reaviz chemical thermodynamics lecture 3

CHEMICAL THERMODYNAMICS ndash lecture 3Konstantin GERMAN

Chair Head of Natural and Biomedical Sciences Medical Institute REAVIZ

ЛЕКЦИЯ 3

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Зав кафедрой естественных наукКонстантин Эдуардович

Герман

Задачи химической термодинамики

применение законов общей термодинамики к физико-химическим явлениям (реакциям фазовым превращениям)

bull Самый простой и одновременно по философски сложный раздел химии

bull Вопросы решаемые с помощью химической термодинамикиndash 1048766 расчет тепловых эффектов процессов для различных

условий ndash 1048766 определение температур или теплот фазовых переходов ndash 1048766 выбор оптимального технологического режима

проведения процесса ndash 1048766 определение условий подавления побочных

(нежелательных) реакций и процессов ndash 1048766 определение областей устойчивости вещества

Предмет и методы химической термодинамики

bull Химическая термодинамика решает важные вопросы не прибегая к данным о внутреннем строении вещества используя лишь такие макроскопические определяемые экспериментально параметры как давление температура объем концентрация и др

bull Химическая термодинамика изучаетndash переходы энергии из одной формы

в другую от одной системы к другой

ndash энергетические эффекты сопровождающие различные физические или химические процессы

ndash зависимость их от условий ndash возможность протекания

направление и пределы самопроизвольного протекания самих процессов в рассматриваемых условиях

bull Термодинамика базируется на двух основных законах называемых первым и вторым началами термодинамики которые были установлены на основании опыта человечества

bull Начала термодинамики являются аксиомами основанными на обобщении известных эмпирических фактов представленных позднее в математической форме

bull Для вывода различных уравнений химической термодинамики необходимо знать начальные и конечные состояния вещества внешние условия и тп поэтому для применения положений химической термодинамики необходимо ввести ряд определений которые задают условия для изучаемых объектов

Взаимосвязь между процессами обмена веществ и энергии в организме

Термодинамическая система bull Процессы жизнедеятельности на Земле

обусловлены в значительной мере накоплением солнечной энергии в биогенных веществах (белках жирах углеводах) и последующими превращениями этих веществ в живых организмах с выделением энергии

bull Работы А М Лавуазье (1743mdash1794) и П С Лапласа (1749ndash 1827) прямыми калориметрическими измерениями показали что энергия выделяемая в процессе жизнедеятельности определяется окислением продуктов питания кислородом воздуха вдыхаемого животными

bull С развитием в XIXmdashXX вв термодинамики стало возможно количественно рассчитывать превращение энергии в биохимических реакциях и предсказывать их направление Термодинамический метод основан на ряде строгих понятий laquoсистемаraquo laquoсостояние системыraquo laquoвнутренняя энергия системыraquo laquoфункция состояния системыraquo

bull Термодинамической системой называется всякий объект природы состоящий из достаточно большого числа молекул (структурных единиц) и отделенный от других объектов природы реальной или воображаемой граничной поверхностью (границей раздела)

bull Объекты природы не входящие в систему называются средой

Antoine Lavoisier laquoРеспублика не нуждается в учёныхraquohellip

Pierre-Simon Laplace

Современный калориметр-бомба (постоянного объема)

bull

Шкала Цельсия

bull Celsius- Используется чаще всегоbull Вода замерзает при 0degC и кипит при 100degC

bull Fahrenheitbull Water freeze at 32degF and boils at 212degFbull Реомюр hellip

Определение теплоты сгорания

bull Для определения мы должны знать тепловую емкость калориметра Скалор

bull Она определяется по изменению Т при сгорании М грамм эталона (1 г бензойной кислоты дает2638 кДж Если dT=4857oC то Скалор равна 26384857 = 5341 кДжоС

bull Зная Скалор и измерив изменение температуры в другой реакции мы можем определить изменение теплоты в любом процессе

bull Qреакц = С х DT

Калориметрия при постоянном давлении

Наиболее общими характеристиками систем являются м ndash масса вещества содержащегося в

