| Podstawy termodynamiki chemicznej |
 |
 |
 |
|
Termodynamika chemiczna zajmuje się procesami energetycznymi w reakcjach chemicznych. Znajomość jej podstaw i podstawowych obliczeń jest bardzo przydatna tym, którzy chcą bawić się MW, a zauważyłem że niewiele jest takich opracowań , i nie wielu ma tą wiedze. Mamy taką reakcje 2 H2 + O2 ==> 2 H2O Równanie niby proste i poprawne. Ale czy czegoś tu czasem nie brakuje ? Czy podczas spalania wodoru wydziela się tylko woda ? Z punktu widzenia chemii to równanie jest jak najbardziej poprawne, ale w jej trakcie wydziela się coś jeszcze – ciepło, energia. Tak więc zapiszemy je tak. 2 H2 + O2 ==> 2 H2O + Q – energia Nasuwa się pytanie, skąd wzięła się ta energia ? Jeżeli rozpatrujemy jakiś układ, jakąś substancje czy rzecz, jej całkowitą energie (E) możemy podzielić na: · Energie kinetyczną (Ek) – energia ruchu · Energie potencjalną (Ep) – energie spadku, czyli praca jaką może wykonać dane ciało podczas upadku · Energie wewnętrzną (U) – na która składają się wszystkie rodzaje energii wszystkich składników układu : ciepło, energia oddziaływań między cząstkami, energia wiązań chemicznych, energia elektronów okrążających jądro, siły spajające jądra atomowe, energia anihilacji i inne rodzaje energii, których natury nie znamy.
Suma Ek i Ep to tak zwana energia mechaniczna, i ona nas nie interesuje. Nas interesuje tylko energia wewnętrzna a dokładnie – jej zmiany. O ile energie mechaniczną możemy łatwo zmierzyć, to energii wewnętrznej już nie. No bo wiadomo, ruch możemy zobaczyć, obliczyć odległość, masę i w końcu uzyskamy wynik w dżulach (J – jednostka pracy i energii N/m – praca wykonana przy przesuwaniu ciała o jeden metr z siła jednego Newtona. W praktyce to przesunięcie 100g o 1 m ;) ). Nie możemy obliczyć bezwzględnej wartości energii wewnętrznej danego układu. Nie możemy jej obliczyć chociażby dlatego ,że składa się na nią mnóstwo czynników, a o niektórych nawet nic nie wiemy. Ale jej zmianę – już tak. Ale jak to, nie wiemy ile mamy, ale w końcu wiemy ? Chodzi o to, że jak masz dużą stertę buraków, i zabierzesz z niej np. 3 buraki to będziesz wiedział że jest w niej mniej o 3 buraki, ale ilości buraków w stercie nie będziesz znał. Zmiana energii może nastąpić dwiema drogami przez wymianę ciepła ( Q ), bądź przez pracę ( W ). Mamy na przykład taką reakcje Na2CO3 + 2 CH3COOH ==> 2 CH3COONa + H2O + CO2
Weźmy opakowanie po pluszu i nasypmy do niego sody, zalejmy octem a potem zatkajmy. Po chwili wywali korek i jak będziesz miał pH ;) to ktoś tym dostanie a potem ty od tego kogoś dostaniesz ( 3 zasada dynamiki – każdej akcji towarzyszy reakcja ;) ). Widać że została wykonana praca – wykonał ją gaz wydzielający się podczas reakcji. Praca i ciepło są postaciami energii, które mogą przejawiać się w przepływie, tak więc nie możemy powiedziesz że jakiś układ „ma” pewną ilość ciepła, lub ma pewną ilość pracy, lecz że wymienił pewną ilość ciepła z otoczeniem lub wykonał pewną prace na otoczeniu (lub otoczenie na nim). Ciepło jest formą energii jaka przepływa z jednego ciała do drugiego w skutek różnicy temperatur. Tak więc zmianę energii wewnętrznej ( ΔU ) możemy zapisać jako: ΔU = W + Q – jest to pierwsza zasada termodynamiki Pierwsza zasada termodynamiki stwierdza że zmiana energii wewnętrznej układu ( ΔU ) jest równa sumie pracy wykonanej przez układ (lub na układnie) i ciepła odprowadzonego (lub doprowadzonego) do układu. Każdej reakcji chemicznej towarzyszy pobieranie lub wydzielanie ciepła, ponadto w niektórych zachodzi wymiana pracy. We wszystkich reakcjach, którym towarzyszy zmiana objętości układu (wzrost- doświadczenie wyżej, lub zmniejszenie - niżej), są związane z wymianą pracy. Inny rodzaj pracy stanowi praca wykonywana podczas przenoszenia ładunków elektrycznych w ogniwach galwanicznych. Istnieje wiele reakcji np. H2 + Cl2 ==> 2 HCl którym nie towarzyszy zmiana objętości układu – 1 mol każdego gazu ma taką samą objętość, która wynosi w warunkach normalnych 22,4 dm3 . Zmiana energii wewnętrznej układu wywołana jest jedynie wymianą ciepła wewnątrz układu. Innym rodzajem reakcji jest synteza amoniaku z