3158191
Sponsored Links
This presentation is the property of its rightful owner.
1 / 27

ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ PowerPoint PPT Presentation


  • 166 Views
  • Uploaded on
  • Presentation posted in: General

ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ. Η Ρ> Η Α. ΔΗ= q P. ΕΞΩΘΕΡΜΕΣ - ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ. ΔΗ= q P. ΕΣΩΤΕΡΙΚΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ - ΕΝΘΑΛΠΙΑ. Όταν V=ct Δ U= q P = ΔΗ. Όταν P= ct Δ H= Δ U+P Δ V= q P. ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ ΔΗ ο f.

Download Presentation

ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation

Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

Presentation Transcript


ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ

ΗΡ>ΗΑ

ΔΗ=qP


ΕΞΩΘΕΡΜΕΣ - ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ

ΔΗ=qP


ΕΣΩΤΕΡΙΚΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ - ΕΝΘΑΛΠΙΑ

Όταν V=ct

ΔU=qP=ΔΗ

Όταν P= ct

ΔH=ΔU+PΔV=qP


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 ΔΗοfτων 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,Δυπολογίζουμε την ΔΗο της (Ι) από τη σχέση:

  • ΔΗο= ΣΔΗπρ-ΣΔΗαντ όπου: ΣΔΗπρ= γ ΔΗοf Γ + δ ΔΗοf Δ και ΣΔΗαντ= α ΔΗοf Α + β ΔΗοf Β

  • Ακολουθoύν powerpoint εφαρμογής των ανωτέρω


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)

ΔΗο= 4(+90,3)KJ + 6(-241,8)Kj – 4(-45,9)KJ

= -906KJ


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

H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l)

  • Είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη εξουδετέρωση σε αραιό υδατικό διάλυμα 1mol Η+ από μία βάση, ή 1mol ΟΗ- από 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.

H3Ο+(aq) + OH-(aq) 2 H2O(l)

Για ισχυρά οξέα και βάσεις


Acid

Alkali

HCl

HCl

HCl

HF

NaOH

KOH

NH3

NaOH

-57.1

-57.2

-52.2

-68.6

ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΕΞΟΥΔΕΤΕΡΩΣΗΣ ΔΗon

ΔΗοn


ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑ

Η Τ ΤΟΥ ΜΕΤΑΛΛΟΥ ΑΥΞΑΝΕΤΑΙ

Η Τ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ ΑΥΞΑΝΕΤΑΙ

ΘΕΡΜΑΙΝΟΥΜΕ ΜΕΤΑΛΛΟ

ΤΟ ΕΜΒΑΠΤΙΖΟΥΜΕ ΣΕ ΝΕΡΟ

q = mcT

q θερμότητα, m μάζα, c ειδική θερμοχωρητικότητα, ΔΤ μεταβολή θερμοκρασίας


ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑ

  • q = mcTc=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

  • m1η μάζα του διαλύματος

  • m2η μάζα του θερμιδομέτρου

  • c1η ειδική θερμοχωρητικότητα του διαλύματος

  • c2 η ειδική θερμοχωρητικότητα του θερμιδομέτρου,

  • ΔT η μεταβολή της θερμοκρασίας


ΝΟΜΟΣ LAVOISIER-LAPLACE

Ενθαλπία 1mol ένωσης

ΔΗ2

ΔΗ1

Ενθαλπία

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;


  • Login