системе и Е ndash внутренняя энергия системыbull Масса вещества системы

определяется совокупностью масс молекул из которых она состоит

bull Внутренняя энергия системы представляет собой сумму энергий теплового движения молекул и энергии взаимодействия между ними

bull Системой называется тело или совокупность тел мысленно (или фактически) обособленных от окружающей среды

bull Системы по характеру обмена веществом и энергией с окружающей средой подразделяют на три типа изолированные закрытые и открытые

bull Изолированной системой называется такая система которая не обменивается со средой ни веществом ни энергией (Δm = 0 ΔE = 0)

bull Закрытой системой называется такая система которая не обменивается со средой веществом но может обмениваться энергией (Δm = 0 ΔE^ 0)

bull Обмен энергии может осуществляться передачей теплоты или совершением работы

bull Открытой системой называется такая система которая может обмениваться со средой как веществом так и энергией (Δm ne 0 ΔE ne 0)

bull Важным примером открытой системы является живая клетка

bull Системы в зависимости от агрегатного состояния вещества из которого они состоят подразделяют на гомогенные и гетерогенные

bull Система называется гомогенной если внутри нее нет поверхности раздела между частями системы и гетерогенной если такие поверхности раздела имеются

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА КАК ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ОСНОВА БИОЭНЕРГЕТИКИ

bull Термодинамика не дает ответа на вопрос какова природа или механизм того или иного явления Она исследует исключительно энергетическую сторону процессов

bull Химическая термодинамика изучает

соотношение между химической и другими видами энергии и играет важную роль для решения биофизикохимических проблем

bull Она позволяет решить такие

вопросы как энергетический баланс химических и биохимических процессов условия рав-новесия осуществимость химической реакции и тп

bull Химическая термодинамика позволяет судить о том может ли данная химическая реакция необходимая для какого-либо жизненного процесса протекать или эта возможность принципиально исключена

bull Биоэнергетикой называется область науки которая занимается изучением трансформации энергии в живых системах

Совокупность свойств системы называется ее состоянием

bull Свойства которые однозначно определяют состояние системы называются термодинамическими параметрами В свою очередь параметры делятся на две группы

bull Параметры зависящие от количества вещества составляющего систему (общие объем масса энтропия теплоемкость и тд) которые подчиняются закону аддитивности называются экстенсивными Параметры которые не зависят от количества вещества и имеют одинаковые значения во всех точках системы если она находится в равновесии (давление температура и др) называются интенсивными

bull Энергия любого вида может быть представлена в виде произведения в котором один из сомножителей является величиной экстенсивной а другой mdash интенсивной

bull Например в изобарно-изотермических условиях (p T=const) механическая работа расширения газа A равна произведению pdv где давление p mdash фактор интенсивности а изменение объема dv mdash изменение фактора экстенсивности (фактора емкости)

bull Параметры системы связаны между собой уравнением состояния bull F ( p v T ) = 0

Состояние системы равновесие процесс

bull Состояние системы называется равновесным если параметры системы во времени самопроизвольно не изменяются и сохраняют одинаковое значение в пределах каждой фазы

bull Процесс mdash это изменение состояния системы bull Процесс может протекать в равновесных условиях когда при бесконечно

малых воздействиях со стороны внешней среды происходят бесконечно малые изменения параметров

bull Разновидностью равновесного процесса является обратимый процесс совершив который система возвращается в исходное состояние не оставив изменений ни в системе ни в окружающей среде

bull Процесс можно охарактеризовать изменениями параметров ΔT Δp и тд которые не зависят от того каким образом система пришла к данному состоянию Это означает что если система после протекания в ней ряда процессов вернулась в первоначальное состояние то все ее параметры принимают первоначальное значение

bull Неравновесный (необратимый) процесс mdash это процесс при котором изменения в системе происходят и при этом система не возвращается в исходное состояние

ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯbull Величины зависящие только от природы веществ и

состояния системы называют функциями состояния Величины зависящие от того каким путем система перешла от начальных условий к конечным называют функциями процесса

bull ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ -термодинамическая функция состояния системы ее энергия определяемая внутренним состоянием Внутренняя энергия складывается в основном из кинетической энергии движения частиц (атомов молекул ионов электронов) и энергии взаимодействия между ними (внутри- и межмолекулярной)

Внутренняя энергия Ubull Внутренняя энергия U как функция

состояния вводится первым началом термодинамики согласно которому разность между теплотой Q переданной системе и работой W совершаемой системой зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от пути перехода те представляет изменение функции состояния

bull В изохорных процессах те процессах при постоянном объеме система не совершает работы за счет расширения W=0 и теплота переданная системе равна приращению внутренней энергии Qv=ΔU Для адиабатических процессов когда Q = 0 = - W

