TERMOKEMIJA Termodinamika je znanost o energiji, te njenim pretvorbama iz jednog oblika u drugi. Termodinamika se zasniva na tri zakona. Prvi zakon termodinamike ili Zakon o očuvanju energije glasi: - Energija je neuništiva i samo prelazi iz jednog oblika u drugi.
TERMOKEMIJA je jedan dio termodinamike. Termokemija je područje fizikalne kemije koja proučava toplinske promjene pri fizikalnim i kemijskim promjenama.
Sustav i okolina Važna su dva termodinamička pojma : sustav i okolina. Reakcijska posuda i tvari koje se nalaze u njoj su sustav, a sve ostalo oko reakcijske posude je okolina (zrak ili voda).
Razlikujemo tri vrste sustava:
– je sustav u kojem je moguća razmjena tvari i energije s a) otvoreni sustav – je okolinom – npr. bioorganizmi. – je sustav u kojem se s okolinom može razmjenjivati samo b) zatvoreni sustav – je energija – npr. zatvoreni termofor c) izolirani sustav – je – je sustav koji s okolinom ne razmjenjuje ništa, niti tvari, niti energiju. Potpuno izolirani sus tav ne postoji u našem svemiru, a primjer za približno izolirani sustav je zatvorena termos-boca.
Dakle, tvari i energija su čvrsto povezani.
Shvatiti energiju nije jednostavno, kao shvatiti tvari. Energija se ne može uhvatiti rukom, ili se ne može staviti u bocu da bi se promatrala. No može se reći da je energija ono što tvar ima ako je sposobna obaviti neki rad.
Energija se javlja u više oblika (udžbenik): - toplina - svjetlost - električna energija - nuklearna energija i dr. - kinetička energija (energija gibanja) - toplina je jedan od oblika k inetičke energije, 2
jer je rezultat gibanja i sudaranja atoma ili molekula (E k = mv / 2) - potencijalna energija - energija pohranjena u nekom tijelu koje je u mirovanju i
može se pretvoriti u kinetičku energiju - kemijska energija – energija pohranjena u kemijskim vezama i dr.
1) Pri fizikalnim promjenama (promjene agregatnih stanja) nema preslagivanja kemijskih veza. Npr. ako se šećer usitni tako da postane prašak, ta promjena nije
kemijska, jer se tim postupkom svojstva šećera ne mijenjaju. Razmjena energije između sustava i okoline očituje se samo u oslobađanju ili vezanju topline.
2) Pri kemijskim promjenama osim topline između sustava i okoline razmjenjuju se i ili električna energija (npr. gorenje drva, drugi oblici energije, npr. svjetlosna ili gorenje magn ezija, galvanski članak i dr.) . Dolazi do preslagivanja atoma, što znači kidanje starih i stvaranje novih kemijskih veza.
Npr. jednadžba reakcije gorenja metana prikazana molekulskim i strukturnim formulama:
Egzotermne reakcije – energija iz sustava odlazi u okolinu Endoterma reakcija – energija iz okoline ulazi u sustav
Shvatiti energiju nije jednostavno, kao shvatiti tvari. Energija se ne može uhvatiti rukom, ili se ne može staviti u bocu da bi se promatrala. No može se reći da je energija ono što tvar ima ako je sposobna obaviti neki rad.
Energija se javlja u više oblika (udžbenik): - toplina - svjetlost - električna energija - nuklearna energija i dr. - kinetička energija (energija gibanja) - toplina je jedan od oblika k inetičke energije, 2
jer je rezultat gibanja i sudaranja atoma ili molekula (E k = mv / 2) - potencijalna energija - energija pohranjena u nekom tijelu koje je u mirovanju i
može se pretvoriti u kinetičku energiju - kemijska energija – energija pohranjena u kemijskim vezama i dr.
1) Pri fizikalnim promjenama (promjene agregatnih stanja) nema preslagivanja kemijskih veza. Npr. ako se šećer usitni tako da postane prašak, ta promjena nije
kemijska, jer se tim postupkom svojstva šećera ne mijenjaju. Razmjena energije između sustava i okoline očituje se samo u oslobađanju ili vezanju topline.
2) Pri kemijskim promjenama osim topline između sustava i okoline razmjenjuju se i ili električna energija (npr. gorenje drva, drugi oblici energije, npr. svjetlosna ili gorenje magn ezija, galvanski članak i dr.) . Dolazi do preslagivanja atoma, što znači kidanje starih i stvaranje novih kemijskih veza.
Npr. jednadžba reakcije gorenja metana prikazana molekulskim i strukturnim formulama:
Egzotermne reakcije – energija iz sustava odlazi u okolinu Endoterma reakcija – energija iz okoline ulazi u sustav
KALORIMETAR Uređaj pomoću kojeg se može ustanoviti je li neka fizikalna ili kemijska reakcija egzotermna ili endotermna zove se kalorimetar. Kalorimetar je posuda dobro toplinski izolirana izo lirana od okoline da bi se spri ječio prijenos topline između okoline i kalorimetra. K alorimetar možemo zamisliti kao termos bocu s
termometrom, na kojem očitavamo promjenu temperature. Uz poznavanje mase uzorka, toplinskog kapaciteta kalorimetra i promjene temperature
možemo ustanoviti da li neka reakcija egzotermna ili endotermna.
Toplinski kapacitet Sve tvari imaju određeni toplinski kapacitet, C. C. Toplinski kapacitet je određena količina topline koju neka tvar može vezati (apsorbirati) tako da joj se temperatura povisi za 1 K, a da se ona pri tome kemijski ne promijeni. Toplinski kapacitet je omjer apsorbirane topline i promjene temperature:
Q C = --------
ΔT
J [ -----K
-1
ili J K ]
Toplinski kapacitet bilo koje tvari može se naći u tablicama kao : a) specifični ili maseni toplinski kapacitet, c b) molarni toplinski kapacitet tvari, Cm
Specifični ili maseni toplinski kapacitet (c) je toplina potrebna da se 1 gramu neke tvari temperatura povisi za 1 K. Izražava se kao omjer toplinskog kapaciteta i mase tvari:
C c = -----m
Q ili c = -----------ΔT m
-1
JK -1 -1 [ ---------- ili J K g ] g
Npr. specifični toplinski kapacitet vode c(H 2O) = 4,18 J/K g, aluminija c(Al) = 0,904 J/K g. Voda ima mnogo veći specifični toplinski kapacitet od aluminija. To znači da može apsorbirati
mnogo više topline. Zato se sporije zagrijava i sporije hladi od većine tvari, što je važna ekološka i fiziološka činjenica.
Molarni toplinski kapacitet (Cm) je toplina potrebna da se 1 molu neke tvari temperatura povisi za 1 K. Izražava se kao omjer toplinskog kapaciteta i množine tvari: C Cm = -----n
Q ili c = ---------ΔT n
-1
JK [ ---------mol
-1
-1
ili J K mol ]
Specifični i molarni toplinski kapacitet međusobn o su povezani izrazom: Cm = c ∙ M Ako se reakcija odvija u kalorimetru u vodenoj otopini. Prije otapanja ili reakcije s vodom treba
izmjeriti mase reaktanata. Također, treba poznavati masu vode u kojoj će se odvijati reakcija. Treba znati specifični toplinski kapac itet vode. Provodi li se reakcija u kalorimetru u vodenoj otopini, može se zanemariti toplinski kapacitet otopljenih tvari, jer je jako malen u odnosu na toplinski kapacitet vode. Dakle, kada se reakcija u kalorimetru vrši u vodenoj otopini, oslobođena ili utrošena toplina izračuna se tako da se masa vode u kalorimetru (m) pomnoži s toplinskim kapacitetom vode (c) i promjenom temperature reakcijske smjese (Δt) prema formuli:
Q = m ∙ c ∙ Δt
Oblici izmjene energije između sustava i okoline su: toplin a i rad. Toplina (Q) je energija koju sustav izmjenjuje s okolinom zbog razlike u temperaturi između sustava i okoline –toplina prelazi s toplijeg tijela na hladnije dok se temperature ne izjednače. Mjerimo je u joulima. Rad je svaki prijenos energije koji nije toplina. Oznak a za rad je W i takođe ga mjerim o u joulima, J.