pierwiastków N2 + 3 H2 ==> 2 NH3 W wyniku tej reakcji zmniejsza nam się objętość układu, z 4 jednostek na 2. Wymiana energii w tym wypadku spowodowana jest wymianą ciepła i wymianą pracy, ale to otoczenie wykonuje prace na układzie, ściskając go. No skoro już mamy za sobą trochę teorii wracamy do naszego pierwszego równania 2 H2 + O2 ==> 2 H2O + Q Równania chemiczne w których zaznaczony jest efekt cieplny to równania termochemiczne. Zastanówmy się teraz w czym można by mierzyć to ciepło. Ciepło to energia a energie mierzymy w dżulach ( J ) lub jednostkach większych kilo dżulach ( kJ ) . A jak spalę kilogram i 1 gram węgla to będzie zasadnicza różnica energii, więc trzeba by uwzględnić także masę. Masę mierzymy w kilogramach, bądź w gramach, ale kilogramy to trochę nie po chemicznemu. Typową, chemiczną jednostką mierzenia ilości jest mol, tak więc żeby było ładnie po chemicznemu, i żeby się ładnie liczyło energie chemiczną mierzymy w kJ/mol – kilodżulach na mol. W przypadku przytoczonej reakcji wydzielona energia wynosi 242 kJ/mol, ale skoro mamy 2 mole wody wpisujemy wielkość 2 razy większą czyli 484 kJ 2 H2 + O2 ==> 2 H2O + 484 kJ Wyraźnie widać że mamy do czynienie z reakcją egzotermiczną, prócz H2O w reakcji powstaje także duża ilość ciepła. Ale jeżeli skroplę wodę, to odda mi ona jeszcze część energii, bo w tym wypadku jest gazem dlatego też w równaniach termochemicznych zaznaczamy również stany skupienia reagentów g - gaz , c – ciecz, s – ciało stałe 2 H2(g) + O2(g) ==> 2 H2O(g) + 484 kJ Natomiast w przypadku w którym woda będzie występowała w stanie ciekłym otrzymamy następujące równanie: 2 H2(g) + O2(g) ==> 2 H2O(c) + 572 kJ Różnica duża, bo aż 88 kJ . Jest to ciepło oddane przez 2 mole pary wodnej w procesie skraplania. Dlatego reakcje w wyniku których powstaje woda są mniej egzotermiczne niż reakcje w których woda nie powstaje – duża część energii idzie w zamianę wody w parę wodną. W jaki sposób możemy obliczyć ciepło reakcji ? Otóż w tabelach mamy podane ciepło tworzenia czyli energię potrzebną do wytworzenia 1 mola substancji z najprostszych cząstek, czyli pierwiastków. Tak na przykład ciepło tworzenia CO2 wynosi –393 kJ/mol, co to oznacza ? Oznacza to że do wytworzenia 1 mole CO2 z najprostszych cząstek, czyli C i O2 potrzeba zabrać substratom tą energie. Brzmi to raczej głupio ale spróbujmy to przedstawić to w postaci równania C + O2 + ( - 393 kJ ) ==> CO2 Przenieśmy energie na prawą stronę C + O2 ==> CO2 + 393 kJ Teraz może jest to trochę jaśniejsze. Jeżeli po prawej mamy wartość dodatnią tzn. że mamy reakcje egzotermiczną, jeżeli zaś ujemną to reakcja endotermiczną. Przypominam, ciepło tworzenia to energia jaka jest potrzebna do wytworzenia 1 mola danej substancji, a skoro ta energia musi byś wydzielona podczas tworzenia to wartość ciepła tworzenia jest ujemna, bo związek tworzy nam się z tego co mamy, czyli również i z tej ujemnej energii. Mamy kolejną reakcję, całkowite spalenie acetylenu i chcemy policzysz wartość ciepła reakcji. Wartość ciepła reakcji jest równa różnicy ciepł tworzenia substratów i produktów. Najprostsze cząstki, czyli pierwiastki nie mogą już powstać z prostszych, więc ich ciepło tworzenia jest równe 0. 2 C2H2 + 5 O2 ==> 4 CO2 + 2 H2O 2* 228 + 5 * 0 ==> 4 * (-393) + 2 * ( -286) 456 ==> -2144 Teraz odejmujemy energie Q = 456 – (-2144) = 2600 kJ No i piszemy równanie termochemiczne 2 C2H2 + 5 O2 ==> 4 CO2 + 2 H2O + 2600 kJ Jeżeli nie znamy ciepła tworzenia jakiegoś związku możemy obliczyć przybliżoną wartość reakcji korzystając z tabeli energii wiązań chemicznych. Policzmy sobie np. ciepło spalania metanu.
2664 – 3342 = -678 kJ No i wpisujemy dane do równania CH4 + 2 O2 + (-678 kJ) ==> CO2 + 2 H2O CH4 + 2 O2 ==> CO2 + 2 H2O + 678 kJ Jednak metoda ta jest obarczona dużym marginesem błędu (ponad 10%), ponieważ wartości w tabelach są wartościami średnimi dla różnych cząsteczek . Ponadto można ją stosować tylko dla reakcji w ,których wszystkie reagenty są w stanie gazowym, nie można jej stosować do reakcji w której występują pierścienie aromatyczne i cykloalkany.
|
|||||||||||||||||||||
| « poprzednia | następna » |
|---|