где U1 и U2 - внутренняя энергия системы в начальном и конечном состояниях соответственно

ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ Первое начало термодинамики представляет собой строгую количественную

основу для анализа энергетики различных систем

bull Под состоянием понимают совокупность свойств системы позволяющих определить систему с точки зрения термодинамики

bull В качестве обобщенной характеристики состояния системы применяют понятия

bull laquoравновесноеraquo bull laquoстационарноеraquo bull laquoпереходное состояниеraquo

bull Состояние системы называется равновесным если все свойства остаются постоянными в течение какого угодно большого промежутка времени и в системе отсутствуют потоки вещества и энергии

bull Состояние называется стационарным Если свойства системы постоянны во времени но имеются потоки вещества и энергии

Изменение внутренней энергии системы ΔE обусловлено работой W которая совершается при взаимодействии системы со средой и обменом теплотой Q между средой и системой

Отношение между этими величинами составляет содержание первого начала термодинамики

Приращение внутренней энергии системы ΔE в некотором процессе равно теплоте Q полученной системой плюс работа W совершенная над системой в этом процессе

ΔE = Q + W

Первое начало термодинамикиbull Первое начало термодинамики относится к числу фундаментальных

законов природы которые не могут быть выведены из каких-то других законов

bull Его справедливость доказывают многочисленные эксперименты в частности неудачные попытки построить вечный двигатель первого рода т е такую машину которая смогла бы как угодно долго совершать работу без подвода энергии извне

Если давление в системе постоянно ( равно внешнему давлению) то процесс называются изобарными Работа расширения совершаемая при изобарном процессе равна

bull Соответственно выражение можно записать в виде

bull Qp = Н2 ndash Н1 = ΔH

То энтальпия ndash функция состояния приращение которой равно теплоте полученной системой в изобарном процессе

bull Измерение приращения энтальпии в некотором процессе может быть осуществлено при проведении этого процесса в калориметре при постоянном давлении Именно так проводили свои эксперименты А М Лавуазье и П С Лаплас изучая энергетику метаболизма в живом организме

Подставляя работу расширения в математическое выражение первого начала получаем Qρ = ΔE + pΔV = (E2 + ρV2) ndash (E1 + ρΔV1)

Величина (E+ pV) ndash функция состояния системы обозначаемая через Н и называемая энтальпией H = E + ρV

ЭНТАЛЬПИЯ bull Энтальпия mdash это термодинамическое свойство вещества которое указывает уровень энергии

сохраненной в его молекулярной структуре bull Энтальпия mdash это термодинамическое свойство вещества которое указывает уровень энергии

сохраненной в его молекулярной структуре bull Это значит что хотя вещество может обладать энергией на основании температуры и давления не

всю ее можно преобразовать в теплоту bull Часть внутренней энергии всегда остается в веществе и поддерживает его молекулярную структуру

Часть кинетической энергии вещества недоступна когда его температура приближается к температуре окружающей среды

bull Следовательно энтальпия mdash это количество энергии которая доступна для преобразования в теплоту при определенной температуре и давлении

Шкала энтальпий

закон Гессаbull тепловой эффект химической реакции

определяется разностью энергетических состояний продуктов и реагентов и не зависит от пути реакции

Графическое истолкование закона Гесса на примере превращения углерода

в углекислый газ

Углекислый газ из углерода и кислорода можно получить двумя путями 1) в одну стадию ndash прямым сжиганием в избытке кислорода 2) в две стадии ndash получением сначала монооксида углерода и его последующим сжиганием Согласно закону Гесса ΔH1 = ΔH2 + ΔH3

Три следствия закона Гессаbull Следствие 1 Энтальпия реакции равна разности энтальпий образования

продуктов и реагентов bull ΔHр = ΣΔHf (прод) ndash ΔHf (реаг) bull Так если уравнение реакции в общем виде записать следующим образом bull aА + bB = cC + dD то bull ΔHр = cΔHf(C) + dΔHf(D) ndash aΔHf(A) ndash bΔHf(B) bull Из первого следствия закона Гесса можно определить стандартную теплоту образования