W = F ∙ l (J = N ∙ m)
Toplina i rad mogu imati pozitivne i negativne vrijednosti, ovisno o tome prima li ili gubi sustav toplinu,
odnosno da li sustav vrši ili trpi rad. Predznaci za toplinu i rad su sljedeći: -
dovođenje topline sustavu: odvođenje topline iz sustava u okolinu: rad izvršen nad sustavom: sustav vrši rad nad okolinom:
Q>0 Q<0 W>0 W<0
c=C/m C=c∙m
C m = C / n C = C m ∙ n
→ c ∙ m = C m ∙ n
C m = c ∙ m / n C m (NaCl) = 0,854 J / (K g ) ∙ 58,44 g/mol =
Q = 250 g ∙ (100 K – 15 K) ∙ 0,385 J / (K g) = = 250 g ∙ 85 K ∙ 0,385 J / (K g) =
m (Al) = 8181,25 J / 85 K ∙ 0,904 J / (K g) = m (Fe) = 8181,25 J / 85 K ∙ 0,448 J / (K g) =
C m( Al) = 0,904 J / (K g) ∙ 26,98 g/mol = C m( Cu) = 0,385 J / (K g) ∙ 63,55 g/mol = C m( Fe) = 0,448 J / (K g) ∙ 55,85 g/mol =
Δt(voda) = 50 – 20 = 30oC = 30 K Δt(Fe) = 800 – 50 = 750 oC = 750 K Q 1 = Q 2
m(Fe) ∙ c(Fe) ∙ Δt(Fe) = m(H2O) ∙ c(H2O) ∙ Δt(H2O) m(H2O) = m(Fe) ∙ c(Fe) ∙ Δt(Fe) / c(H2O) ∙ Δt(H2O) m(H2O) = 1000 g ∙ 0,448 J / (K g) ∙ 750 K / 4,187 J / (K g) ∙ 30 K =
m(H2O) =
Q(voda) + Q(Cu) = Q(ukupno) Q(voda) = c ∙ m ∙ Δt = 62 805 J
Q(Cu) = c ∙ m ∙ Δt = 2310 J Q(ukupno) = 65 115 J ogrijevna vrijednost = 65 115 J / 2 g =
Q=
∙ c ∙ Δt =
c ∙ Δt =
Q = 1 K ∙ 1 molekula /L ∙ 18 g/mol ∙ 4,187 J / (K g) =
M = C m / c = 27,4 J(K mol) / 0,115 J /(K g) = 238,2 g/mol → uranij, U
n(Cl) = m / M = 35,45 g : 35,45 g/mol = 1 mol n(U) = 79,36 g : 238,2 g/mol = 0,333 mol N(U) : N(Cl) = 0,333/0,333 : 1/0,333 = 1 : 3 →
natrij ili kalij
krom ili molibden
c(Na) = 1,09 J/(K g) c(Cr) = 0,48 J/(K g)
željezo ili srebro
aluminij ili zlato
c(Fe) = 0,45 J/(K g) c(Al) = 0,93 J/(K g)
Q = m ∙ c ∙ ΔT
ΔT = Q / m ∙ c = 504 J / 30 g x 0,84 J /(K g) =
Q = 400 000 kg ∙ 4 K ∙ 4185 J / ( K kg) =
m 1 ∙ c 1 ∙ ΔT 1 + m 2 ∙ c 2 ∙ ΔT 2 = m uk ∙ c uk ∙ ΔT uk m 1 ∙ ΔT 1 + m 2 ∙ ΔT 2 = m uk ∙ ΔT uk m 1 ∙ ΔT 1 + m 2 ∙ ΔT 2 = (m 1 + m 2 ) ∙ ΔT uk
600 ∙ 90 + 20 ∙ m2 = (600 + m 2) ∙ 50 54 000 + 20 m2 = 30 000 + 50 m 2 24 000 = 30 m2 m2 = 24 000 / 30 =
m 1 ∙ ΔT 1 + m 2 ∙ ΔT 2 = m uk ∙ ΔT uk
2 x 325 + 8 x 295 = 10 X 3010 = 10 X X = 3010 / 10 =
=
Q(voda) = Q(Cu) Q (voda) = c m Δt = 10 kg x 4185 J / (K kg) x (T – 300 K) Q (Cu) = c m Δt = 8 kg x 396 J / (K kg) x (400 – T)
41 850 T – 12 555 000 = 1 267 200 – 3168 T T = 13 822 200 / 45 018 =
Q(voda) + Q(Fe) = Q(ukupno) Q (voda) = c ∙ m ∙ Δt = 27 170 000 J Q (Cu) = c ∙ m ∙ Δt = 873 600 J Q (ukupno) = 28 043 600 J = W(rad) = 28 043 600 Ws / 3 600 s =
Q = m ∙ c ∙ ΔT = 2 508 000 J = 2 508 000 Ws
t = W / P = 2 508 000 Ws / 2000 W =
ΔT = Q / c ∙ m = 100 kJ : 4kJ/(kg K) · 1 kg =
Q = m ∙ c ∙ (t 2 – t 1 ) = 4,2 kJ/(kg K) · 3 kg 100 K =
c = Q / m ∙ (t 2 – t 1 ) =
m = V ∙ ρ = 1,24 kg/m 3 · 80 m 3 = Q = m ∙ c ∙ ΔT = 1000 x 99,2 x 4 =
m = V ∙ ρ = 600 m 3 ∙ 1000 kg /m3 = 600 000 kg Q = m ∙ c ∙ ΔT =
=
m = Q / c ∙ ΔT = 169 kJ / 4,2 kJ/(K kg) x 80 K =
R: 30 kJ
Q = c(Al) ∙ m(Al) ∙ 80 K + c(voda) ∙ m(voda) ∙ 80 K =
c(Ag) = Q / ΔT ∙ m = 1,5 kJ / 50 K x 0,12 kg =
T = m 1 ∙ t 1 + m 2 ∙ t 2 / m 1 + m 2 = 22oC
Q (voda) = 0,525 kJ m (Al) = 0,525 kJ / 0,92 kJ / (K kg) ∙ 5 K =
ΔT = Q / m ∙ c = 18 K 20oC + 18oC =
0,25 kg ∙ (90 – T) = 0,02 kg ∙ (T – 5) T = 22,6 / 0,27 =
ENTALPIJA Većina fizikalnih i kemij skih reakcija, posebno onih u živom organizmu, odvijaju se pri atmosferskom, tj. konstantnom tlaku. Zato je iz čisto praktičnih razloga uvedena termodinamička funkcija koja se naziva entalpija, a označava se slovom H.
Entalpija se može zamisliti kao spremište energije iz kojeg se može dobiti toplina.
Toplina koja se oslobodi ili veže tijekom reakcija pri stalnom tlaku zove se prirast entalpije:
Q = ΔH (p = konst.)
[ J ili kJ]
je fancy ime za toplinu. Entalpija je funkcija stanja sustava – određena je isključivo trenutačnim stanjem sustava (temperatura, tlak, volumen,...), a ne i putem kojim se u to stanje došlo .
