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 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

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)

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

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

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

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

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

Chemická termodynamika práci, kterou systém může přijmout dělíme: objemová práce práce spojená se změnou objemu systému neobjemová práce elektrická, chemická, ... W = - F Δx = - p S Δx W = - p ΔV

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

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 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

Termochemie Reakční teplo (ΔH, případně ΔU) 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

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

Termochemie exotermická – energie látek klesá (ΔH<0) endotermická – energie látek roste (ΔH>0)

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→A ΔHB→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

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

Termochemie II. termochemický zákon (Hessův) ΔHAB = ΔHAC + ΔHCB energie změny reaktantů na produkty je vždy stejná bez ohledu na cestu ΔHAB = ΔHAC + ΔHCB

Termochemie Příklad: ΔH1 = -393,7 kJ/mol ΔH2 = -110,1 kJ/mol Jaké je reakční teplo reakce CO + ½ O2 ΔH3=? správná odpověď je ΔH3 = - 283,6 kJ/mol

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

Termochemie Slučovací teplo reakční teplo reakce, při které z prvků vznikne 1 mol sloučeniny reakční teplo vzniku vody: 2 H2 + O2 → 2 H2O ΔH = 2x sluč. teplo vody H2 + ½ O2 → H2O ΔH = slučovací teplo vody

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 → CO2 ΔH = spalné teplo uhlíku oxid uhličitý je nejstálejším oxidem uhlíku

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.

Chemická termodynamika ...pokračování

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

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

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)

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

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

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

Chemická termodynamika

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

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)