TERMOHEMIJA I TERMODINAMIKA HEMIJSKA TERMODINAMIKA hemija 1/04_Termohemija... · TERMOHEMIJA I TERMODINAMIKA Bavi se energetskim promenama pri odigravanju hemijskih reakcija. HEMIJSKA

TERMOHEMIJA I TERMODINAMIKA

Bavi se energetskim promenama pri odigravanju hemijskih reakcija.

HEMIJSKA TERMODINAMIKA

TERMODINAMIČKE FUNKCIJE STANJA

U – unutrašnja energija

H – entalpija

S – entropija

G – Gibsova energija

Ako su određene na standardnom pritisku imaju oznaku

G298

Temperatura na kojoj je određena veličina


SISTEM ‐ objekat ili skup objekata koji se pručavaju

OKOLINA ‐ sve van sistema


kada toplota prelazi iz okoline u sistem

kada toplota prelazi iz sistema u okolinu

SISTEMSISTEM SISTEMSISTEM

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)

REAKCIONISISTEM

REAKCIONISISTEM

REAKCIONISISTEM

REAKCIONISISTEM

Endoterman proces Egzoterman proces

q > 0 q < 0


ΔU = q + wΔU = q + w

PROMENA UNUTRAŠNJE ENERGIJE SISTEMA

Toplota koju sistem prima/odaje Rad koji se vrši na sistemu (ili vrši sistem)

U – unutrašnja energija obuhvata sve moguće oblike energije sistema

w = – p ΔV


I ZAKON TERMODINAMIKE (ZAKON O ODRŽANJU ENERGIJE)energija se ne može uništiti, niti stvoriti, već se razmenjuje sa okolinom

q = ΔU – w

Toplota koju sistemodaje/prima

= Promena unutrašnjeenergije sistema

+Rad koji se vrši na sistemu (ili vrši sistem)


IZOHORNI PROCES

qv = ΔU

Proces koji se odigrava pri stalnoj zapremini. V = const.

w = 0V = const. ΔV = 0

q q Sistem

q = ΔU – w


IZOBARNI PROCES

qp = ΔU – w

Proces koji se odigrava pri stalnom pritisku. p = const.

qq Sistem

qp = ΔU + pΔV

qp = (U2 – U1) + p(V2 – V1)

qp = (U2 + pV2) – (U1 + pV1)

H = U + pV

qp = ΔHentalpija

Rad Rad


TOPLOTA HEMIJSKE REAKCIJE

ΔrH

Toplota koju sistem razmeni sa okolinom prilikom potpunog prelaska reaktanata koji se nalaze na temperaturi T u proizvode reakcije na istoj temperaturi T, prema stehiometrijskoj jednačini. Pri konstantnom pritisku jednaka je promeni entalpije.

Za p = p

Endoterman proces

Hproizvoda > Hreaktanata

REAKTANTI

PROIZVODI

Entalpija, H

Egzoterman proces

Hproizvoda < Hreaktanata

REAKTANTI

PROIZVODI

Entalpija, H


kada toplota prelazi iz okoline u sistem

kada toplota prelazi iz sistema u okolinu

SISTEMSISTEM SISTEMSISTEM

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)

REAKCIONISISTEM

REAKCIONISISTEM

REAKCIONISISTEM

REAKCIONISISTEM

Endoterman proces Egzoterman proces

q > 0 q < 0

ΔrH > 0 ΔrH < 0


Toplota koja se oslobodi ili utroši pri nastajanju jednog mola jedinjenja od hemijskih elemenata u najstabilnijem obliku, pri standardnom pritisku.

STANDARDNA PROMENA ENTALPIJE STVARANJA JEDINJENJA

ΔfH

Ag(s) + 1/2 Cl2(g) → AgCl (s) ΔH = − 127,1 kJ mol−1

Standardnim entalpijama stvaranja (formiranja) elemenata u najstabilnijemobliku pripisana je vrednost nula.