Npr. ako je temperatura sustava, npr. 25 oC, važan je samo taj podatak, a ne kako je ta temperatura postignuta. Isto tako, ako se temperatura povisi na 35 oC, važan je podatak prirast o o o temperature (Δt = 35 C – 25 C = 10 C ili ΔT = 10 K)), a nije bitno da li su taj prirast uzrokovali
Sunce, otvoreni plamen ili nešto drugo . Apsolutni iznos entalpije nekog sustava ne znamo. Nije moguće izmjeriti apsolutnu vrijednost unutarnje energije, tj. entalpije sustava. Na primjer, unut. energija molekula plina uključuje: - energiju linarnog (translacijskog) gibanja molekule - energiju rotacijskog gibanja molekula - energiju vibracija atoma unutar molekule - energiju kemijske veze - energiju gibanja elektrona - energiju veze elektrona s jezgrom atoma - energiju van der Waalsovih sila - tu je i energija jezgara atoma, iako ona pri kemijskim reakcijama ne sudjeluje
No, možemo izmjeriti i izračunati promjenu ili prirast entalpije, ΔH .
Prirast entalpije, ΔH, je razlika energija izmeđ u konačnog i početnog stanja tijekom nekog fizikalnog ili kemijskog procesa, a može se izmjeriti . ΔH = H KONAČNO – H POČETNO
ili
ΔH = H PRODUKTI – H REAKTANTI
Prirast entalpije može imati pozi tivan i negativan predznak. 1) Kad sustav okolini preda toplinu, njegov se energetski sadržaj smanji, pa je prirast entalpije za tu reakciju negativan (P imaju manji sadržaj energije nego R) ΔH < 0 EGZOTERMNA REAKCIJA
2) Kad sustav primi toplinu iz okoline, energetski sadržaj mu se povećava, pa je prirast entalpije za tu reakciju pozitivan (P imaju ve ći sadržaj energije nego R). ENDOTERMNA REAKCIJA ΔH > O Prirast entalpije može se prikazati i entalpijskim dijagramom.
VRSTE ENTALPIJA Ovisno o vrsti procesa, nailazimo na različite vrste i oznake entalpija: 1. 2. 3. 4. 5. 6.
Standardna entalpija nastajanja spoja, Δ f Ho (engl. formation = nastajanje) Standardna reakcijska entalpija, Δ rHo (engl. reaktion) Standardna entalpija sagorijevanja, Δ cHo (engl. combustion = sagorijevanje) y o Standardna entalpija prijelaza iz jednog u drugo agregatno stanje , Δx H Standardna entalpija kemijskih veza, Δ bHo (eng. bond) Entalpija ionizacije i dr.
o
1. Standardna molarna entalpija nastajanja spoja, Δf H (engl. formation = nastajanje)
Standardna molarna entalpija nastajanja nekog spoja je toplina koja se oslobodi ili veže kada 1 mol nekog spoja nastaje iz elementarnih tvari pri s.u. (25 oC i 105 Pa). Npr. nastajanje vode iz elem. tvari prikazuje se termokemijskom jednadžbom :
H2(g) + 1 / 2 O 2(g) → H2O(l)
Δf H = - 285,8 kJ/mol
uz svaki R i P je agregatno stanje vrijednost entalpije za tu reakciju (jedinica kJ/mol -toplina koju prima ili otpušta 1 mol tvari)
Treba znati da t akva kemijska reakcija uopće ne mora biti moguća. To može biti hipotetska reakcija pri kojoj spoj nastaje izravno iz elemenata.
Dogovorno se uzima da je standardna Δf H elementarnih tvari pri svakoj temperaturi jednaka 0 kJ/mol.
Δf H(H2) = 0 kJ/mol
Δf H (O2) = 0 kJ/mol
Δf H (Al) = 0 kJ/mol
Ako element ima više alotropskih modifikacija, najstabilnija među njima ima standardnu Δf H = 0 kJ/mol. Pod najstabilnijem stanjem ne podrazumijevamo samo najstabilnije agregacijsko stanje tvari nego i najstabilniju modifikaciju.
Δf H (grafit) = 0 kJ/mol
Δf H (dijamant) = 2 kJ/mol
Podatke za vrijednost Δf H tvari nalazimo u
termodinamičkim tablicama.
o
2. Standardna reakcijska entalpija, ΔrH
(engl. reaktion)
Toplina koja se oslobodi ili veže u nekoj kemijskoj reakciji. Δr H može se izračunati na više načina: a) Δr H = Σ Δf H produkti – Σ Δf Hreaktanti b) pomoću Hessovog zakona
ZADACI: 1. Izračunaj reakcijsku entalpiju gorenja magnezija po 1 molu nastalog produkta. Da li proces egzoterman ili endoterman? Napiši termokemijsku jednadžu procesa i nacrtaj entalpijski dijagram te reakcije.
Mg(s) + ½ O2(g) → MgO(s)
→ egzotermna
ΔrH = - 601,83 - [0 + ½ ∙ 0] =
2. Izračunaj ΔrH za reakciju raspada kalcijeva karbonata na kalcijev oksid i ugljikov dioksid. Napiši termokemijsku jednadžu procesa i nacrtaj entalpijski dijagram te reakcije. Da li je proces egzoterman ili endoterman?
CaCO3(s) ―Δ→ CaO(s) + CO 2(g)
→ endotermna
ΔrH = [- 635,5 + (-393,5)] – (-1206,9) =
3. Izračunaj standardnu Δf H (nitroglicerina), ako se njegova eksplozija može opisati
sljedećom jednadžbom: 4 C3H5(NO3)3(l) → 12 CO 2(g) + 10 H2O(l) + 6 N2(g) + O2(g) ΔrH = - 2380 kJ/mol = - 2380 kJ/mol
ΔrH= - 5200 kJ/mol
=
Ako je zadana masa ili množina neke tvari koja sudjeluje u reakciji može se izračunati prirast entalpije po molu te tvari : (X) n Q = ΔH = Δr H -----------
υ (X) n(X) = množina zadane tvari υ (X) = stehiometrijski koeficijent tvari X (očitavamo ga iz kemijske jednadžbe) ΔrH = reakcijska entalpija
4. Koliki će biti prirast entalpije pri stvaranju 1 grama bakrova(I)oksida iz elementarnog bakra i kisika pri s.u., ako je molarna Δ rH = - 333,4 kJ/mol?
4 Cu(s) + O2(g)
→ Cu2O(s)
ΔrH = - 333,4 kJ/mol /
n(Cu2O) = 1 g / 143,1 g/mol = 0,007 mol ΔH = - 333,4 kJ/mol ∙ 0,007 mol : =
5. Koliki je prirast entalpije ako 1 kg kalcijeva oksida reagira s vodom? Jednadžba reakcije je CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s).
ΔrH = - 65,25 kJ/mol (prema tablicama) n(CaO) = 1000 g : 56,08 g/mol = 17,83 mol ΔH = - 65,25 kJ/mol ∙ 17,83 mol : 1 =
HESSOV ZAKON German Ivanovič Hess – ruski kemičar i liječnik, istraživao u području termokemije.
Zamislimo planinarski dom na 2000 m nadmorske visine. Prvi putnik stiže u taj dom s podnožja planine ko je je na 400 m nadmorske visine planinarskom stazom. Drugi putnik također stiže s podnožja planine, ali žičarom. Treći putnik popeo se na vrhunac na 2400 m pa s tog vrha silazi u planinarski dom. Četvrti dolazi James Bond: on je krenuo s poletišta na razin i mora helihopterom, njime se popeo na 3000 m visine, zatim je iskočio padobranom i spustio se u dom. Ove četiri osobe došle su u planinarski dom na različite načine i s različitih položaja, ali to ne mijenja nadmorsku visinu njihovog odredišta.
