θερμοχημεία12345678910111213141519120222324

Χημεια γ λυκειου

2. 6 Μαΐου 1937, New Jersey.
Η καταστροφή του Hindenburg

6. Πως όμως συνέβη αυτό;
Το Hindenburg ήταν γεμάτο με υδρογόνο. Σπινθήρας που
προήλθε μάλλον από κάποιο βραχυκύκλωμα προκάλεσε
την έκλυση τεράστιων ποσών ενέργειας εξαιτίας της
αντίδρασης του υδρογόνου με το οξυγόνο της
ατμόσφαιρας
Η πραγματοποίηση ορισμένων χημικών αντιδράσεων
συνοδεύεται από έκλυση ενέργειας στο «περιβάλλον».
Άλλες πάλι για να πραγματοποιηθούν απαιτούν την
προσφορά ενέργειας από το «περιβάλλον».
Πιο γενικά, κάθε χημική αντίδραση συνοδεύεται από
ενεργειακές μεταβολές
Χημικές αντιδράσεις και ενεργειακές μεταβολές

7. Σε κάθε χημική αντίδραση τα άτομα ανασυνδυάζονται
δημιουργώντας νέα μόρια. Για να γίνει αυτό πρέπει να
σπάσουν οι αρχικοί δεσμοί στα αντιδρώντα και να
δημιουργηθούν νέοι δεσμοί στα προϊόντα. Για να σπάσει
όμως ένας δεσμός απαιτείται ενέργεια, ενώ κατά την
δημιουργία του εκλύεται ενέργεια.
2 H
2
+
O
2
2 H
2
O
Γιατί οι αντιδράσεις συνοδεύονται από ενεργειακές
μεταβολές;

8. 2 H
2
(g)+O
2
(g) 2 H
2
O (g)
+
Για να σπάσουν οι δεσμοί
προσφέρουμε ενέργεια (Q)
Όταν σχηματίζονται δεσμοί
εκλύεται ενέργεια (Q)
Q
διασπ.
<0 Q
σχημ.
>0
Q
αντίδρασης= Q
διασπ.(αρνητικό) + Q
σχημ.(θετικό)
Q
αντίδρασης= Q
δίνουμε(αρνητικό) + Q
παίρνουμε(θετικό)
Γιατί οι αντιδράσεις συνοδεύονται από ενεργειακές
μεταβολές;

9. Η θερμοχημεία μελετά την ανταλλαγή θερμότητας μεταξύ
χημικών αντιδράσεων - περιβάλλοντος.
Q
αντίδρασης
= Q
διασπ.
(αρνητικό) + Q
σχημ.
(θετικό)
Αν τελικά Q
αντίδρασης >0, τότε εξώθερμη
Οι αντιδράσεις που όταν γίνονται, εκλύεται θερμότητα προς
το περιβάλλον ονομάζονται εξώθερμες (+Q
αντίδρασης
)
Αν τελικά Q
αντίδρασης
<0, τότε ενδόθερμη
Οι αντιδράσεις που όταν γίνονται, απορροφούν θερμότητα
από το περιβάλλον ονομάζονται ενδόθερμες (-Q
αντίδρασης)
Εξώθερμες και ενδόθερμες αντιδράσεις

10. Πόση ενέργεια εκλύεται κατά τον σχηματισμό δυο mol Η
2
Ο,
σύμφωνα με την χημική αντίδραση: 2Η
2(g) + O
2(g)→ 2H
2O(g)
Ενέργειες δεσμών σε KJ/mol
H-H 436
O=O 498
H-O 463
Q= +478 KJ/mol
2 H-H(g) + O=O(g) 2 H-O-H(g)
+
Ενέργειες δεσμών (εκτός ύλης;)

11. Χαρακτηριστικό παράδειγμα εξώθερμων αντιδράσεων είναι οι καύσεις.
Κατά την καύση 1 mol CH
4
εκλύεται ποσόν θερμότητας Q=890KJ. Η
αντίδραση αυτή μπορεί να παρασταθεί με την θερμοχημική εξίσωση:
Q=+890KJ
CH
4
(g) +2O
2
(g) CO
2
(g) + 2H
2
O(l)
CH
4
(g) +2O
2
(g) CO
2
(g) + 2H
2
O(l)
Ε
ν
έ
ρ
γ
ε
ι
α
1 mol CH
4