ΔfH (Br2, l) = 0 ΔfH (Br2, g) = 111,9 kJ mol−1

ΔfH (AgCl, s) = −127,1 kJ mol−1p = 101325 Pat = 25 oC


STANDARDNE PROMENE ENTALPIJE STVARANJA JEDINJENJA

ΔfH


νAA + νB B → νC C + νDD

∑ ∑ Δ−Δ=Δi i

iiii HHH )reaktanti()proizvodi( ffr νν

C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l)

ΔrH = 3 ΔfH [ CO2(g)] + 4 ΔfH [ H2O(l)]– { ΔfH [C3H8(g) ] + 5 ΔfH [O2(g)]}

ΔrH = 3 x (– 393,5) + 4 x (– 285,8) – (– 103,8) = – 2219,9 kJ mol–1

p r o i z v o d i r e a k t a n t i

1

1

TERMOHEMIJSKA JEDNAČINAC3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔrH = – 2219,9 kJ mol–1

IZRAČUNAVANJE STANDARDNE PROMENE ENTALPIJE REAKCIJE


2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ΔH = – 571,6 kJ/mol

/2

H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ΔH = – 285,8 kJ/mol

/2

Entalpija je srazmerna količini supstanci

Promena entalpije suprotne reakcije

2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) ΔH = 571,6 kJ/mol

EGZOEGZO

ENDOENDO


HESOV ZAKON

Promena entalpije hemijske reakcije ne zavisi od puta kojim se reakcija odvija, već samo od početnog i krajnjeg stanja.Promena entalpije hemijske reakcije ne zavisi od puta kojim se reakcija odvija, već samo od početnog i krajnjeg stanja.

JEDNAČINA = JEDNAČINA 1 + JEDNAČINA 2 + . . .

ΔH = ΔH1 + ΔH2 + . . .

A

B

C

ΔH1

ΔH2

= ΔH1 + ΔH2ΔH


C(s) + 1/2 O2(g) → CO (g) ΔH = ?

C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH1 = −393,5 kJ mol–1

2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) ΔH2 = −566,0 kJ mol–1

C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH1 = −393,5 kJ mol–1

CO2(g) → CO(g) + 1/2 O2(g) (−1/2)x ΔH2 = (−1/2)x(−566,0) kJ mol–1

C(s) + 1/2 O2(g) → CO (g) ΔH = −393,5 + 283 = − 110,5 kJ mol−1

1

2

(−1/2)x

1/21

2

HESOV ZAKON primer


IZRAČUNAVANJE STANDARDNE PROMENE ENTALPIJE REAKCIJE

REAKTANTI → ELEMENTI ΔH 1 = −Σ ΔfH (reaktanti)

REAKTANTI → PROIZVODI

ELEMENTI → PROIZVODI

REAKTANTI → PROIZVODI

ΔrH

ΔH 2 = Σ ΔfH (proizvodi)

ΔrH = ΔH1 + ΔH2

ΔrH = Σ ΔfH (proizvodi) − Σ ΔfH (reaktanti)

ΔH = H (proizvodi)− H (reaktanti)


H(g) + Cl(g) → HCl(g)

ENTALPIJA HEMIJSKE VEZE

Promena entalpije pri raskidanju jednog mola hemijskih veza u gasovitoj supstanci.

H2(g) → 2 H(g)

Cl2(g) → 2 Cl(g)

Endoterman proces

Obrazovanje veza – egzoterman proces

ΔH = +436 kJ mol–1

ΔH = +243 kJ mol–1

ΔH = – 431 kJ mol–1

H(g) + F(g) → HF(g) ΔH = – 565 kJ mol–1


SPONTANOST ODIGRAVANJA HEMIJSKE REAKCIJE

Promena entalpije nije merilo spontanosti procesa.