Reakcijska entalpija neke reakcije dobiva se zbrajanjem svih koraka na koje
se reakcija može rastaviti: ΔrH = ΔrH1 + ΔrH2 + ΔrH3 + .... Reakcijska entalpija za neku reakciju je neovisna o tome kako iz reaktanata dolazimo do
produkata. Kojim god od mogućim puteva došli do produkata iz istih reaktanata, ona će uvijek imati istu vrijednost.
ZADACI: 1. Zadane su sljedeće kemijske jednadžbe. Odredi Δf H CO iz ugljika (grafita) i kisika, tj. 2 C(s) + O2(g) → 2 CO(g) (1) C(s) + O2(g) → CO2(g) (2) 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g)
ΔrH = - 393,5 kJ/mol ΔrH = - 566 kJ/mol
(1) C(s) + O2(g) → CO2(g) (2) 2 CO2(g) → 2 CO(g) + O2(g)
ΔrH = - 393,5 kJ/mol / ∙2 ΔrH = + 566 kJ/mol
2 C(s) + 2 O2(g) + 2 CO2(g) → 2 CO2(g) + 2 CO(g) + O2(g)
Slijedi zbrajanje svih koraka: ΔrH = - 787 + 566 = Da bi dobili moramo podijeliti sa dva:
2. Zadane su sljedeće termokemijske jednadžbe: (1) N2O3(g) → NO(g) + NO2(g) (2) ½ N2(g) + ½ O 2(g) → NO(g) (3) ½ N2(g) + O2(g) → NO2(g)
ΔrH = 39,7 kJ/mol ΔrH = 90,37 kJ/mol ΔrH = 33,85 kJ/mol
Izračunaj ΔrH za reakciju: N2O3(g) → N2(g) + 3/2 O2(g)
(1) N2O3(g) → NO(g) + NO2(g) ΔrH1= 39,7 kJ/mol (2) NO(g) → ½ N2(g) + ½ O2(g) ΔrH 2= - 90,37 kJ/mol ΔrH 3= - 33,85 kJ/mol (3) NO2(g) → ½ N2(g) + O2(g) N2O3(g) + NO(g) + NO2(g) → NO(g) + NO2(g) + N2(g) + 3/2 O2(g) N2O3(g) → N2(g) + 3/2 O2(g) ΔrH = 39,7 + (- 90,37) + (- 33,85) =
3. Otapanje modre galice: CuSO 4 ∙ 5 H2O (s) → CuSO4 (aq) + 5 H 2O (l) ΔrH = 5,4 kJ/mol Otapanje bezvodnog CuSO 4: CuSO4 (s)→ CuSO4 (aq) ΔrH = - 73 kJ/mol
Izračunaj promjenu entalpije kristalizacije modre galice iz otopine. CuSO4 · 5 H2O (s) → CuSO4 (aq) + 5 H2O (l) ΔrH = 5,4 kJ/mol ΔrH = - 73 kJ/mol CuSO4 (s)→ CuSO4 (aq) _____________________________________________________________________ CuSO4 (s) + 5 H2O (l) → CuSO4 · 5 H2O (s) ΔrH = - 5,4 + (-73,5) =
5. Poznate su entalpije sljedećih reakcija: (1) 2 NaCl(s) + H2O(l) → 2 HCl(g) + Na 2O(s) (2) NO(g) + NO 2(g) + Na 2O(s) → 2 NaNO2(s) (3) NO(g) + NO 2(g) → N2O(g) + O2(g) (4) 2 HNO2(aq) → N2O(g) + O 2(g) + H2O(l) Izračunaj entalpiju reakcije klorovodične kiseline i natrij -nitrita: HCl(g) + NaNO2(s) → HNO2(aq) + NaCl(s) (1) HCl(g) + ½ Na2O(s) → NaCl(s) + ½ H2O(l) (2) NaNO2(s) → ½ NO(g) + ½ NO2(g) + ½ Na2O(s) (3) ½ NO(g) + ½ NO2(g) → ½ N2O(g) + ½ O2(g) (4) ½ N2O(g) + ½ O2(g) + ½ H2O(l) → HNO2(aq)
ΔrH1 = 507,3 kJ/mol ΔrH2 = - 427,1 kJ/mol ΔrH3 = - 42,7 kJ/mol ΔrH4 = 34,4 kJ/mol
ΔrH 1 = - 253,65 kJ/mol ΔrH 2 = 213,55 kJ/mol ΔrH 3 = - 21,35 kJ/mol ΔrH 4 = - 17,2 kJ/mol
ΔrH = - 253,65 + 213,55 + (- 21,35) + (- 17,2) =
6. Izračunaj ΔrH za reakciju: 2 C(s) + 2 H2O(g) → CH4(g) + CO2(g)
ako su poznate entalpije sljedećih reakcija: (1) C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) (2) CO2(g) + H2(g) → CO(g) + H 2O(g) (3) CO(g) + 3 H 2(g) → H2O(g) + CH4(g)
ΔrH 1 = 131,3 kJ/mol ΔrH 2 = 41,2 kJ/mol ΔrH 3 = - 206,1 kJ/mol
(1) 2 C(s) + 2 H2O(g) → 2 CO(g) + 2 H 2(g) (2) CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g) (3) CO(g) + 3 H2(g) → H2O(g) + CH4(g) ΔrH = 262,6 + (- 41,2) + (- 206,1) =
ΔrH 1 = 262,6 kJ/mol ΔrH 2 = - 41,2 kJ/mol ΔrH 3 = - 206,1 kJ/mol
o
3. Standardna entalpija sagorijevanja, ΔcH (engl. combustion = sagorijevanje)
Toplina koja se oslobađa kada 1 mol neke tvari u potpunosti oksid ira s molekularnim kisikom u konačne produkte. C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 H2O(l) + 6 CO2(g) CH4(g) + 2 O2(g) → 2 H2O(l) + CO2(g) C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 H2O(l) + 5 CO2(g)
ΔcH = - 2816 kJ/mol ΔcH = - 890 kJ/mol
1. U kalorimetru su izmjerene sljedeće st andardne Δ f H : Δf H(C2H2, g) = 227,2 kJ/mol, Δf H(CO2, g) = -393,5 kJ/mol, Δf H(H2O, l) = - 285,8 kJ/mol. Izračunaj standardnu ΔcH etina po molu etina. Da li je proces endoterman ili egzoterman? Nacrtaj entalpijski dijagram i
napiši termokemijsku jednadžbu. 2 C2H2(g) + 5 O2(g) → 4 CO2(g) + 2 H2O(l) / : 2 C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(l) = [2 ∙ (-393,5) + (- 285,8)] - [227,2 + 5/2 ∙ 0] =
→ egzotermna
4. Standardna entalpija prijelaza iz jednog u drugo agr. stanje Toplina potrebna da 1 mol neke tvari prijeđe iz jednog u drugo agregatno stanje.
Tako se entalpija isparavanja piše ovako: ΔlgH ili ΔvapH Naziv faznog prijelaza
Engleski naziv
isparavanje kondenzacija sublimacija taljenje očvršćivanje
vaporisation condensation sublimation fusion freezing
1. Izračunaj entalpiju isparavanja vode. H2O(l) → H2O(g) ΔlgH = Hp – Hr = - 241,8 – (-285,8) =
2. Izračunaj entalpiju kondenzacije vode. H2O(g) → H2O(l) ΔglH = Hp – Hr = -285,8 – (- 241,8) =
3. Napiši izraz za : a) kondenzaciju neke tvari, b) taljenje, c) sublimaciju
4. Kako bi koristeći Hessov zakon izračunali entalpija sublimacije? ΔsgH ili ΔsubH = ΔslH + ΔlgH
5. Mokra odjeća može biti kobna za planinara. Pretpostavimo li
da je odjeća upila 1 kg
g
vode izračunaj (podaci : Δl H(H2O) = 44 kJ/mol, ΔcH(glukoza) = - 2800 kJ/mol): a) Koliku bi količinu topline tijelo moralo izgubiti da posuši odjeću? b) Koju masu glukoze bi čovjek morao potrošiti da tu količinu topline nadoknadi ?
n(voda) = 1000 g : 18,016 g/mol = 55,51 mol Q = ΔH = ΔlgH(H2O) ∙ n /ν = 44 kJ/mol ∙ 55,51 mol = 2442,4 kJ za isparavanje vode potrebno je 2442,4 kJ, dakle naše tijelo bi trebalo izgubiti
ΔcH(glukoza) = Q / n(glukoza) n(glukoza) = Q / ΔcH(glukoza) = - 2442,4 kJ : 2800 kJ/mol = 0,872 mol m(glukoza) = 0,872 mol ∙ 180 g/mol =
o
6. Standardna entalpija (energija) kemijskih veza, ΔbH (eng. bond) Toplina potrebna da se pokida kovalentna veza iz među dva atoma. Prirast standardne entalpije jednak je razlici standardnih entalpija za kidanje i nastajanje veza.
