IX. Chemická THERMODYNAMIKA Jen stručně a zjednodušeně. Podrobnosti – učebnice obecné, příp. fyzikální chemie.

Prezentace na téma: "IX. Chemická THERMODYNAMIKA Jen stručně a zjednodušeně. Podrobnosti – učebnice obecné, příp. fyzikální chemie."— Transkript prezentace:

1 IX. Chemická THERMODYNAMIKA Jen stručně a zjednodušeně. Podrobnosti – učebnice obecné, příp. fyzikální chemie.

2 Látky jsou zásobníky energie. Př.: pružina koná práci, při hoření paliva vzniká teplo (kamna) či se koná práce (auto). Látky jsou složeny z částic, ty se pohybují, mají tedy energii kinetickou a potenciální (např. energii chemické vazby). Energii částic lze měnit: přidáním / odebráním tepla, dodáním / vykonáním práce. U reakcí nás zajímá část energie částic týkající se reakčního tepla – nazývá se ENTHALPIE H. Platí: Změna enthalpie soustavy  H r = reakčnímu teplu. Thermodynamika : zabývá se teplem uvolněným či spotře- bovaným při chem. reakci (reakčním teplem) 1) Enthalpie H :

3 2) Reakce exotermní a endotermní : Při reakci exotermní se teplo uvolní, tím se zmenší enthalpie soustavy a  H r < 0. Při reakci endotermní je nutno teplo soustavě dodat, tím se zvětší enthalpie soustavy a  H r > 0. Pozn.1: podobně u skupenských tepel  H var,  H tání > 0, tzn. je nutno teplo soustavě dodat,  H kond,  H tuhn < 0, tzn. soustava teplo uvolňuje. Pozn.2: Informaci o velikosti  H r připisujeme k chem. rovnici

4 3) Na čem  H r závisí ? Př.1: Hoření koksu zapisujeme : C(s) + O 2 (g) → CO 2 (g)  H r ~ - 400 kJ tzn. spálíme-li 1 mol koksu, vznikne 400 kJ energie. Spálíme-li ½ molu koksu, vznikne 200 kJ energie a lze psát: ½ C(s) + ½ O 2 (g) → ½ CO 2 (g)  H r ~ - 200 kJ Př.2: Nechť hoří methan tak, že: a) vzniká voda, pak: CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O(l); uvolněné teplo je  H r1 b) vzniká vodní pára CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O(g) a uvolněné teplo  H r2 <  H r1, neboť část tepla se spotřebuje na přeměnu vody na páru

5 Je vidět, že  H r závisí na látkovém množství, skupenství (ale i na teplotě a tlaku). Proto reakční teplo: se uvádí pro látky za standardních podmínek stand.podm.: 25 o C, 101.3 kPa, koncentrace 1 mol/l značí se  H r 0 a platí pro moly látek uvedené v chemické rovnici Je moc chem. reakcí. Proto nelze mít v tabulkách reakční tepla všech reakcí. Ale platí 2 zákony, které tento problém elegantně řeší.

6 4) Zákony : 1. zákon: Teplo reakce probíhající v jednom směru a obráce- ným směrem je až na znaménko stejné Př.: 2 H 2 (g) + O 2 (g) → 2 H 2 O(l),  H r = - 572 kJ 2 H 2 O(l) → 2 H 2 (g) + O 2 (g),  H r = 572 kJ HrHr 2. zákon: Když je celková reakce = součtu (rozdílu) dílčích reakcí, pak i celkové reakční teplo = součtu (rozdílu) tepel dílčích reakcí

7 Př.: C(s) + ½ O 2 (g) → CO(g), (1)  H r1 = -111 kJ CO(g) + ½ O 2 (g) → CO 2 (g), (2)  H r2 = -283 kJ Jaké je reakční teplo reakce: C(s) + O 2 (g) → CO 2 (g), (3)  H r3 = ? Sečtěme rovnice (1) + (2): C + CO + O 2 → CO + CO 2 Po odečtení CO dostaneme: C + O 2 → CO 2, tj. rovnice (3) = součtu rovnic (1)+(2) Proto i :  H r3 =  H r1 +  H r2 = -111 + -283 = - 394 kJ Teplo jakékoliv reakce lze pomocí těchto zákonů spočítat z tzv. slučovacích a spalných tepel uvedených v tabulkách. Podrobnosti se dozvíte ve fyzikální chemii.