глюкозы пользуясь энтальпией ее сгорания bull С6Н12О6 + 6О2 = 6СО2 + 6Н2О

bull Следствие 2 Энтальпия реакции равна разности энтальпий сгорания реагентов и продуктов

bull ΔHр = ΣΔHсг(реаг) ndash ΔHсг(прод)

bull для реакции bull aА + bB = cC + dD bull ΔHр = aΔHсг(А) + bΔHсг(B) ndash cΔHсг(C) ndash dΔHсг(D)

bull Следствие 3 Термохимические уравнения реакций можно складывать и вычитать умножать и делить записывать справа налево несмотря на подчас практическую неосуществимость обратных реакций

ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ СВОБОДНАЯ ЭНЕРГИЯ ГИББСА

bull Математическое выражение ndashΔE = ndashQ ndash W для первого начала термодинамики определяет точное соотношение между расходом внутренней энергии системы ΔЕ работой W совершаемой системой и энергией Q которая теряется в виде теплоты

bull Однако из первого начала термодинамики нельзя определить часть расходуемой внутренней энергии которая может быть преобразована в работу

bull Теоретические оценки затрат осуществляются на основе второго начала термодинамики Этот закон накладывает строгие ограничения на эффективность преобразования энергии в работу и кроме того позволяет ввести критерии возможности самопроизвольного протекания того или иного процесса

bull Процесс называется самопроизвольным если он осуществляется без каких-либо воздействий когда система предоставлена самой себе

Для формулировки второго начала термодинамики необходимо ввести понятия обратимого и необратимого в термодинамическом смысле процессов

Обратимые и необратимые (термодинамически) процессы

bull Процесс называется термодинамически обратимым если при переходе из начального состояния 1 в конечное состояние 2 все промежуточные состояния оказываются равновесными

bull Процесс называется термодинамически необратимым если хоть одно из промежуточных состояний неравновесно

Энтропия bull Максимальная работа Wмакс которая

может быть получена при данной убыли внутренней энергии ΔЕ в процессе перехода из состояния 1 в состояние 2 достигается лишь в том случае если этот процесс обратимый В соответствии с выражением для первого начала термодинамики при этом выделяется минимальная теплота Qмин = ΔЕ ndash Wмакс

bull КПД или эффективность двигателя Карно определяется как отношение работы которую он производит к энергии (в форме тепла) отнятой у горячего резервуара Нетрудно доказать что эффективность (E) выражается формулой

bull E = 1 mdash (TcTh) где Тc и Тh mdash соответственно температура холодного и горячего резервуаров (в кельвинах) Очевидно что эффективность двигателя Карно меньше 1 (или 100)

Rudolf Clausius

ln p = HRT + константа Природным процессам свойственна направленность и необратимость ипричина такой необратимости процессов происходящих во Вселенной кроется во втором начале термодинамики который при всей его кажущейся простоте является одним из самых трудных и часто неверно понимаемых законов классической физики Ни один тепловой двигатель работающий по замкнутому циклу при двух заданных температурах не может быть эффективнее идеального двигателя Карно

Sadi Carnot

Энтропияbull Понятие энтропии ввел (1865 г)

немецкий физик Р Ю Клаузиус (1822mdash1888) энтропия представляет собой функцию состояния приращение которой ΔS равно теплоте Qмин подведенной к системе в обратимом изотермическом процессе деленной на абсолютную температуру Т при которой осуществляется процесс

bull ΔS = Qмин Т bull Единица измерения энтропии

ДжК

bull Примером обратимого изотермического процесса может служить медленное таяние льда в термосе с водой при 273degК Экспериментально установлено что для плавления 1 моля льда (18 г) необходимо подвести по крайней мере 6000 Дж теплоты При этом энтропия системы laquoлед ndash водаraquo в термосе возрастает на ΔS = 6000 Дж 273degК = 22 ДжК

Energy Changes and Chemical Reactions

Very often chemical changes are accompanied by changes in the heat content (enthalpy H) of the materials which are reacting This is H The two diagrams below show the way in which the heat content of a set of reactants changes as they form productsLabel one as an exothermic reaction and the other as an endothermic reaction

bull Label the amount of energy (ΔH or change in heat change in enthalpy) that would be given out (-) or taken in (+) as the reaction happens

bull Write on each diagram whether the temperature of the reaction surroundings (eg air or water if the reactants are in solution) goes up or down as the reaction occurs

bull Give two examples of an exothermic reaction that you have met in chemistry ndash writing balanced equations if you can

When an exothermic reaction occurs the products have moreless energy content than the reactants