(ΔH = količina E koja se uloži da se pokidaju veze u molekulama – količina E koja se oslobodi kada nastanu nove kemijske veze).
ZADATAK: Izračunaj standardnu entalpiju za reakciju gorenja metana pomoću enta lpija veza.
ΔbH (C-H) = 413 kJ/mol, ΔbH (O=O) = 497 kJ/mol, ΔbH (C=O) = 740 kJ/mol, ΔbH (O-H) = 463 kJ/mol ΔH = [4 ∙ 413 + 2 ∙ 497] - [2 ∙ 740 + 4 ∙ 463) = - 686 kJ/mol Primjer – zbirka – str. 3, zadaci 1.5., 1.6.
7. Entalpija ionizacije Toplina potrebna da se 1 mol atoma pretvori u ion. a) Entalpija ionizacije je endotermna reakcija.
Na(g) → Na+(g) + e-
b) Afinitet prema elektronu je egzotermna reakcija. -
-
Cl(g) + e → Cl (g)
ZADACI – KEMIJA S VJEŽBAMA 2 1. Objasnite pojmove egzotermno, endotermno, energija veza, reakcijska entalpija, entalpija nastajanja spoja. 2. Standardna molarna entalpija izgaranja grafita je – 393,5 kJ/mol, a dijamanta – 395, 4 kJ/mol. Koja je alotropska modifikacija stabilnija? 3. Pomoću podataka iz tablica izračunajte prirast entalpije sljedećih promjena: a) Prijelaz dijamanta u grafit R: - 1,9 kJ/mol b) Oksidacija SO2 u SO3 R: - 98,9 kJ/mol c) Redukcija ZnO ugljenom pri čemu nastaje elementarni Zn i CO R: 237,8 kJ/mol R: - 851,5 kJ/mol. d) reakcija aluminija i željezova(III)oksida 4. Pomoću podataka iz tablica izračunajte ΔrH sljedećih reakcija pri 50oC: a) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) R: - 802,3 kJ/mol b) 2 NO2(g) → N2O4(g) R: - 57,2 kJ/mol c) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) R: - 92,2 kJ/mol d) 2 NH3(g) → N2(g) + 3 H2(g) R: 92,2 kJ/mol
4. a)ΔrH = - 802,3 kJ/mol ΔrS = - 5,2 J/(K mol) ΔrG = - 800,6 kJ/mol b)ΔrH = - 57,2 kJ/mol ΔrS = - 176,7 J/(K mol) ΔrG = - 0,099 kJ/mol c)ΔrH = - 92,2 kJ/mol ΔrS = - 198,8 J/(K mol) ΔrG = - 27,96 kJ/mol ΔrS = 198,8 J/(K mol) ΔrG = 27,96 kJ/mol d)ΔrH = 92,2 kJ/mol
ZADACI – KEMIJA 2 (ALFA) 1. Zadane su dvije hipotetske reakcije i njihove standardne ΔrH X→Y ΔrH = - 35 kJ/mol X→Z ΔrH = 90 kJ/mol Prim jenom Hessova zakona izračunaj standardnu ΔrH za reakciju Y→Z.
2. Koje su fazne promjene endotermne, a koje egzotermne? 3. Za jednadžbu: Cu2O(s) + ½ O2(g) → 2 CuO(s) ΔrH iznosi – 146 kJ/mol. Kolika je entalpija stvaranja CuO(s), ako je standardna entapija stvaranja Cu 2O(s) – 168,6 kJ/mol.
4. Napiši kemisjke jednadžbe i nacrtaj entalpijske dijagrame za navedene reakcije: a) izgaranje metana u kisiku b) sublimacija suhog leda c) stvaranje 1 mol NO 2 iz elemenata (potrebna energija izvana)
ENTROPIJA Ako izvadimo komad leda i ostavimo ga na sobnoj temperaturi, led će se rastaliti , a nastala voda će nakon izvjesnog vremena ishlapiti. Ove se fizikalne promjene dešavaju spontano jer se tijekom njihova događanja (promjene agregacijskih stanja (s)→(l)→(g)) povećava nered sustava . I neke će se kemijske reakcije odvijati spontano , a neke neće sve dok ne uložimo rad. Npr. željezo će na vlažnom zraku spontano hrđati, ali se neće spontano samo od sebe „očistiti“ od hrđe. Npr, cink reagira sa HCl(aq) i pri tome nastaje ZnCl 2 i vodik.
Entropija je fizikalna veličina koja određuje stupanj neuređenosti
sustava, a mijenja se s promjenom kinetičke energije čestica u sustavu. Spontani su oni procesi u kojima se u sustavu povećava nered. Da bi se uspostavio red, valja uložiti rad, a to je nespontani proces. (npr. karte, kuglice i dr.) . Egzotermne reakcije uglavnom su spontane, jer ih prati raspršivanje energije u prostor .
Označava se se slovom S, a standardna molarna entropija Smo. Jedinica entropije je J/K mol. Očitava se iz termodinamičkih tablica, a može se uočiti: a) Sm plinova pri s.u. su približno jednaki i znatno veći od S m većine čvrstih tvari b) Sm čvrstih tvari građenih od složenih molekula (glukoza ili saharoza) su vrlo velike – imaju mnogo atoma i velika je energija raspoređena među njima c) Sm tekuće vode je niska u odnosu na druge tekućine – razlog su vodikove veze koje
molekule vode čvrsto drže jednu kraj drugih
Entropija je funkcija stanja sustava , prirast entropije neovisan o putu kojim se fizikalna ili kemijska promjena dešava. Za nju također vrijedi Hessov zakon .
ΔrS = Σ Smo produkata - Σ Smo reaktanata Ako je Δ S > 0 , stupanj nereda u kem. ili fiz. reakcijama raste. Ako je Δ S < 0 , stupanj nereda u kem. ili fiz. reakcijama se smanjuje.
Činitelji koji utječu na entropiju 1) agregatno stanje – entropija bilo koje tvari raste prema sljedećem nizu S (s) < S (l) < S (g) 2) kemijska reakcija a) Ako tijekom kem. reakcije raste broj produkata povećava se entropija ΔS > 0 N(produkata) > N(reaktanata) b) Ako tijekom kem. reakcije nastaje veći broj plinovitih produkata , ΔS > 0 3) temperatura - porastom temperature povećava se kin. E čestica i nered raste
ZADATAK: Predvidite predznak entropije , a potom je i izračunajte u sljedećim reakcijama: a) 2 NO2(g) → N2O4(g)
Δr S <0
(- 176,2 J/(K mol))
b) C 3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2()g) + 4 H2O(g)
Δr S >0
(100,7 J/(K mol))
c) H2(g) → 2 H(g)
Δr S >0
(98,6 J/(K mol))
d) CaO(s) + SO2(g) → CaSO3(s)
Δr S <0
(- 160,7 J/(K mol))
2. zakon termodinamike: Entropija svemira raste tijekom svakog spontanog procesa.