ALI

ΔrH = −788,6 kJ mol−1

ΔrH = −571,6 kJ mol−1

ΔrH = 6 kJ mol−1

Rđanje gvožđa na vazduhu u prisustvu vlage:

2Fe(s) + ³/²O2(g) + 3H2O(l) → 2Fe(OH)3(s)

Eksplozivna reakcija vodonika i kiseonika inicirana varnicom:

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)

Topljenje leda na sobnoj temperaturi:

H2O(s) → H2O(l)

Mnogi spontani procesi su egzotermni, tj. odvijaju se uz sniženje energije.


H2O(s) → H2O(l)

ΔH = + 6 kJ mol–1

Promena uređenosti sistema

Pored promene energije sistema za spontanost nekog procesa bitna je i

Promena uređenosti sistema se iskazuje kao promena entropije.


S = k lnWS = k lnW

S – Entropija; mera neuređenosti sistema

Bolcmanova konstanta Broj (mikro)stanja određenog sistema

Na apsolutnoj nuli (0 K) i pri standardnom pritisku entropija čiste supstance je nula.

III ZAKON TERMODINAMIKE

STANDARDNE MOLARNA ENTROPIJAEntropija jednog mola supstance pri standardnom pritisku.


S

STANDARDNA MOLARNA ENTROPIJA


ΔS = Skrajnje – Spočetno ΔS = Skrajnje – Spočetno

PROMENA ENTROPIJE PROCESA

Do porasta entropije dolazi:

1. Kada supstanca prelazi iz čvrstog u tečno; iz tečnog u gasovito stanje

čvrsto tečno gas


PROMENA ENTROPIJE PROCESA

Do porasta entropije dolazi:

2. Sa porastom temperature

3. Rastvaranjem čvrstesupstance

rastvorena supstanca + rastvarač → rastvor

ΔS = Skrajnje – Spočetno ΔS = Skrajnje – Spočetno

Entrop

ija

Temperatura

čvrsto

tečno

gas

topljenjeključanje


νAA + νB B → νC C + νDD

∑ ∑−=i i

iiii )(Sν)(SνS reaktantiproizvodiΔr

STANDARDNA PROMENE ENTROPIJE REAKCIJE

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

ΔS = 1 x S [ CO2(g)] + 1 x S [ CaO(s)] – 1 x S [CaCO3(s) ]

ΔS = 1 x 39,8 + 1 x 213,6 – 1 x 92,2 = 160,5 J mol–1K–1

p r o i z v o d i r e a k t a n t i

ΔrS > 0 kod reakcija koje se odvijaju uz povećanje količine gasovitih supstanci


G ‐ SLOBODNA ENERGIJASPONTANOST HEMIJSKIH REAKCIJA

ENERGETSKI FAKTOR FAKTOR VEROVATNOĆE

GIBSOVA SLOBODNA ENERGIJAGIBSOVA SLOBODNA ENERGIJA

G = H – TS

Slobodna energija je funkcija stanja ΔG = Gkrajnje – Gpočetno

ΔrG = Gproizvodi – Greaktanti


G ‐ SLOBODNA ENERGIJA

Predznak promene slobodne energije predstavlja kriterijum spontanostiodigravanja reakcije pri konstantnoj temperaturi i pritisku

1. ΔG negativno – reakcija je spontana

2. ΔG pozitivno – reakcija nije spontana

3. ΔG jednako nuli – sistem je u ravnoteži

Na konstantnom pritisku i temperaturi reakcije se odvijaju u onom smeru u kome dolazi do smanjenja slobodne energije sistema.

∑ ∑ Δ−Δ=Δi i

iiii GGG )reaktanti()proizvodi( ffr νν


G ‐ SLOBODNA ENERGIJANespontani procesNespontani proces

ΔG > 0

Spontani procesSpontani proces

ΔG < 0

Gproizvoda >Greaktanata

Gproizvoda < Greaktanata

REAKTANTI

PROIZVODISlob

odna

ene

rgija, G

REAKTANTI

PROIZVODISlob

odna

ene

rgija, G


VEZA IZMEĐU ΔG, ΔH i ΔS

G = H – TSG = H – TS

ΔG = ΔH – TΔS

Gibs‐Helmholcova jednačina

ENERGETSKI FAKTOR

Egzotermne reakcije (ΔH) imajuveću šansu da budu spontane

FAKTOR VEROVATNOĆE

Ako su proizvodi u stanju veće neuređenosti(ΔS) veća je šansa da je reakcija spontana