The heat enegry lost gained by the reactants is given to other reacting particles the surroundings ( which can be air or the water used to

make aqueous solution) f H in this case is positive negative

Standard Conditions

In comparing enthalpy changes it is essential to ensure the conditions of the system are the same before and after the reaction because ΔH is affected by temperature pressure and concentration of solutions

The standard conditions for temperature and pressure are _______ and _________ respectively The substances involved must also be in their normal physical states Any enthalpy change measured under these conditions is described as a standard enthalpy change of reaction ΔHΘ298

52 Calculation of Enthalpy Changes (3h)

521Calculate the heat change when the temperature of a pure substance is changedStudents should be able to calculate the heat change for a substance given the mass specific heat and temperature change

522 Design suitable experimental procedures for measuring the heat energy change of a reaction Students should consider in aqueous solution and combustion reactionsUse of the bomb calorimeter and calibration of calorimeters will not be assessed

523 Calculate the enthalpy change for a reaction in aqueous solution using experimental data on temperature changes quantities of reactants and mass of solution Enthalpy change of an acidndashbase reaction could be investigated

524Evaluate the results of experiments to determine enthalpy changes Students should be aware of the assumptions made and errors due to heat loss

Measuring Enthalpy Changes

Enthalpy changes are measured in KJ per mole but experiments on measuring enthalpy changes always measure a temperature change The temperature change is then converted to enthalpy change using the following formula

Energy = m x c x change in temperature = mcT

m = mass in grams c = specific heat capacity of water in JoulesKelvingram = 418 J K g

NB 1If you are carrying out an experiment where you heat up something other than water you must use the specific heat capacity of that substance

2 A 1K temperature change is the same as a 1 oC change

If an aluminium block weighing 10 g is heated by a chemical reaction from 25oC to 40 oC what is the amount of heat energy produced by this reaction (The specific heat capacity of Al is 09 J per g per K)

Working Out Enthalpy Change from the Temperature Change

14 grams of sodium hydroxide pellets were dissolved in 100 cm3 of water The temperature before adding the sodium hydroxide pellets was 25 degrees C and after adding the pellets it was 35 degrees C Calculate the enthalpy change in KJmole of the reaction (Specific heat capacity of water = 418 JKg)

Step 1 Work out the energy change using the formula

energy = m x c x change in temperature

m = 100 grams (100 cm3 of water is the ldquosamerdquo as 100 grams of water)change in temperature = 10 K

energy = 100 x 418 x 10 J

Step 2 Convert the enthalpy change to kJ by dividing by 1000

energy = 100 x 418 x 10 KJ1000

Step 3 Work out how many moles there are hellip01 moles (moles = massformula mass of NaOH))

Step 4 Work out the enthalpy change per mole for this exothermic reaction so

the enthalpy change for 1 mole = 42 01 = - 42 kJmol

Experiment to measure some energy changes of reactions occurring in solutions and to use the results to calculate enthalpy changes

The experiment is done by simple calorimeter experiments which involve carrying out the reaction in a expanded polystyrene cup (a good insulator) and measuring the change in temperature This is also a common practical assessment and you should be aware of the sources of error in your measurements such as heat loss to surroundings incorrect readings inaccurate thermometers etc

ApparatusThermometer range and sensitivityLid + Expanded polystyrene cup used as a calorimeterMethod The reaction between copper (II) sulphate and zinc Caution Zn dust is flammable1 Write the balanced ionic equation for the reaction2 Measure out 25cc of 02M copper (II) sulphate solution into the calorimeter3 Measure the temperature of the solution4 Add 01mol of Zn5 Stir gently and continuously and note the highest temperature reached6 Work out the temperature change to the nearest 01oC7 Now try to work out

a) the energy given out by the reactionb) the enthalpy change per mol of Cu2+

8 Can you show the zinc was added in excess9 What key assumptions have you made in these calculations

Discussion Getting more accurate values of an enthalpy change from a simple experiment with an expanded polystyrene cup

There are some simple improvements that you could make to the previous experiment After a short class discussion try to give details of three things that you could do

123

There is one more complicated improvement that you could make to help you minimise the uncertainty due to heat loss to the surroundings ndash

the ldquobitrdquo you canrsquot measure ndash you can plot a heating (exothermic reaction) or cooling (endothermic reaction) curve

