TERMOCHEMIA

Zorza – reakcje chemiczne w atmosferze uwalniają energię w postaci światła

Reakcje chemiczne produkują pracę i ciepło w organizmie

Przyspieszenie metabolizmu

Spalanie wstążki Mg: wydziela się jaskrawe białe światło

Spalanie propanu, butanu, metanu – reakcje egzotermiczne

Rozkład (NH4)2Cr2O7  N2 + 4H2O + Cr2O3 reakcja spontaniczna

Rozkład CaCO3 reakcja endotermiczna CaCO3  CaO + CO2 Spalanie węgla reakcja egzotermiczna C + O2  CO2

Rozpuszczanie HCl w wodzie jest procesem spontanicznym Rozpuszczanie HCl w wodzie jest procesem spontanicznym. Zmiana wolnej energii procesu ukazuje się jako praca podnosząca wodę do górnej kolbki.

Energia nie może powstać lub zniknąć, może przechodzić z jednego rodzaju w inny. Zasada zachowania energii Zmiana energii wewnętrznej układu podczas jakiegoś procesu jest równa sumie pochłoniętego ciepła i wykonanej pracy U = Q + W Pierwsza zasada termodynamiki

Stan standardowy Stanem standardowym dowolnej substancji jest faza, w której substancja ta występuje w temperaturze 25° C (298,15 K) i pod ciśnieniem 1 atm (101 325 N/m2). Dla substancji w roztworze stan standardowy odnosi się do stężenia jednostkowego.

Entalpia Zawartość ciepła, stan energetyczny substancji, H H = H (produkty) – H (substraty) H2(g, 1 atm, 25°C) + ½ O2 (g, 1 atm, 25°C) = H2O (c, 1 atm, 25°C) H° = -285,7 kJ/mol Entalpie wszystkich pierwiastków w ich stanach standardowych są równe zeru. H° <0 proces egzotermiczny H° >0 proces endotermiczny

Rodzaje entalpii Zmiany entalpii w procesach topnienia, parowania, sublimacji Entalpie jonizacji Standardowe ciepła (entalpie) tworzenia związków Entalpie przyłączenia elektronu Energie (entalpie) wiązań

Zmiana entalpii procesu nie zależy od drogi reakcji Prawo Hessa

Entropia Miara statystycznego prawdopodobieństwa stanu układu, S Im większa wartość S tym bardziej prawdopodobny (bardziej nieuporządkowany) jest stan Prawdopodobieństwo przebiegu procesu wzrasta gdy: H° staje się bardziej ujemne S° staje się bardziej dodatnie Entropia substancji krystalicznej jest równa zeru w temp. 0 K

T=0 K T>0 K

Entropia pierwiastków

Reakcje spontaniczne

Potencjał termodynamiczny Potencjał termodynamiczny, entalpia swobodna, energia Gibbsa, G G° = H° - T S° T = temperatura bezwzględna w kelwinach H° [kJ/mol] G° [kJ/mol] S° [kJ/mol K] G° = - RT ln K K =stała równowagi reakcji

Reakcje spontaniczne

Q = [produkt]/[substrat]

Zależność stałej równowagi od temperatury G° = - RT ln K G° = H° - T S° ln K = - H°/RT + S°/R

Sprzężenie procesów energetycznych

Aluminotermia 3Fe3O4 + 8Al  4Al2O3 + 9Fe H° = - 3396 kJ mol-1

Energia aktywacji, katalizatory

Podsumowanie