3. zakon termodinamike: Pri apsolutnoj nuli entropija savršeno sređene kristalične tvari jednaka je nuli. Smatra se da na 0 K, tj. na temperaturi apsolutne nule među česticama vlada savršeni red,
jer su čestice nepomične. Porastom temperature, kaotičnost raste (čestice sve više titraju).
DZ – Zbirka: 1.47. – 1.58.
GIBBSOVA (SLOBODNA) ENERGIJA Glavno svojstvo Gibbsove energije je određivanje spontanosti ili nespontanosti kemijskih reakcija. U reakciji stvaranja vode (vodene pare) iz vodika i kisika prirasti i entalpije i entropije manji su od nule: 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
ΔrHo = - 483,6 kJ/mol; ΔrSo = - 88,8 J/( K mol)
Naučili smo da su egzotermne reakcije uglavnom spontane , jer se tijekom reakcije oslobađa E koja je dovoljna za dovršenje reakcije. Stoga, ΔrH gornje reakcije upućuje na spontanost procesa. Ako se tijekom reakcije povećava red, takve reakcije nisu spontane . Stoga, ΔrS gornje reakcije upućuje na nespontanost procesa. Međutim, reakcija nastajanja vodene pare je zaista spontana reakcija. Zašto?
G = simbol za Gibbsovu energiju Δf Go = standardna molarna Gibbsova energija nastajanja ( očitava se iz tablica, a dobivena je na temelju eksperimentalnih podataka ) kJ/mol = jedinica Gibbsove energije
Gibbsova energija, G, uključuje entalpiju, entropiju i temperaturu.
Δr G = Δr H – T · Δr S Kad reakcijska entalpija i entropija upućuju na međusobno suprostavljen smjer reakcije, temperatura pri kojoj reakcija napreduje određuje smjer reakcije.
Kako je Gibbsova energija također funkcija stanja sustava , vrijedi i slijedeći izraz o (koristi se samo kod 25 C):
Δr G = ∑ Δf G produkata - ∑ Δf G reaktanata
ako je ΔrG < 0 – reakcija se odvija spontano od R prema P ako je ΔrG >0 – reakcija nije spontana – da bi se reakcija odvijala u
željenom smjeru, nad sustavom treba obaviti rad iz okoline ako je ΔrG = 0, r. je u stanju ravnoteže i tad vrijedi: T = ΔrH / ΔrS
ΔrH
-
+
SPONTANA PRI SVAKOJ
REAKCIJA JE SPONTANA SAMO PRI
TEMPERATURI
VIŠOJ TEMPERATURI
Δr S
+
-
REAKCIJA JE
SPONTANA SAMO PRI
NIŽOJ TEMPERATURI
NESPONTANA PRI SVAKOJ
TEMPERATURI
Razmotri spontanost događaja: ako je proces egzoterman i praćen porastom entropije; ako je proces endoterman i praćen smanjenjem entropije; i ako entalpija i entropija imaju isti predznak
Reakcija spontana na svim temp. (obje veličine ukazuju na spontanost reakcija ) 2H2O2(l) → 2 H2O(l)+ O2(g)
ΔH = - 196 kJ/mol, ΔS = 125 J(K mol)
Reakcija nespontana na svim temp. ( veličine ukazuju na nespontanost reakcije ) 3 O2(g) → 2 O3(g)
ΔH = 286 kJ/mol, ΔS = - 137 J(K mol)
spontana samo pri visokim temperaturama
Može se izračunati temperatura na kojoj reakcija postaje spontana: ΔH = 178 kJ/mol, ΔS = 160,7 J(K mol) CaCO3(s) ―Δ→ CaO(s) + CO 2(g) T = ΔH / ΔS = 178 kJ/mol : 0,1607 kJ/ (K mol) = 1107 K (834oC)
Cu2O(s) + C(s) → 2 Cu(s) + CO(g)
ΔH = 58,1 kJ/mol, ΔS = 165 J(K mol)
T = ΔH / ΔS = 58,1 kJ/mol : 0,165 kJ(K mol) = 352 K (79oC)
spontana pri nižoj temperaturi
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
na
ΔH = - 1651 kJ/mol, ΔS = - 549,4 J(K mol)
Izračunaj promjene reakcijske entalpije, entropije i Gibbsove energije za reakciju: 2 ZnS(s) + 3 O2(g) → 2 ZnO(s) + 2 SO 2(g) 25oC, 100oC, 1000oC.
H = - 884 kJ/mol; S = - 0,1456 kJ/K mol; a) G = - 840,6 kJ/mol, b) G = -829,7 kJ/mol, c) G = - 698,7 kJ/mol
Δ
Odredi talište kalij-bromida u K i oC, ako je ΔrH pri taljenju kalij – bromida je 20,9 kJ/mol, dok je ΔrS pri istoj temperaturi 20,5 J/K mol. Δr H = 20,9 kJ/mol = 20,9 · 10 3 J/mol Δr S = 20,5 J/ K mol T = ? t=?
ΔrH 20,9 · 10 3 J/mol T = ---------- = ---------------------------- = ΔrS 20,5 J/ K mol
=
Odredi temperaturu na kojoj se kalcijev karbonat spontano raspada na CaO i CO2. ΔrH = 178,3 kJ/mol, ΔrS = 160,5 J/K mol. U tom je trenu ΔrG = 0. ΔrH = T ΔrS ΔrH 178,3 · 103 J/mol T = ---------- = ---------------------------- = ΔrS 160,5 J/ K mol
=
Izračunaj promjene reakcijske entalpije, entropije i GE za reakcije pri s.u. (izjednači jednadžbe): a) Cu2S(s) + O2(g) → 2 Cu(s) + SO2(g) b) 2 NH3(g) → 3 H2(g)+ N2(g) c) 3 MnO2(s) + 4 Al(s) → 2 Al2O3(s) + 3 Mn(s) d) 3 CO(g) + Fe2O3(s) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) e) 3 SiO2(s) + 4 Fe(s) → 2 Fe2O3(s)+ 3 Si(s)
Procijeni kako se mijenja entropija navedenih reakcija (bez uporabe tablica). Rezultate provjeri izračunavanjem za ΔrH, ΔrS i ΔrG. Može li se očekivati spontanost reakcije? Hoće li reakcija bolje teći pri višoj temperaturi? a) b) c) d) e)
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) Fe2O3(s) + 3 C(s) → 2 Fe(s) + 3 CO(g) C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) 2 HgO(s) → 2 Hg(l) + O2(g)
DZ – Zbirka: 1.59. – 1.61.
reakcija praskavca žarenje vapnenca dobivanje željeza u visokoj peći dobivanje vodika od ugljena i vode razlaganje živa(II)-oksida
TERMOKEMIJA 1 – ZADACI - materijali za ucenike 1. Konstruirajte entalpijske dijagrame za procese prikazane kemijskim jednadžbama: ΔrH = - 2816 kJ/mol a) C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l) ΔrH = - 74,8 kJ/mol b) C(s) + 2 H2(g) → CH4(g) ΔrH = 121 kJ/mol c) C(s) + 2 S(s) → CS 2(l) + 2+ d) Zn(s) + 2 H (aq) → Zn (aq) + H2(g) ΔrH = - 150 kJ/mol 2+ 2ΔrH = 12,6 kJ/mol e) Ca (aq) + CO3 (aq) → CaCO3(s) 2. Sljedećim procesima izračunajte reakcijsku entalpiju pomoću podataka iz tablica (provjerite da li je jednadžba izjednačena), odredite koji su procesi egzotermni, a koji endotermni, te konstruirajte entalpijske dijagrame za svaku reakciju: b) SO2(g) → S(s) + O 2(g) a) CH3CH3(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) c) Al(s) + O2(g) → Al2O3(s) d) Pb(s) + Al2O3 → Al(s) + PbO 2(s) e) H2(g) + S(s) → H 2S(g)
a) b) c) d) e)
CH3CH3(g) + 7/2 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) SO2(g) → S(s) + O2(g) 4 Al(s) + 3 O2(g) → 2 Al2O3(s) 3 Pb(s) + 2 Al2O3 → 4 Al(s) + 3 PbO2(s) H2(g) + S(s) → H2S(g)
ΔrH = - 1559,7 kJ/mol ΔrH = 296,9 kJ/mol ΔrH = - 3339,6 kJ/mol ΔrH = 2509,8 kJ/mol ΔrH = - 17,5 kJ/mol
3. U organizmu se energija skladišti stvaranjem adenozin-trifosfata (ATP) koji nastaje reakcijom adenozin-difosfata (ADP) s fosfornom kiselinom. U koje se reakciji o slobodi 38 kJ/molu energije. Da li je reakcija endotermna?