After a class chat draw a real heating curve for an exothermic reaction in the space below and use it to show how you would calculate a

more accurate value for the temperature change that takes into account some of the heat lost to the surroundings

If the above experiment were done in the following ways what would happen to the temperature rise observed and hence the energy change

Double both the volume of copper sulphate solution and the number of moles of zinc

Double the concentration of copper but use the same volume of solution and the same number of moles of zinc

Halve the concentration of copper and leave the volume of solution and the number of moles of zinc unchanged

What happens to the enthalpy change (energy number of moles of limiting reactant) in each of the above cases

STANDARD ENTHALPY CHANGES AND ENTHALPY CHANGES OF COMBUSTION

bull Information neededbull Mass of water heatedbull Temperature change

of waterbull Mass of fuel burntbull Molar mass of fuelbull Specific heat capacity

of water

COMBUSTION OF ALCOHOLSSample Calculation

Propan-1-ol calibration calculation

bull Say that 0090 g of propan-1-ol raised the temperature of your apparatus and water by 125 oC

bull The enthalpy change of combustion of propan-1-ol tells you that the complete combustion of 60 g of propan-1-ol provides 2021 kJ

bull Work out the number of moles of propan-1-ol burnt in this experiment using the Periodic table as a source of data

bull Now use the expression H = Qn to calculate the amount of energy given out by the burning fuel

bull If this amount of energy in kJ raised the temperature of the apparatus by 125oC work out how much energy is needed to raise the temperature of the apparatus by 1 oC

bull This is the specific heat capacity of your apparatus in kJ per oC or kJ K-1

53 Hessrsquos Law (2h)

531 Determine the enthalpy change of a reaction which is the sum of two or more reactions with known enthalpy changesStudents should be able to use simple enthalpy cycles and enthalpy level diagrams and to manipulate equations Students will not be required to state Hessrsquos law

54 Bond Enthalpies (2h)

541 Define the term average bond enthalpyBond enthalpies are quoted for the gaseous state and should be recognized as average values obtained from a number of similar compounds

542 Explain in terms of average bond enthalpies why some reactions are exothermic and others are endothermic

What does Hessrsquo Law say

Why is Hessrsquos Law useful

What link is there between the enthalpy change of the forward and the back reaction

Now try to use Hessrsquo Law to answer the following questions

Using the chemical equations below

C(s) + O2 (g) CO2 (g) H = -390 kJ mol-1

Mn(s) + O2 (g) MnO2 (s) H = -520 kJ mol-1

Work out the enthalpy change for the following reaction

MnO2 (s) + C(s) Mn(s) + CO2 (g)


Method 2 Using Equations


Cu(s) + frac12 O2 (g) ndashCuO(s) H = -156 kJ mol-1

2Cu(s) + frac12 O2 (g) Cu2O (s) H = -170 kJ mol-1

work out the value of H (in kJ) for the following reaction

2CuO (s) Cu2O (s) +frac12 O2 (g)

Another way of using Hessrsquos Law

Enthalpy Cycles amp Hesss Law

bull Instead of manipulating chemical equations you can also use enthalpy cycles like the one shown in the next slide H cannot be determined directly by experiment It is possible however to determine the enthalpy changes of combustion of carbon and hydrogen (H1) and the enthalpy change of methane (H2) The key idea for this cycle is that the total enthalpy change for one route is the same as the total enthalpy change for an alternative route

If we can measure ΔH2 and ΔH1 we can find ΔH Using Hesss Law

ΔH + ΔH2 = ΔH1

Hence ΔH = ΔH1 - ΔH2

Enthalpy cycles are useful because they enable a value for an enthalpy change to be determined for a reaction which

cannot be determined directly from experiment

Using an Enthalpy Cycle to Determine Enthalpy Change of Reactionbull It is not possible to determine the enthalpy change for the reaction

between silicon tetrachloride and water directly by experiment

ΔH1 = -1212 kJ mol-1ΔH2 = -12801 kJ mol-1

Now use Hessrsquos law to show ΔH is -681kJmol

Bond enthalpies and Energy from Fuels bull Different fuels have different enthalpies of combustion

Why do they vary so much In order to release energy fuels must combine with oxygen

The enthalpy change of combustion depends on two things

1 The number of bonds to be made and broken and this depends on the size of the molecule This is why more energy is released from hexane than methane

