Chemická termodynamika (učebnice str. 86 – 96) Základní pojmy Termochemie Termochemické zákony Standardní slučovací teplo Standardní spalné teplo

1. Základní pojmy Termodynamika se zabývá teplem, jeho účinky a vzájemnými vztahy mezi teplem a jinými energiemi (větrná, jaderná, vodní...). Termodynamika se zabývá studiem fyzikálních a chemických dějů spojených s energetickými změnami. otevřená Soustava = část prostoru s jeho hmotnou náplní uzavřená izolovaná

1. Základní pojmy Stavové veličiny = charakterizují aktuální stav soustavy. Závisí pouze na počátečním a konečném stavu. Extenzivní veličiny – závisí na velikosti systému hmotnost, objem, látkové množství... Intenzivní veličiny – nezávisí na velikosti systému teplota, tlak, hustota... Izobarický p = konstantní Izochorický V = konstantní Děj Izotermický t = konstantní Adiabatický Q = konstantní

2. Termochemie Termochemie je součást termodynamiky. Zabývá se studiem tepelných přeměn, ke kterým dochází při chemické reakci. Termochemie aplikuje termochemické zákony na chemický děj. Exotermní = reakce, při kterých systém uvolňuje teplo (např. syntéza molekuly vodíku z atomů vodíku) Reakce Bengálský oheň Endotermní = reakce spojené se spotřebou tepla (např. rozklad molekuly vodíku na atomy vodíku)

2. Termochemie ΔU (vnitřní energie) = W (práce) + Q (teplo) Za konstantního tlaku se teplo rovná enthalpii (ΔH; Qp = ΔH). Enthalpie poté udává množství uvolněného či spotřebovaného tepla během reakce, která probíhá za konst. Tlaku . Δ = změna. Nelze změřit absolutní hodnotu veličiny, ale pouze rozdíl mezi počátečním a konečným stavem. Standarní stav = jako standardní stav se volí: t = 298,15 K; p = 101325 Pa; nejstálejší forma látky.

Probíhá-li reakce za konst. tlaku, poté Q = ΔH. Reakční teplo (ΔH) udává množství uvol. či spotřeb. tepla během reakce, která probíhá za konst. tlaku a v rozsahu jednoho molu. H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (g) ΔH°298 = - 483,6 kJ/mol záporné → exotermní děj ΔH kladné → endotermní děj

3. Termochemické zákony termochemický zákon (Laplace-Lavoisier) Reakční teplo přímé a zpětné reakce je až na znaménko stejné. H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (g) ΔH°298 = - 483,6 kJ/mol 2H2O (g) → H2 (g) + O2 (g) ΔH°298 = + 483,6 kJ/mol

3. Termochemické zákony 2. termochemický zákon (Hess) Reakční teplo závisí pouze na počátečním a konečném stavu a druhu látek, nikoli na průběhu reakce. C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH°298 = - 393,7 kJ/mol C (g) + ½ O2 (g) → CO (g) ΔH°298 = - 110,1 kJ/mol CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ΔH°298 = - 283,6 kJ/mol ΔH°298 = - 393,7 kJ/mol Reakční teplo vícestupňové reakce je dáno součtem reakčních tepel všech dílčích reakcí. Příklady!!!

4. Standardní slučovací teplo Jak vypočítáme reakční teplo? - pomocí standardních slučovacích tepel nebo pomocí standardních spalných tepel. jejich hodnoty jsou tabelizovány 4. Standardní slučovací teplo Standardní slučovací teplo reakce (ΔH°298)sluč., při které vzniká jeden mol sloučeniny přímo z prvků. C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH°sluč.(CO2) = - 393,7 kJ/mol ½ N (g) + 3/2 H2 (g) → NH3 (g) ΔH°sluč.(NH3) = - 49,11 kJ/mol H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ΔH°sluč.(H2O) = - 241,8 kJ/mol ΔH°298 = ∑ΔH°sluč. (produktů) - ∑ ΔH°sluč.(výchozích látek) Příklady!!!

5. Standardní spalné teplo Standardní spalné teplo reakce (ΔH°298)spal., při které je jeden mol sloučeniny spálen v nadbytku kyslíku. C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH°spal.(C) = - 393,7 kJ/mol CO (s) +1/2 O2 (g) → CO2 (g) ΔH°spal.(CO) = - 283,6 kJ/mol ΔH°spal.(CO2) = 0 kJ/mol ΔH°spal.(H2O) = 0 kJ/mol ΔH°298 = ∑ΔH°spal. (výchozích látek) - ∑ ΔH°spal.(produktů) Příklady!!!