chemick termodynamika n.
Download
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
Chemická termodynamika PowerPoint Presentation
Download Presentation
Chemická termodynamika

Loading in 2 Seconds...

play fullscreen
1 / 34

Chemická termodynamika - PowerPoint PPT Presentation


  • 127 Views
  • Uploaded on

Chemická termodynamika. Chemická termodynamika. fyzikální disciplína, která se zabývá energetickou bilancí chemických dějů, jejich uskutečnitelností a rovnováhami, které se v soustavě ustavují → chemická energetika změny energie a uskutečnitelnost dějů → rovnováhy. Chemická termodynamika.

loader
I am the owner, or an agent authorized to act on behalf of the owner, of the copyrighted work described.
capcha
Download Presentation

PowerPoint Slideshow about 'Chemická termodynamika' - sasson


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
chemick termodynamika1
Chemická termodynamika
  • fyzikální disciplína, která se zabývá energetickou bilancí chemických dějů, jejich uskutečnitelností a rovnováhami, které se v soustavě ustavují

→ chemická energetika

      • změny energie a uskutečnitelnost dějů

→ rovnováhy

chemick termodynamika2
Chemická termodynamika
  • popisuje stav soustavy na začátku a na konci děje
    • neohlíží se na strukturu částic, ze kterých je soustava složena, ani mechanismy změn stavu soustavy
    • nevšímá si času
      • určuje, zda je děj energeticky uskutečnitelný, neříká ale, za jak dlouho děj proběhne
chemick termodynamika3
Chemická termodynamika
  • stav soustavy popisuje pomocí měřitelných veličin (p, V, T, c,...)
    • pomocí nich jsou definovány termodynamické stavové veličiny (U, H, S, A, G)
  • přechod soustavy z jednoho stavu do druhého označujeme jako termodynamický děj
    • děj izotermický (ΔT=0), izobarický(Δp=0), izochorický (ΔV=0) a adiabatický (Q=0)
chemick termodynamika4
Chemická termodynamika
  • termodynamická soustava

= vymezený souhrn těles, mezi nimiž je umožněna výměna tepla a jiných forem energie

    • má pevné nebo myšlené hranice
  • okolí

= všechna tělesa vně soustavy

chemick termodynamika5
Chemická termodynamika
  • soustavy
    • otevřené
      • soustava vyměňuje s okolím látky i energii
    • uzavřená
      • soustava vyměňuje s okolím pouze energii
    • izolovaná
      • soustava s okolím nevyměňuje ani látky ani energii
    • homogenní
      • je tvořena jedinou fází, vlastnosti se mění spojitě
    • heterogenní
      • je tvořena více fázemi, vlastnosti se mění skokem
chemick termodynamika6
Chemická termodynamika
  • stavové veličiny
    • hodnota těchto veličin nezávisí na cestě, jakou se systém do výsledného stavu dostal
      • T, p, V, U, S, počet částic,...
    • nestavové veličiny – Q, W, l
chemick termodynamika7
Chemická termodynamika
  • První věta termodynamiky
    • zákon zachování energie
      • probíhá-li v izolované soustavě děj spojený se změnami energie mezi jeho jednotlivými částmi, celková energie soustavy se nemění
        • skládá-li se systém ze dvou částí, změna energie v jedné je rovna změne energie v druhé části s opačným znaménkem
  • pokud vyčleníme z celkové energie kinetickou a potenciální energii, zbyde tzv. vnitřní energie systému U
chemick termodynamika8
Chemická termodynamika
  • energie se mezi systémy vyměňuje formou práce (W) nebo tepla (Q)
  • vnitřní energie
    • změna vnitřní energie

ΔU = U2 – U1

=> ΔU = Q + W

= vzrůst vnitřní energie systému je při jakémkoli ději roven součtu tepla a práce, které systém přijal

chemick termodynamika9
Chemická termodynamika
  • práci, kterou systém může přijmout dělíme:
    • objemová práce
      • práce spojená se změnou objemu systému
    • neobjemová práce
      • elektrická, chemická, ...
  • objemová práce