2 The type of bonds involved When methane and methanol burn the same products are formed carbon dioxide and water however methanol already has an O-H bond In other words one of the bonds to oxygen is already made unlike methane where all new bonds with oxygen have to be made

The energy released during combustion comes from the making of bonds to oxygen If methanol already has one bond made it will give out less energy when it burns

As a general rule the more oxygen a fuel has in its molecule the less energy it will give out when it burns but the rate at which it burns may be greater because oxygen from the air might take time to reach the combustion site

Obviously efficient explosives have a great deal of oxygen in their molecules so that the combustion reaction is very fast

Bond Enthalpies

bull The quantity of energy needed to break one mole of a particular bond in a molecule is called the bond dissociation enthalpy or bond enthalpy for short

bull Eg H2 (g) -gt 2H (g) ΔHΘ = + 436 kJ mol-1

bull This is a positive ΔH value because bond breaking is an endothermic change Bond making is an exothermic change

bull What do you think is the relationship between the strength of bonds broken and formed in a chemical reaction and whether that reaction is exo or endothermic

bull The stronger a bond the more difficult it is to break - the higher its bond enthalpy Tables of bond enthalpies are average values because the exact value depends on the particular compound in which the bond is found Other atoms and bonds around it influence the value Double bonds have higher bond enthalpies than single bonds Triple bonds are higher still In general the higher the bond enthalpy the shorter the bond

Bonds and Enthalpy CyclesThe bond-breaking and bond-making can be represented in an enthalpy cycle

Now can you use your data book and the information about bond enthalpies to calculate H2

Now use Hessrsquos Law to show the enthalpy change of combustion is -818 kJ mol-1

This value is a little different from the standard enthalpy change of combustion of methane -890kJ mol-1

bull Give two reasons why the experimental value of this enthalpy change is different from the one calculated from bond energies

bull helliphelliphelliphellip


Born-Haber cycle calculations

Via an Energy level cycleThis is the method always required in examinations

The sum of energies for route 1 = sum of energies for route 2

Спасибо за внимание

CHEMICAL THERMODYNAMICS ndash lecture 3 Konstantin GERMAN Chair Hea

ЛЕКЦИЯ 3 ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Задачи химической термодинамики применение законов общей


Взаимосвязь между процессами обмена веществ и энергии в организ



Slide 8



Наиболее общими характеристиками систем являются м ndash масса веще




ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ

Внутренняя энергия U

ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ Первое начало термодинамики предст

Первое начало термодинамики

Если давление в системе постоянно ( равно внешнему давлению) то

ЭНТАЛЬПИЯ

закон Гесса

Три следствия закона Гесса



Энтропия

Энтропия

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Slide 30

Slide 31

Slide 32

Slide 33

Slide 34

Slide 35

Slide 36


Slide 38

Slide 39



Slide 42



Slide 45

Using an Enthalpy Cycle to Determine Enthalpy Change of Reactio

Bond enthalpies and Energy from Fuels

Slide 48

Bond Enthalpies

Slide 50

Bonds and Enthalpy Cycles The bond-breaking and bond-making can

Slide 52


Via an Energy level cycle This is the method always required


ЛЕКЦИЯ 3

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Зав кафедрой естественных наукКонстантин Эдуардович

Герман




























bull





























































ΔE = Q + W











































Rudolf Clausius


Sadi Carnot




ДжК










Standard Conditions




















energy = 100 x 418 x 10 J


energy = 100 x 418 x 10 KJ1000











123













of water



















C(s) + O2 (g) CO2 (g) H = -390 kJ mol-1



MnO2 (s) + C(s) Mn(s) + CO2 (g)












ΔH + ΔH2 = ΔH1






ΔH1 = -1212 kJ mol-1ΔH2 = -12801 kJ mol-1










Bond Enthalpies
























Slide 8












ЭНТАЛЬПИЯ





Энтропия

Энтропия

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Slide 30

Slide 31

Slide 32

Slide 33

Slide 34

Slide 35

Slide 36


Slide 38

Slide 39



Slide 42



Slide 45



Slide 48

Bond Enthalpies

Slide 50


Slide 52































bull





























































ΔE = Q + W











































Rudolf Clausius


Sadi Carnot




ДжК










Standard Conditions




















energy = 100 x 418 x 10 J


energy = 100 x 418 x 10 KJ1000











123













of water



















C(s) + O2 (g) CO2 (g) H = -390 kJ mol-1



MnO2 (s) + C(s) Mn(s) + CO2 (g)












