1 / 9

Thermodynamica

Thermodynamica. tutoruur 5 14-03-2014. Hoeveel warmte komt er ‘vrij’ bij een chemische reactie? Wanneer we onder normale omstandigheden (labomgeving) werken, wordt de druk in het lab niet beïnvloed door de reactie en mogen we dus uitgaan van constante druk.

zaviera-nunez
Download Presentation

Thermodynamica

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. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Thermodynamica tutoruur 5 14-03-2014

  2. Hoeveel warmte komt er ‘vrij’ bij een chemische reactie? Wanneer we onder normale omstandigheden (labomgeving) werken, wordt de druk in het lab niet beïnvloed door de reactie en mogen we dus uitgaan van constante druk. De reactie-enthalpie is de vormingsenthalpie van de producten min de vormingsenthalpie van de reactanten, waarbij de elementen een vormingsenthalpie van 0 hebben: Voorbeeld: de verbranding van 1 mol methaan CH4(g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔrH= –(– 74,81) – 2∙0 + (– 393,51) + 2 ∙(– 285,83) = – 890,36 kJ

  3. de verbranding van 1 mol methaan in een enthalpiediagram: H (kJ/mol) 0 T = 298 K C + 2 H2 + 2 O2 ΔfH(CH4) = +74,81 ΔfH(CO2) = -393,51 CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2+ O2 ΔrH = -890,36 ΔfH(H2O) = -2∙285,83 CO2 + 2 H2O

  4. De vormingsenthalpieën worden (vaak) getabelleerd bij 298 K, dat is niet altijd de temperatuur waarbij de reactie plaatsvindt, of de temperatuur waarbij de producten worden gevormd. In dat geval wordt een correctie toegepast. Bijvoorbeeld:Stof X wordt verwarmd van T1 (een temperatuur onder het smeltpunt) tot T2 (een temperatuur boven het kookpunt). Hoeveel warmte is hiervoor nodig? Een veelgebruikte benadering: cp is constant over een bepaald temperatuurinterval. In dat geval kan cp buiten de integraal worden gehaald:

  5. Voor de entropieverandering van dit proces kun je iets vergelijkbaars afleiden: er geldt: Dus de totale entropieverandering wordt weergegeven door:

  6. Antwoorden • 1 b - 581,92 kJ/mol • 1 d - 582,56 kJ/mol • 1 e idem • - 174,47 kJ/mol (bij T = 298 K) • - 175,9 kJ/mol (bij T = 348 K) • ΔH = 44,84 kJΔS = 134 J/K

  7. Uitwerking Opgave 1 a) FeC2O4→ Fe + 2 CO2 b) Gegeven : ΔfH(298 K, FeC2O4 ) = –205,1 kJ mol-1 en ΔfH(298 K, CO2 ) = –393,51 kJ mol-1 ΔrH(298 K) = –(– 205,1) + 0 + 2∙(– 393,51) = – 581,92 kJ/mol in een enthalpiediagram: H (kJ/mol) 0 Fe + 2 C + 2 O2 (298 K) +205,1 kJ 2(– 393,51) kJ FeC2O4 (298 K) – 581,92 kJ/mol Fe + 2 CO2 (298 K)

  8. Uitwerking Opgave 1 a) FeC2O4→ Fe + 2 CO2 b) ΔrH(298 K) = –(– 205,1) + 0 + 2∙(– 393,51) = – 581,92 kJ/mol c) ΔrH(423 K) = ………….? ΔT = 423 – 298 = 125 K Gegeven : Cp,FeC2O4 = 105 J K-1 mol-1, Cp,Fe = 25,69 J K-1 mol-1, Cp,CO2 = 37,11 J K-1 mol-1 in een enthalpiediagram: H (kJ/mol) 0 ΔrH= – 125 ∙ 105 – 581,92∙103 + 125 ∙ 99,91 = – 582,56 kJ Fe + 2 C + 2 O2 (298 K) FeC2O4 (423 K) FeC2O4 (298 K) Fe + 2 CO2 (423 K) – 581,92 kJ –125 ∙ 105 J Fe + 2 CO2 (298 K) +125 ∙ (25,69 + 2 ∙ 37,11) J

  9. e) Om reactie-enthalpieën bij een andere dan de standaardtemperatuur te berekenen, kan ook de wet van Kirchhoff worden gebruikt: Omdat Cp hier onafhankelijk van T is geldt nu: ΔrCp = Cp (produkten) – Cp (reactanten) = 99,91 – 105 = – 5,09 J K-1 mol-1 ΔrH(423) = – 581,92 + 125 ∙ (– 5,09x10-3) = – 582,56 kJ

More Related