και 2 mol Ο
2
αντιδρώντα
1 mol CO
2

και 2 mol H
2O
προϊόντα
Διαφορά
ενέργειας
Θερμότητα που
εκλύεται από το
σύστημα προς το
περιβάλλον (+Q)
Τα 890 KJ που εκλύονται αποτελούν την διαφορά «ενεργειακού
περιεχομένου» των αντιδρώντων από τα προϊόντα, όπως φαίνεται στο
παρακάτω ενεργειακό διάγραμμα:
Εξώθερμες αντιδράσεις

12. Για την διάσπαση ενός mol CaCO
3 σε CaO και CO
2 απαιτείται
προσφορά θερμότητας Q=178KJ. Η αντίστοιχη θερμοχημική εξίσωση
είναι: CaCO
3(s) → CaO(s) + CO
2(g), Q=-178kJ
Τα 170 kJ που εκλύονται αποτελούν την διαφορά «ενεργειακού
περιεχομένου» των προϊόντων από τα αντιδρώντα, όπως φαίνεται στο
παρακάτω ενεργειακό διάγραμμα:
προϊόντα
ε

ν

έ

ρ

γ

ε

ι

α
1 mol CaCO
3
1 mol CaO και
1 mol CO
2
αντιδρώντα
Διαφορά
ενέργειας
Θερμότητα που
απορροφάται από το
περιβάλλον προς το
σύστημα (-Q)
Ενδόθερμες αντιδράσεις

13. Το ενεργειακό περιεχόμενο μιας ουσίας είναι η εσωτερική του
ενέργεια. Οι χημικοί έχουν εισάγει την έννοια της ενθαλπίας (Η) η
οποία εκφράζει το ενεργειακό περιεχόμενο μιας ουσίας.
Ενθαλπία
Η = U + P
.
V (εκτός ύλης)
Η ενθαλπία αυτή καθ’ εαυτή δεν μπορεί να μετρηθεί, μπορεί όμως να
μετρηθεί η μεταβολή της (ΔΗ)

14. Η μεταβολή της ενθαλπίας ισούται με το απορροφούμενο ή
εκλυόμενο ποσόν θερμότητας, εφ’ όσον η αντίδραση
πραγματοποιείται υπό σταθερή πίεση, δηλαδή ΔΗ=Q
Έτσι για εξώθερμες αντιδράσεις
έχουμε: ΔΗ =Hπροϊόντων-
Ηαντιδρώντων<0 και Q>0 (εκλύεται
θερμότητα) Ενώ για τις
ενδόθερμες ισχύει:
ΔΗ =Hπροϊόντων-Ηαντιδρώντων>0 και Q<0
(απορροφάται θερμότητα)
Διαφορά ενθαλπίας (ΔΗ)
Ορισμός ενθαλπίας: Η = U + P
.
V
Αν P=σταθερή, τότε: ΔΗ= Δ(U + P
.
V) = ΔU + P
.
ΔV ①
Όμως από 1
ο
νόμο θερμοδυναμικής: Q
P
= ΔU + W = ΔU + P
.
ΔV ②
Από ①, ②
⇨
ΔΗ = Q
p
(εκτός ύλης η απόδειξη)
Η μεταβολή ενθαλπίας μιας αντίδρασης (ΔΗ) από δω και πέρα θα
ονομάζεται απλά ενθαλπία αντίδρασης

15. Η θερμοχημεία χρησιμοποιεί θερμοχημικές εξισώσεις
Π.χ. η καύση ενός mol CH
4
απελευθερώνει 890kJ θερμότητας. Αυτό
μπορεί να παρασταθεί με την παρακάτω θερμοχημική εξίσωση:
3
ΔΗ=-890kJ
1 mol 2 mol 1 mol 2 mol Q=890kJ
2 mol 4mol 2 mol 4 mol Q= 1780 kJ
3 mol 6 mol 3 mol 6 mol Q= 2670 kJ
…… …… …… ….. ………
x mol 2x mol x mol 2x mol Q= x
.
890 kJ
Μεταξύ αντιδρώντων, προϊόντων και εκλυόμενης θερμότητας ισχύουν:
Δηλαδή η θερμότητα που εκλύεται ή απορροφάται σε μια αντίδραση
(ενθαλπία) είναι στοιχειομετρικός παράγοντας στην θερμοχημική
εξίσωση
CH
4
(g) + 2 O
2
(g) → CO
2
(g) + 2 H
2
O(g)