ADP + H3PO4 → ATP ΔrH = - 38 kJ/mol Reakcija je egzotermna. o
4. Standardna entalpija izgaranja šećera, C 12H22O11, jest – 5647 kJ/mol pri 25 C. Napišite
termokemijsku jednadžbu reakcije. C12H22O11(s) + 12 O 2(g) → 12 CO2(g) + 11 H 2O(g)
ΔrH = - 5647 kJ/mol
5. Pri izgaranju 1 grama amonijaka uz stalan tlak oslobođena toplina iznosi 16,63 kJ. a) Napiši jednadžbu kemijske reakcije ako su reakcijom nastali dušik(IV)-oksid i vodena para. b) Kolika je reakcijska entalpija? c) Kolika je entalpija izgaranja amonijaka (uvijek se računa po 1 molu tvari koja izgara)? ΔcH je znak za standardnu entalpiju izgaranja.
a) 4 NH3(g) + 7 O 2(g) → 4 NO2 + 6 H2O(g) b) n(NH3) = 1 g : 17,034 g/mol = 0,059 mol ΔH = ΔrH ∙ n / ν ΔrH = ΔH : (n : ν) = - 16,63 kJ :( 0,059 : 4) = - 1127,5 kJ/mol → c) NH3(g) + 7/4 O 2(g) → NO2 + 6/4 H 2O(g) ΔcH = - 1127,5 kJ/mol : 4 = - 281,9 kJ/mol o
6. Pri pripremi bakar(I)-oksida sintezom iz elemenata pri 25 C i tlaku 100 kPa oslobodi se toplina 166,7 kJ/mol po molu nastalog produkta. a) Napiši termokemijsku jednadžbu procesa. b) Izračunajte prirast entalpije pri razlaganju 0,5 mol Cu2O na elemente pri istim uvjetima.
a) 2 Cu(s) + ½ O2(g) → Cu2O(s) b) Cu2O(s) → 2 Cu(s) + ½ O2(g) ΔH = (166,7 kJ/mol ∙ 0,5 mol) : 1 = 83,35 kJ
ΔrH = - 166,7 kJ/mol ΔrH = 166,7 kJ/mol razlaganje je endotermna reakcija
7. Izračunajte prirast entalpije pri stvaranju 1 grama bakar(I)-oksida iz elementarnog bakra i kisika pri o 25 C i tlaku 100 kPa, ako je ΔrH = - 166,7 kJ/mol.
4 Cu(s) + O2(g)
→ 2 Cu2O(s) 2 Cu(s) + ½ O2(g) → Cu2O(s)
ΔrH = - 333,4 kJ/mol / :2 ΔrH = - 166,7 kJ/mol
n(Cu2O) = 1 g / 143,1 g/mol = 0,0068 mol ΔH = - 166,7 kJ/mol ∙ 0,0068 mol : 1 = - 1,16 kJ 8. Izračunajte standardnu reakciju entalpiju termičkog raspada CaCO3 na CaO i CO 2. Je li to endotermna ili egzotermna reakcija pri 25 oC i tlaku 100 kPa.
CaCO3(s) ―Δ→ CaO(s) + CO2(g) ΔrH = [- 635,5 + (-393,5)] – (-1206,9) = 177,9 kJ/mol → endotermna 9. Termičkim razlaganjem 1 mola vodene pare na plinoviti vodik i kisik utroši se energija od 242 kJ/mol. Napišite termokemijsku jednadžbu i odgovorite: a) Je li taj proces endoterman ili egzoterman? b) Koliko je topline potrebno za termičko razlaganje 2 mola vodene pare pri istoj temperaturi?
a) H2O(g) → H2(g) + 1/2 O 2(g) ΔrH = 242 kJ/mol b) ΔH = 242 kJ/mol ∙ 2 mol : 1 = 484 kJ
endoterman p.
10. Reakcijom plinovitog vodika i kisika nastaje vodena para pri istim uvjet ima kao u prethodnom zadatku. Napišite termokemijsku jednadžbu reakcije i odgovorite: a) Je li taj proces endoterman ili egzoterman? b) Koliki će biti prirast entalpije pri stvaranju 3 mola vodene pare?
a) H2(g) + 1/2 O 2(g) → H2O(g)ΔrH = - 242 kJ/mol b) ΔH = - 242 kJ/mol ∙ 3 mol : 1 = - 726 kJ
egzoterman p.
11. Za reakciju razlaganja željezo(III)-oksida koju prikazuje jednadžba 2 Fe2O3(s) → 4 Fe(s) + 3 O2(g), reakcijska entalpija iznosi 1644,4 kJ/mol. Kolika je entalpija stvaranja Fe 2O3 ?
2 Fe2O3(s) → 4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe(s) + 3/2 O 2(g) → Fe2O3(s)
ΔrH = 1644,4 kJ/mol Δf H = - 822,2 kJ/mol o
12. Izračunajte utrošenu toplinu pri stalnom tlaku i 25 C za proizvodnju 1 kg kalcijeva karbida, CaC 2. Jednadžba reakcije je: CaO(s) + 2 C(s) → CaC2(s) + CO(g), Δ f H(CaC2, s) = - 59,4 kJ/mol.
ΔrH = 465,6 kJ/mol n(CaC2) = 1000 g : 64,1 g/mol = 15,6 mol ΔH = 465,6 kJ/mol ∙ 15,6 mol : 1 = 7263,36 kJ
13. Koliki je prirast entalpije ako 1 kg kalcijeva oksida reagira s vodom? Jednadžba reakcije jest: CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s).
ΔrH = - 65,3 kJ/mol n(CaO) = 1000 g : 56,08 g/mol = 17,83 mol ΔH = - 65,3 kJ/mol ∙ 17,83 mol = - 1164,299 kJ
14. Koliko se topline utroši pri proizvodnje pola tone kalcijeva karbida. Jednadžba iz zadatka 12.
ΔrH = 465,6 kJ/mol n(CaC2) = 500 000 g : 64,1 g/mol = 7800,3 mol ΔH = 465,6 kJ/mol ∙ 7800,3 mol : 1 = 3,63∙106 kJ = 3,63∙103 MJ o
15. Toplina oslobođena izgaranjem 1 mola etina pri 25 C i tlaku 100 kPa je – 1299,54 kJ/mol. Napišite termokemijsku jednadžbu procesa i izračunajte entalpiju stvaranja et ina ako je Δf H(CO2, g) = - 393,5 kJ/mol, a Δ f H(H2O,l) = - 285,84 kJ/mol.
prema Hessovom zakonu: C2H2(g) + 5/2 O 2(g) → 2 CO2(g) + H2O(l) ΔrH1 = - 1299,54 kJ/mol okrenuti C(s) + O2(g) → CO2(g) x2 Δf H2 = - 393,5 kJ/mol H2(g) + 1/2 O 2(g) → H2O(g) ostaviti Δf H3= - 285,8 kJ/mol za: 2 C(s) + H2(g) → C2H2(g) ΔrH = 1299,54 + (- 787) + (-285,8) = 226,74 mol/L 16. Izgaranjem 2,5 mola metanola pri stalnom tlaku oslobođena toplina iznosi 1816,45 kJ. I zračunajte reakcijsku entalpiju i entalpiju izgaranja metanola. Jednadžba reakcije je: 2 CH3OH(l) + 3 O 2(g) → 2 CO2(g) + 4 H2O(l).