ΔG

Gibs‐Helmholcova jednačina za standardne uslove

1. ΔG negativno – reakcija je spontana pri standardnim uslovima

2. ΔG pozitivno – reakcija nije spontana

3. ΔG jednako nuli – sistem je u ravnoteži

AgCl(s)→ Ag+(aq, c = 1 mol dm–3) + Cl–(aq, c = 1 mol dm–3) Δ G na 25 oC= + 55,7 kJ mol –1

H2O(l) → H2O(g, 101325 Pa) Δ G = 0 kJ mol –1na 100 oC

CaO(s) + CO2(g, 101325 Pa) → CaCO3(s) Δ G na 25 oC= – 130,4 kJ mol –1

ΔG = ΔH – TΔSΔG = ΔH – TΔS

STANDARDNA PROMENA SLOBODNE ENERGIJE


UTICAJ TEMPERATURE NA SPONTANOST REAKCIJE

ΔHө ΔSө ΔGө Komentar

I < 0 > 0

II > 0 < 0

III > 0 > 0

IV < 0 < 0




I < 0 > 0 uvek < 0 Reakcija spontana na svim temperaturama; suprotna reakcija uvek nespontana

II > 0 < 0 uvek > 0 Reakcija nespontana na svim temperaturama; suprotna reakcija uvek spontana

III > 0 > 0

IV < 0 < 0







Cu(s) + H2O(g) → CuO(s) + H2(g)

ΔH = + 84,5 kJ mol–1 Δ S = − 0,0487 kJ mol–1K–1

ΔG = ΔH – TΔS = 84,5 + Tx0,0487 kJ mol–1







III > 0 > 0 > 0 na niskim temperaturama< 0 na visokim temperaturama

Reakcija nespontana na niskim temperaturama; postaje spontana na višim temperaturama

IV < 0 < 0 < 0 na niskim temperaturama> 0 na visokim temperaturama

Reakcija spontana na niskim temperaturama; na višim temperaturamasuprotna reakcija postaje spontana








Δ H = + 178,3 kJ mol–1 Δ S = + 0,1605 kJ mol–1K–1

ΔG = ΔH – TΔS = 178,3 − Tx0,1605 kJ mol–1









ΔG = ΔH – TΔS = 178,3 − Tx0,1605 kJ mol–1

Na visokim temperaturama: 2000 K

ΔG =178,3 − 321,0 = − 142,7 kJ mol–1








ΔG = ΔH – TΔS = 178,3 − Tx0,1605 kJ mol–1

U slučaju “niske” temperature: 298 K

ΔG =178,3 − 47,8 = + 130,5 kJ mol–1




ΔG = ΔH – TΔS = 178,3 − Tx0,1605 kJ mol–1


Na kojoj temperaturi ΔG menja predznak?

ΔG = 0

T = ΔH /ΔSΔG = ΔH – TΔS = 0

T = Δ H 178,3 kJ mol–1=Δ S 0,1605 kJ mol–1K–1

= 1110 K



Reakcija K savodom spontanana svimtemperaturama

Temperatura Temperatura Temperatura

DehidratacijaCuSO4∙5H2O

spontana samona povišenim T

ΔG > 0

ΔG < 0

ΔG > 0 ΔG > 0

ΔG < 0 ΔG < 0

ΔH < 0ΔS < 0

ΔH > 0ΔS < 0

ΔH < 0ΔS > 0 ΔH > 0

ΔS > 0

Documents

TERMOHEMIJA I TERMODINAMIKA HEMIJSKA TERMODINAMIKA hemija 1/04_Termohemija... · TERMOHEMIJA I TERMODINAMIKA Bavi se energetskim promenama pri odigravanju hemijskih reakcija. HEMIJSKA