W = - F Δx = - p S Δx

W = - p ΔV

chemick termodynamika10
Chemická termodynamika

ΔU = Wneobj. – pΔV + Q

  • neobjemovou práci většinou zanedbáváme

ΔU = Q – pΔV

izotermický děj – teplota soustavy je konstatní

ΔU = 0 = W + Q => W = -Q

izochorický děj – zahřívání při konst. objemu

ΔU = QV

chemick termodynamika11
Chemická termodynamika
  • enthalpie H

izobarický děj – zahřívání při konst. tlaku

ΔU = QP – pΔV = QP – Δ(pV)

→Δ U + Δ(pV) = ΔH = Qp

U + pV = H

    • teplo dodané systému za konstatního tlaku
    • stavová veličina, [H] = J
    • její výhoda spočívá ve zjednodušení popisu stavu soustavy
      • většina dějů probíhá za konstatního tlaku (atmosferický tlak) v otevřených soustavách
termochemie
Termochemie
  • část chemické termodynamiky
    • zabývá se studiem tepelného zabarvení chemických dějů
  • tepelné změny je výhodné popisovat pomocí stavových veličin
    • izochorický děj: QV = ΔU
    • izobarický děj: QP = ΔH
termochemie1
Termochemie
  • Reakční teplo (ΔH, případněΔU)
    • teplo, které soustava přijme, uskuteční-li se reakce v jednotkovém rozsahu a teplota zúčastněných látek se nezmění
    • musí být doplněno o rovnici konkrétní reakce včetně skupenství/modifikací všech látek

= termochemická rovnice

N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) ΔH = 92 kJ/mol

„reakce 1 molu N2 se 3 moly H2 spotřebuje 92 kJ“

1/3 N2 (g) + H2 (g) → 2/3 NH3 (g) ΔH = 30,66 kJ/mol

1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g) → NH3 (g) ΔH = 46 kJ/mol

termochemie2
Termochemie
  • zpravidla se udávají reační tepla pro standardní podmínky (T=273,15 K, p=1 atm)
  • podle hodnoty reačního tepla rozlišujeme
    • exotermické reakce
      • reakce teplo produkuje, ΔH < 0
    • endotermické reakce
      • reakce teplo spotřebovává, ΔH >0
termochemie3
Termochemie

exotermická – energie látek klesá (ΔH<0)

endotermická – energie látek roste (ΔH>0)

termochemie4
Termochemie
  • Termochemické zákony
    • I. termochemický zákon (Lavoisierův-Laplaceův)

= reakční tepla reakce přímé a reakce zpětné jsou stejná až na znaménko

A → B ΔHA→B

B → A ΔHB→AΔHB→A = - ΔHA→B

CO (g) + H2O (g) → CO2 (g) + H2 (g) ΔH= - 41,2 kJ/mol

CO2 (g) + H2 (g) → CO (g) + H2O (g) ΔH= 41,2 kJ/mol

termochemie5
Termochemie
  • je-li reakce A → B exotermická, potom reakce B → A je endotermická
    • rozdíl vnitřních energií mezi reaktanty a produkt je stejný, mění se jen směr změny energie
termochemie6
Termochemie
  • II. termochemický zákon (Hessův)
    • energie změny reaktantů na produkty je vždy stejná bez ohledu na cestu

ΔHAB = ΔHAC + ΔHCB

termochemie7
Termochemie
  • Příklad:

ΔH1 = -393,7 kJ/mol

ΔH2 = -110,1 kJ/mol

Jaké je reakční teplo reakce CO + ½ O2ΔH3=?

správná odpověď je ΔH3 = - 283,6 kJ/mol

termochemie8
Termochemie
  • není výhodné zaznamenávat reakční teplo každé reakce, kterých je nesmírně mnoho
    • je jednodušší zaznamenat jen ta, podle kterých můžeme dopočítat reakční tepla jiných reakcí

=> tabelují se především

      • slučovací teplo
      • spalovací (spalné) teplo
    • pomocí slučovacích a spalovacích tepel můžeme poskládat celou řadu reakcí a určit jejich reakční teplo
termochemie9
Termochemie
  • Slučovací teplo
    • reakční teplo reakce, při které z prvků vznikne 1mol sloučeniny

reakční teplo vzniku vody:

2 H2 + O2→ 2 H2O ΔH = 2x sluč. teplo vody

H2 + ½ O2 → H2O ΔH = slučovací teplo vody

termochemie10
Termochemie
  • Spalovací teplo
    • reakční teplo reakce, při které dojde k plnému spálení 1 molu látky na konečné oxidační produkty (=nejstálejší oxidy, případně vodu)

spalovací teplo uhlíku

C + ½ O2 → CO ΔH ≠ spalné teplo uhlíku

C + O2 → CO2ΔH = spalné teplo uhlíku

        • oxid uhličitý je nejstálejším oxidem uhlíku
termochemie11
Termochemie
  • Výpočet reakčního tepla
    • z tabelovaných hodnot spalných nebo slučovacích tepel zúčastněných látek je možné spočítat reakční teplo
    • ze slučovacích tepel:

ΔH0T = Σ |ν| (ΔH0T)sluč. - Σ |ν| (ΔH0T)sluč.

    • ze spalovacích tepel:

ΔH0T = Σ |ν| (ΔH0T)spal. - Σ |ν| (ΔH0T)spal.

prod.

vých

vých

prod.

chemick termodynamika12

Chemická termodynamika

...pokračování

chemick termodynamika13
Chemická termodynamika
  • První věta termodynamiky

ΔU = Q + W

=> soustava může konat práci na úkor vnitřní energie nebo tepla přijatého od okolí

  • uvažujme cyklický děj
    • systém se periodicky vrací do stavu o stejné vnitřní energii

= koná práci pouze na úkor tepla přijatého od okolí

chemick termodynamika14
Chemická termodynamika
  • (uvažujme cyklický děj)
    • cyklicky pracující „stroj“ musí pracovat mezi nejméně 2 tepelnými lázněmi
      • od jedné teplo bere, druhé ho dává
      • nedovede veškeré teplo přeměnit na práci
chemick termodynamika15
Chemická termodynamika
  • pro obecný cyklický děj s n tepelnými lázněmi lze odvodit vztah:
    • Qi je teplo vyměněné s i-tou lázní, Ti je teplota i-té lázně

= pro vratný děj (vrací se do stejného stavu)

< pro nevratný děj (nevrací se do stejného stavu)

chemick termodynamika16
Chemická termodynamika
  • Druhá věta termodynamiky
    • teplo nemůže samovolně přecházet ze soustavy o nižší teplotě do soustavy s vyšší teplotou
    • alternativní formulace
      • nelze sestrojit periodicky pracující stroj, který by dodával do okolí práci na úkor tepla odebíraného jediné tepelné lázni
chemick termodynamika17
Chemická termodynamika
  • členy představují při vratném ději změnu entropie
  • entropie S je stavová veličina
  • hodnota entropie
    • při vratných dějích zůstává nezměněna
    • při nevratných dějí stoupá
chemick termodynamika18
Chemická termodynamika
  • entropie je „neuspořádanost systému“
  • samovolné děje
    • děje, které probíhají bez vnějšího zásahu
    • jsou provázeny zvýšením entropie
      • zvyšují neuspořádanost
    • rozpouštění, mísení plynů, expanze plynu,..
      • nemohou probíhat samovolně opačným směrem

=> systém samovolně směřuje směrem k vyšší neuspořádanosti

chemick termodynamika20
Chemická termodynamika
  • entropie popisuje směr nevratných dějů
  • vhodnějšími stavovými funkcemi pro popis chemických reakcí jsou:
    • Gibbsova energie G (pro izobarické děje)

G = H – TS

ΔGT,p = ΔH – TΔS

    • Helmholtzova energie A (pro izochorické děje)

A = U – TS

chemick termodynamika21
Chemická termodynamika

ΔGT,p = ΔH – TΔS

  • pro samovolný děj platí:
    • entropie narůstá (člen TΔS vzrůstá)

=> Gibbsova energie klesá

  • reakce podle změn ΔG dělíme na:
    • reakce exergonické (ΔG<0) - samovolné
    • reakce endergonické (ΔG>0)