ΔH = ΔrH ∙ n / ν → ΔrH = ΔH : (n / ν ) = - 1816,45 kJ :( 2,5 mol/2) = - 1453,16 kJ/mol ΔcH = ΔrH/2 = - 1453,16 kJ/mol : 2 = - 726,6 kJ/mol 17. Koja množina metana treba sagorijeti pri sta lnom tlaku da bi oslobođena toplina iznosila 5000 kJ. ΔcH(CH4,g) = - 890, kJ/mol.
CH4(g) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ΔH = ΔrH ∙ n / ν → n = ΔH / ΔrH n = - 5000 kJ : - 890 kJ/mol = 5,62 mol 18. Na temelju termokemijske jednadžbe: N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH 3(g), ΔrH = - 92,38 kJ/mol odredite standardnu entalpiju stvaranja amonijaka.
1/2 N2(g) + 3/2 H 2(g) → NH3(g), ΔrH = - 46,19 kJ/mol 19. Koristeći se tablicom izračunajte Δr H za reakciju: 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H 2O(g).
ΔrH = - 904,4 kJ/mol 20. Proučite sljedeće termokemijske jednadžbe: ostaviti (1) N2O3(g) → NO(g) + NO2(g) ΔrH = 39,7 kJ/mol okrenuti (2) ½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) ΔrH = 90,37 kJ/mol okrenuti (3) ½ N2(g) + O2(g) → NO2(g) ΔrH = 33,85 kJ/mol i izračunajte reakcijsku entalpiju za reakciju raspada: N2O3(g) → N2(g) + 3/2 O 2(g).
ΔrH = 39,7 + (-90,37) + (- 33,85) = - 84,52 kJ/mol 21. Na temelju sljedećih termokemijskih jednadžbi reakcija grafita s vodenom parom: C(gr.) + H2O(g) → CO(g) + H 2(g) ΔrH = 131,3 kJ/mol x 2 i okrenuti ostaviti C(gr.) + 2 H 2O(g) → CO2(g) + 2 H2(g) ΔrH = 90 kJ/mol izračunajte ΔrH za reakciju: 2 CO(g) → C(gr.) + CO2(g).
ΔrH = -262,6 + 90 = - 172,6 kJ/mol
o
22. Izračunajte standardnu reakcijsku entropiju (ΔrS) pri stalnom t laku i 25 C za reakciju: SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g) i na temelju predznaka za Δ r S ustanovite raste li ili se smanjuje tom reakcijom nered u reakcijskoj smjesi.
ΔrS = - 94,8 J/(K mol)
nered se smanjuje o
23. Izračunajte standardnu reakcijsku entropiju (ΔrS) pri stalnom t laku i 25 C za reakcije: a) 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) b) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH 3(g)
a) ΔrS = - 326,2 J/(K mol) b) ΔrS = - 198,3 J/(K mol)
c) e) g) i)
24. Bez uporabe tablica odredite predznak za Δ r S sljedećih procesa: a) Hg(l) → Hg(g) b) I2(g) → I2(s) AgNO3(s) → AgNO3(aq) d) O2(g) → 2 O(g) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) f) C(s) + H2O(g) → CO(g) + H 2(g) Br 2(l) → Br 2(g) h) N2(g, 10 bar) → N 2(g, 1 bar) desalinacija morske vode j) C(s, grafit) → (C, s , dijamant)
a) b) c) d) e)
ΔrS > 0 ΔrS < 0 ΔrS > 0 ΔrS > 0 ΔrS < 0
f) ΔrS > 0 g) ΔrS > 0 h) ΔrS > 0 i) ΔrS < 0 j) ΔrS < 0
25. U svakom paru spojeva predvidite tvar koja će imati višu vrijednost standardne molarne entropije i objasnite zašto: a) CH3OH(l) ili CH3CH2OH(l), b) KI(s) ili AlI 3(s).
CH3CH2OH(l) – ima više atoma AlI3(s) – ima više iona, ioni su veliki i lakše disociraju 26. Za svaki od sljedećih primjera navedite stanje u kojem je entropija sustava veća: a) suhi led (kruti CO2) pri – 78oC ili plinoviti CO2 pri 0oC b) kocka šećera ili kocka šećera otopljena u šalici kave c) plinoviti dušik i amonijak koji su u dvjema bocama jednakog volumena međusobno povezanima sa zatvorenim ventilima, ili isti plinovi kada se ventil otvori, plinovi pomiješaju, a sastav izjednači. o
a) plinoviti CO 2 pri 0 C b) kocka šećera otopljena u šalici kave c) isti plinovi kada se ventil otvori, plinovi pomiješaju, a sastav izjednači o 27. Izračunajte standardnu molarnu entropiju tekućeg metanola pri 25 C. Vrijednosti za Δ f H metanola i Δf G metanola odčitaju se iz tablice.
ΔrS = ΔrH – ΔrG / T = - 283,6 – (-166,2) : 298,15 K = 0,394 kJ/ K mol = 394 J /(K mol) 28. Procijenite kako se mijenja entropija navedenih reakcija ( bez uporabe tablica). Rezultate provjerite izračunavanjem za ΔrH, ΔrS i ΔrG. Može li se očekivati spontanost reakcije? Hoće li reakcija bolje teći pri višoj temperaturi? a) 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) reakcija praskavca b) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) žaren je vapnenca c) Fe2O3(s) + 3 C(s) → 2 Fe(s) + 3 CO(g) dobivanje željeza u visokoj peći
d) C(s) + H2O(g) → CO(g) + H 2(g) e) 2 HgO(s) → 2 Hg(l) + O 2(g) 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
ΔrS = - 326,2 J/(K mol) ΔrH = - 483,6 kJ/mol ΔrG = - 457,2 kJ7mol CaCO3(s) → CaO(s) + CO 2(g)
ΔrS = 160,7 J/(K mol) ΔrH = 177,9 kJ/mol ΔrG = 130,3 kJ/mol Fe2O3(s) + 3 C(s) → 2 Fe(s) + 3 CO(g)
ΔrS = 541 J/(K mol) ΔrH = 490,7 kJ/mol ΔrG = 329,1 kJ/mol C(s) + H 2O(g) → CO(g) + H 2(g)
ΔrS = 134,1 J/(K mol) ΔrH = 131,3 kJ/mol ΔrG = 91,3 kJ/mol 2 HgO(s) → 2 Hg(l) + O 2(g)
ΔrS = 287 J/(K mol) ΔrH = 182 kJ/mol ΔrG = 118 kJ/mol
dobivanje vodika od ugljena i vode razlaganje živa(II)-oksida
ΔrS < 0
reakcija je spontana
ΔrS > 0
reakcija nije spontana
ΔrS > 0
reakcija nije spontana
ΔrS > 0
reakcija nije spontana
ΔrS > 0
reakcija nije spontana
29. Izračunajte prirast Gibbsove energije pri nastajanju plinovitog klorovodika iz vodika i klora pri o 25 C.
H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) ΔrH = - 190,6 kJ/mol, reakcija je spontana