1
ΔU = Q + W
ΔU = Qp – pΔV
U2 – U1 = Qp – p(V2 –V1)Qp = (U2 + pV2) – (U1 + pV1)
ΔH = H2 – H1
Qp = ΔH
Qp = H2 – H1
13
− ENTALPIJA REAKCIJE − toplina koja se razmijeni
između sustava i okoline prilikom prijelaza R → P, pri
konstantnim p i T
a a A + A + b b B B → → c c C + C + d d DDo o o
r
o o o o or
o o o o or f f f f
= (produkti) (reaktanti)
= (C) + (D) (A) + (B)
= (C) + (D) (A) + (B)
H H H
H cH dH aH bH
H c H d H a H b H
m no o o
r i f i j f ji 1 j 1
= (produkti) (reaktanti)H H H
→ − standardna entalpija stvaranjaof H
14
15
− termokemijska jednadžba:
16
– standardne entalpije stvaranja
17
Izračunaj standardnu reakcijsku entalpiju (ΔrH°) izgaranja etanola,
koristeći odgovarajuće tablične vrijednosti standardnih entalpija stvaranja, pri 25 °C.
2 5 2 2 23 2 3C H OH(l) + O(g) CO(g) + H O(l),
18
19
Osnovni zakoni termokemije– Lavoisier-Laplace-ov zakon (1780. g.):
„Energija koja prati neku promjenu jednaka je po iznosu i suprotna po predznaku energije koja prati suprotan proces”
Entalpijski dijagrami za neku općenitu reakciju R→P ; P→R
20
– Hess-ov zakon (1840. g.):
„Entalpija nekog procesa neovisna je o činjenici zbiva li se taj proces u jednom koraku ili više njih.”
entalpija nekog procesa je zbroj vrijednosti entalpijâ procesâ na koje dani proces može biti rastavljen
21
HESSOV ZAKONHESSOV ZAKON
22
ENTALPIJA KEMIJSKE VEZE→ entalpija kemijske veze ≠ energija kemijske veze→ (prosječna) entalpija kemijske veze ≠ entalpija
disocijacije veze
N2(g) → 2 N(g) ΔrHº = 941,4 kJ mol−1
HCl(g) → H(g) + Cl(g) ΔrHº = 430,9 kJ mol−1
H2O(g) → H(g) + OH(g) ΔrHº = 502 kJ mol−1
OH(g) → H(g) + O(g) ΔrHº = 427 kJ mol−1
23
– prosječne entalpije kemijskih veza
24
25
Procijenite standardnu entalpiju sagorijevanja etanola (ΔcH°) za izgaranje etanola, uz upotrebu vrijednosti entalpijâ kemijskih vezâ, pri 25 °C.
26
Drugi zakon termodinamike:“Entropija svemira teži k povećanju.”
− entropija – mjera za nered sustava− neuređenost sustava – pokretačka snaga spontanosti
procesa
rev rr Q HS S
T T
− termodinamička definicija entropije:
okoline sustavaokoline Q QS S
T T
svemir sustav okolinaS S S
≥ ≥ 00
28
Treći zakon termodinamike:“Entropija savršenog kristala pri temperaturi T=0 K jednaka je nuli.”
apsolutne vrijednosti entropije tvari
m no o o
r i , j ,i 1 j 1
= (produkti) (reaktanti)m i m jS S S
o standardna molarna entropijamS
29
30
Izračunaj prirast standardne entropije(ΔrS°) reakcije sagorijevanja etanola,
koristeći odgovarajuće tablične vrijednosti molarnih entropija, pri 25 °C.
2 5 2 2 23 2 3C H OH(l) + O(g) CO(g) + H O(l),
31
svemir sustav okolinaS S S
sustavasustava 0QS
T
sustavasustava 0HS
T
∙ (− T)
sustav sustav 0H T S
H − T∙S = G → Gibbsova energija
32
= G H T S
ΔG < 0 … proces je spontan (egzergoničan)
ΔG > 0 … proces nije spontan (endergoničan)
ΔG = 0 … proces je u ravnoteži
o o or = (produkti) (reaktanti)G G G
33
34
35
Je li reakcija sagorijevanja etanola,
pri 298 K, spontana?2 5 2 2 23 2 3C H OH(l) + O(g) CO(g) + H O(l),
AgregaAgregacijskacijska stanjastanja
36
→ sređenost strukture
→ nestlačivost
→ stalnost oblika
→ sređenost strukture ograničenog dosega
→ zanemariva stlačivost
→ poprima oblik posude
→ potpuna nesređenost strukture
→ stlačivost
→ poprima oblik posude i
zauzima cijeli volumen
− agregatno stanje ≠ faza
→ FAZA – homogeni dio sustava koji je u kontaktu s ostalim dijelovima sustava, ali odijeljen od njih jasno definiranim granicama
– u krutom agregacijskom stanju – neke tvari postoje u više faza (npr. -Fe, -Fe, -Fe, i sl.)
37
38
Fazni dijagram
→ prikazuje uvjete (p, T) pri kojima su pojedine faze neke tvari termodinamički najstabilnije
– za čiste tvari i smjese– izrada faznog dijagrama – dugotrajan i skup postupak
načinjeni samo za mali broj sustava
39
→ v – specifični volumen
(i) p,V,T-dijagram stanja za slučaj v(s)<v(l)
(ii) p,V,T-dijagram stanja za slučaj v(s)>v(l)
Fazni dijagrami jednokomponentnih sustavaFazni dijagrami jednokomponentnih sustava
40
41
(i) p,T-dijagram stanja za slučaj v(s)<v(l)
(ii) p,T-dijagram stanja za slučaj v(s)>v(l)
42
(i) p,V-dijagram stanja za slučaj v(s)<v(l)
(ii) p,V-dijagram stanja za slučaj v(s)>v(l)
43
(i) p,V,T-dijagram stanja vode
(ii) p,T-dijagram stanja vode
Fazni dijagram vodeFazni dijagram vode
Gibbsovo pravilo faza:
F = C − P + 2,
gdje je:– F – broj stupnjeva slobode (engl. freedom), tj. broj
intenzivnih varijabli (p, t, sastav) koje mogu biti neovisno promijenjene bez promjena broja faza u sustavu
– C – broj komponenata (engl. component)– P – broj faza (engl. phase)
44