TERMOCHEMIA.

Prezentacja na temat: "TERMOCHEMIA."— Zapis prezentacji:

1 TERMOCHEMIA

2 Zorza – reakcje chemiczne w atmosferze uwalniają energię w postaci światła

3 Reakcje chemiczne produkują pracę i ciepło w organizmie

4 Przyspieszenie metabolizmu

5 Spalanie wstążki Mg: wydziela się jaskrawe białe światło

6 Spalanie propanu, butanu, metanu – reakcje egzotermiczne

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

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

9 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.

10 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

11 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 ( N/m2). Dla substancji w roztworze stan standardowy odnosi się do stężenia jednostkowego.

12 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

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

14 Zmiana entalpii procesu nie zależy od drogi reakcji
Prawo Hessa

15

16 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

17 T=0 K T>0 K

18

19 Entropia pierwiastków

20 Reakcje spontaniczne

21 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

22 Reakcje spontaniczne

23 Q = [produkt]/[substrat]

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

25 Sprzężenie procesów energetycznych

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

27 Energia aktywacji, katalizatory

28 Podsumowanie

29