Energia. Energiamegmaradás törvénye: Energia: munkavégző, vagy hőközlő képesség. Az energia nem keletkezik, nem is szűnik meg, csak átalakul.

Átírás

1 Kémiai változások

2 Energia Energia: munkavégző, vagy hőközlő képesség. Energiamegmaradás törvénye: Az energia nem keletkezik, nem is szűnik meg, csak átalakul. A világegyetem energiája állandó.

3 Energia átalakulása, pl. Kinetikus energia: a mozgási energia Potenciális (helyzeti) energia: a kölcsönhatásából származó energia. összenergia kinetikus energia potenciális energia

4 A kémiai energia a potenciális energia egy fajtája, ami más energiafajtává alakulhat kémiai reakció következtében... hővé!.. játék energiává!

5 Rendszer és környezet Rendszer-nek nevezzük a világnak azt a képzelt, vagy valós határfelülettel elkülönített részét, amelynek tulajdonságait vizsgáljuk. Mindent, ami a rendszeren kívül van környezet-nek hívjuk. Zárt rendszer: nincs anyagátadás energiaátadás lehetséges Izolált rendszer: nincs anyagátadás nincs energiaátadás

6 Belső energia A rendszert felépítő részecskék összenergiája a belső energia (U). Részei: 1. Termikus (molekulák mozgásával kapcsolatos) 2. Intermolekuláris (molekulák közötti erőkkel kapcsolatos) 3. Kémiai (kémiai kötések létesítésével, felbontásával kapcs.) 4. Mag (magenergiával kapcs.)

7 Belső energia, U Belső energia, U A termodinamika első főtétele: => Elszigetelt (izolált) rendszer belső energiája állandó. Zárt rendszer: a belső energia hő, vagy munka hatására változik ΔU = Q + W Q-hő, W-munka (előjel!!!) forró H 2 O rendszer környezet U kezdeti U kezdeti szobahőfokú ΔU<0 hő (Q) leadás a környezetnek (Q < 0) rendszer ΔU munkavégzés (W) a környezeten (W < 0) U végső U végső

8 A hő a rendszer és környezete között a hőmérséklet különbségéből eredően átadott energia

9 Munka: energia átadás, kivéve hőt, leggyakrabban térfogati munka. DU = Q + W DU = Q + ( pδv) dw tf = p k dv ha a p nyomás állandó. W tf = p(v 2 V 1 )= pdv H = U - W H: entalpia ha a nyomás állandó és W=W tf DH = DU + pδv ΔH=Q ha a térfogat állandó: DV = 0 DH = DU DH=DU= Q

10 A kémiai reakciók entalpiaváltozása Reakcióhő: a bekövetkező entalpiaváltozás (DH) (pontosan a reakcióegyenletnek megfelelően)

11 Egy anyag standard állapotán azt értjük, hogy tiszta állapotban van és a nyomás 1 atm (101,325 kpa) és a hőmérséklet 25 ºC (298,15 K). A standard reakcióhő az az entalpiaváltozás, amit akkor mérhetünk, ha a reagáló anyagok és a termékek is standard állapotban vannak. ΔH 0 298,15 K

12 Egy vegyület standard képződéshője (ΔH f0 ) annak a reakciónak az entalpiaváltozása egy mólra vonatkoztatva, ahol a vegyület standard állapotú elemeiből képződik. Az elemek képződéshője nulla.

13 Hess tétel: Mindegy, hogy milyen úton jutunk a kezdeti állapotból a végállapotba, a reakció entalpiaváltozása, csak a kezdeti és végállapottól függ. Az entalpia állapotfüggvény, változása csak a kezdeti és végállapottól függ.

14 Standard képződéshők kombinálása A reakcióhő: DH f0 = DH f0 (termékek) DH f0 (reaktánsok)

15 Exoterm folyamat: hőleadás. Endoterm folyamat: hőfelvétel.

16 Reakcióhő C (sz) + O 2 (g) = CO 2 (g) DH k = 393,5 kj/mol grafit C(grafit) (sz) + O 2(g) CO (g) DH k = 110,5 kj/mol CO (g) + ½ O 2 (g) CO 2 (g) DH r =? -110,5 C (grafit) + O 2 (g) DH r = DH k (CO 2 ) DH k (CO) DH r = 283,0 kj/mol CO (g) +1/2 O 2(g)?? ,5 CO 2(g)

17 Mennyi hő keletkezett az alábbi reakcióban? 3 MnO Al = 3 Mn + 2 Al 2 O 3 19,2 g MnO 2 és Al por (Mn=55, O=16) 19,2/( )=0,22 mol H r0 = 2 H k0 (Al 2 O 3 ) + 3 H k 0 (Mn) 3 H k0 (MnO 2 ) 4 H k0 (Al) H r0 = 2(-1588) + 3(0,0) 3(-514) 4(0,0) = kj 3 mol esetén 1634 kj keletkezik 0,22 mol x x= 120 kj hő keletkezett

