Transcript Document
ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ
ΗΡ>ΗΑ
ΔΗ= qP
ΕΞΩΘΕΡΜΕΣ - ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ
ΔΗ=qP
ΕΣΩΤΕΡΙΚΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ - ΕΝΘΑΛΠΙΑ
Όταν V=ct
Όταν P= ct
ΔU=qP=ΔΗ
ΔH=ΔU+PΔV= P
q
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 ΔΗοf 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) ΔΗοf = 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
ΣΔΗαντ= α ΔΗοf Α +
όπου: ΣΔΗπρ= γ ΔΗοf Γ
β ΔΗοf Β
• Ακολουθoύν powerpoint εφαρμογής των ανωτέρω
+
δ ΔΗοf Δ
και
O ΑΝΘΡΑΚΑΣ ΚΑΙ ΟΙ ΜΟΡΦΕΣ ΤΟΥ
Τεχνητά διαμάντια
(350μm) και
φουλλερίτες
Δίνονται χημική εξίσωση και πρότυπες ενθαλπίες σχηματισμού
Να υπολογιστεί η ΔΗο
(Ι)
CH3OH(g) + 3/2 O2(g) --> CO2(g) + 2 H2O(g)
(-201.5 kJ)}
(0 kJ)
(-393.5 kJ)
(-241.8 kJ)
∆Ho = ∆Hfo (CO2) + 2 ∆Hfo (H2O) - {3/2 ∆Hfo (O2) + ∆Hfo (CH3OH)}
= (-393.5 kJ) + 2 (-241.8 kJ) - {0 + (-201.5 kJ)}
∆Ho = -675.6 kJ
(ΙΙ)
4NH 3 (g ) 5O 2 (g ) 4NO(g ) 6H 2O(g )
4( 45.9)
5(0)
4(90.3)
ΔΗο= 4(+90,3)KJ + 6(-241,8)Kj – 4(-45,9)KJ
= -906KJ
6( 241.8)
H rxn
o
m H f (products )
o
n H f (reac tan ts )
o
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 ΟΗαπό 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 ΔΗon είναι
μικρότερες από όταν είναι
ισχυροί.
H+(aq) + OH-(aq) H2O(l)
H3Ο+(aq) + OH-(aq) 2 H2O(l)
Για ισχυρά οξέα και βάσεις
ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΕΞΟΥΔΕΤΕΡΩΣΗΣ ΔΗon
Acid
HCl
HCl
HCl
HF
Alkali
NaOH
KOH
NH3
NaOH
ΔΗοn
-57.1
-57.2
-52.2
-68.6
ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑ
Η Τ ΤΟΥ ΜΕΤΑΛΛΟΥ ΑΥΞΑΝΕΤΑΙ
ΘΕΡΜΑΙΝΟΥΜΕ ΜΕΤΑΛΛΟ
Η Τ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ ΑΥΞΑΝΕΤΑΙ
ΤΟ ΕΜΒΑΠΤΙΖΟΥΜΕ ΣΕ ΝΕΡΟ
q = m c T
q θερμότητα, m μάζα, c ειδική θερμοχωρητικότητα,
ΔΤ μεταβολή θερμοκρασίας
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-LAPLACE
Ενθαλπία
Ενθαλπία 1mol ένωσης
ΔΗ1
ΔΗ2
ΔΗ1=-ΔΗ2
LAVOISIER-LAPLACE
Ενθαλπία στοιχείων
NOMOΣ HESS
Διαδρομή 3
Γιατί ο Nόμος HESS;
1.Υπάρχουν αντιδράσεις που δεν γίνονται καθόλου, ή δε γίνονται στο εργαστήριο
2.Υπάρχουν αντιδράσεις που είναι πάρα πολύ αργές.
3. Υπάρχουν αντιδράσεις με ένα κάρο παραπροϊόντα
NOMOΣ HESS
Τo 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
AΣΚΗΣΗ
Τι πληροφορίες θα σας χρειαστούν για να υπολογίσετε την πρότυπη
ενθαλπία της αντίδρασης, η εξίσωση της οποίας ακολουθεί;