18 Reakcióhő CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) H r0 = H k0 (CO 2 ) + 2 H k0 (H 2 O) H k0 (CH 4 ) 2 H k0 (O 2 ) H r0 = 1(-393,5) + 2(-241,8) 1(-74,81) 2(0,0) = -802,29 kj 1 mol metán égésekor felszabaduló hő: 802,29 kj 4 Fe (sz) + 3 O 2 (g) 2 Fe 2 O 3 (sz) H r0 = 2 H k0 (Fe 2 O 3 ) 4 H k0 (Fe) 3 H k0 (O 2 ) H r0 = 2(-831,1) 4(0,0) 3(0,0) = -1662,2 kj 1 mol Fe rozsdásodása során felszabaduló hő: 1662,2 / 4 = 415,55 kj

19 Hőkapacitás A hőmérséklet változása a közölt hő mennyiségével egyenesen arányos: Q = C*DT C = hőkapacitás Hőmérő Keverő Gyújtó vezetékek Q = n*c m *DT ; Q= m * c * DT moláris 1 g-ra hőkapacitás (fajhő) Víz Oxigén Minta

20 Látens hő Látens hő: az energiaátadás nem jár hőmérsékletváltozással Olvadáshő, fagyáshő, párolgáshő (kondenzációs hő), szublimációs hő VÍZ: DH olv = 6,0 kj/mol (273,15 K) DH pár = 40,7 kj/mol (373,15 K) DH szubl = 16,2 kj/mol (183 K) Módosulat változás: C (grafit) C (gyémánt) DH = 1,9 kj/mol (298 K)

21 hőmérséklet Egy szilárd anyag melegítése forrás pont DH pár gőz fagyás pont DH olv folyadék szilárd hőközlés

22 Megoldandó feladat: A szén-tetraklorid (CCl 4 ) forráspontján az anyag párolgáshője 29,92 kj/mol. Ha 50 g CCl 4 -ot a forráspontján, normál légköri nyomáson elpárologtatunk, számítsuk ki Q, W, ΔU és ΔH értékeit! A CCl 4 forráspontja 76,8 ºC.

23 Megoldás n= 50 g/154 g/mol = 0,325 mol Q= n L = 0,325 mol 29,92 kj/mol = 9,71 kj pδv=δn RT = 0,325 8,314 (273,15+76,8)= 945,45 J Nyomás állandó => Q=ΔH ΔH= 9,71 kj ΔU= ΔH p ΔV =9,71 0,945 kj = 8,765 kj

24 Kémiai reakciók lejátszódásának feltétele egy analógia

25 Kémiai reakciók lejátszódásának feltétele Relatív energia A + B DE # DE nagy DE DE # negatív: termodinamikailag kedvezményezett C + D : kinetikailag gátolt

26 Egy analógia aktiválási energia kiindulási állapot energia nyereség felszabaduló energia végállapot

27 Reakciókinetika Elemi reakció: egy ütközés következtében végbemenő átalakulás kellő sebességgel, megfelelő irányból!! aktivált komplex aktivált komplex exoterm endoterm Reakció koordináta Reakció koordináta

28 Kémiai reakciók lejátszódásának feltétele Kinetikus energiagát (megszabja a reakció sebességét): nincs ill. kicsi : gyors, spontán reakciók pl. CrO 3 + metanol nagy : nincs reakció lejátszódhat magasabb hőmérsékleten pl. peroxiaceton égése lejátszódhat katalizátor alkalmazásával MnO 2 pl. 2 H O O + 2 H O

29 Katalizált reakciók nem katalizált A A-M B M A-M-B A-B M-A-B katalizált Relatív energia A + B A-M A-M-B M-A-B A-B

30 Katalizátor - Iniciátor Katalizátor: olyan anyag, mely a reakció sebességét gyorsítja és egy meghatározott irányba vezeti a nélkül, hogy a reakció végtermékében megjelenne. A katalizátor a reakcióban látszólag nem vesz részt és a reakció lejátszódása után visszakapjuk. Homogén katalízis: a katalizátor ugyanabban a fázisban van, mint a reakciórendszer. Heterogén katalízis: a katalizátor és a reagáló anyagok egymással érintkező különböző fázisokban vannak. Iniciátor: reakciókat, rendszerint láncreakciókat megindító anyagok. A katalizátorokkal ellentétben az iniciátorok megváltoznak a reakció során, beépülnek vagy megváltozott állapotban maradnak vissza.

31 Heterogén katalízis katalizátor felülete pl. alkének hidrogénezése A H 2 és a C 2 H 4 adszorbeál a felületen. A H H kötés felszakad és a H atomok a felület atomjaihoz kötődnek, majd a H atom elmozdul a felületen. Az egyik H atom hozzákötődik az adszorbeált C 2 H 4 C atomjához. A másik H atom hozzákötődik a C 2 H 5 csoporthoz. (etán) A C 2 H 6 molekula deszorbeál a felületről.

32 Entalpia Az oldáshő felbontása az oldott anyag molekuláinak szétválasztása ΔH 2 az oldószer és az oldott anyag molekuláinak keveredése ΔH 3 gyengébb oldott anyag oldószer kölcsönhatás az oldószer molekuláinak szétválasztása ΔH 1 (endoterm) ideális oldat tiszta komponensek erősebb oldott anyag oldószer kölcsönhatás (exoterm)

33 Az intermolekuláris erők szerepe Ha az összes intermolekuláris erő nagysága azonos, akkor ideális az oldat és DH soln = 0 Ha az oldószer és oldott anyag molekulái közt a erősebb a kölcsönhatás, akkor DH soln < 0 Ha az oldószer/oldat kölcsönhatás gyengébb, DH soln > 0 EOS