ΔH + ΔH2 = ΔH1






ΔH1 = -1212 kJ mol-1ΔH2 = -12801 kJ mol-1










Bond Enthalpies
























Slide 8












ЭНТАЛЬПИЯ





Энтропия

Энтропия

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Slide 30

Slide 31

Slide 32

Slide 33

Slide 34

Slide 35

Slide 36


Slide 38

Slide 39



Slide 42



Slide 45



Slide 48

Bond Enthalpies

Slide 50


Slide 52
































































ΔE = Q + W











































Rudolf Clausius


Sadi Carnot




ДжК










Standard Conditions




















energy = 100 x 418 x 10 J


energy = 100 x 418 x 10 KJ1000











123













of water



















C(s) + O2 (g) CO2 (g) H = -390 kJ mol-1



MnO2 (s) + C(s) Mn(s) + CO2 (g)












ΔH + ΔH2 = ΔH1






ΔH1 = -1212 kJ mol-1ΔH2 = -12801 kJ mol-1










Bond Enthalpies
























Slide 8












ЭНТАЛЬПИЯ





Энтропия

Энтропия

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Slide 30

Slide 31

Slide 32

Slide 33

Slide 34

Slide 35

Slide 36


Slide 38

Slide 39



Slide 42



Slide 45



Slide 48

Bond Enthalpies

Slide 50


Slide 52














































Rudolf Clausius


Sadi Carnot




ДжК










Standard Conditions




















energy = 100 x 418 x 10 J


energy = 100 x 418 x 10 KJ1000











123













of water



















C(s) + O2 (g) CO2 (g) H = -390 kJ mol-1



MnO2 (s) + C(s) Mn(s) + CO2 (g)












ΔH + ΔH2 = ΔH1






ΔH1 = -1212 kJ mol-1ΔH2 = -12801 kJ mol-1










Bond Enthalpies
























Slide 8












ЭНТАЛЬПИЯ





Энтропия

Энтропия

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Slide 30

Slide 31

Slide 32

Slide 33

Slide 34

Slide 35

Slide 36


Slide 38

Slide 39



Slide 42



Slide 45



Slide 48

Bond Enthalpies

Slide 50


Slide 52







ДжК










Standard Conditions




















energy = 100 x 418 x 10 J


energy = 100 x 418 x 10 KJ1000











123













of water



















C(s) + O2 (g) CO2 (g) H = -390 kJ mol-1



MnO2 (s) + C(s) Mn(s) + CO2 (g)












ΔH + ΔH2 = ΔH1






ΔH1 = -1212 kJ mol-1ΔH2 = -12801 kJ mol-1










Bond Enthalpies
























Slide 8












ЭНТАЛЬПИЯ





Энтропия

Энтропия

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Slide 30

Slide 31

Slide 32

Slide 33

Slide 34

Slide 35

Slide 36


Slide 38

Slide 39



Slide 42



Slide 45



Slide 48

Bond Enthalpies

Slide 50


Slide 52












Standard Conditions




















energy = 100 x 418 x 10 J


energy = 100 x 418 x 10 KJ1000











123













of water



















C(s) + O2 (g) CO2 (g) H = -390 kJ mol-1



MnO2 (s) + C(s) Mn(s) + CO2 (g)












ΔH + ΔH2 = ΔH1






ΔH1 = -1212 kJ mol-1ΔH2 = -12801 kJ mol-1










Bond Enthalpies
























Slide 8












ЭНТАЛЬПИЯ





Энтропия

Энтропия

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Slide 30

Slide 31

Slide 32

Slide 33

Slide 34

Slide 35

Slide 36


Slide 38

Slide 39



Slide 42



Slide 45



Slide 48

Bond Enthalpies

Slide 50


Slide 52





















energy = 100 x 418 x 10 J


energy = 100 x 418 x 10 KJ1000











123













of water



















C(s) + O2 (g) CO2 (g) H = -390 kJ mol-1



MnO2 (s) + C(s) Mn(s) + CO2 (g)












ΔH + ΔH2 = ΔH1






ΔH1 = -1212 kJ mol-1ΔH2 = -12801 kJ mol-1










Bond Enthalpies
























Slide 8












ЭНТАЛЬПИЯ





Энтропия

Энтропия

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Slide 30

Slide 31

Slide 32

Slide 33

Slide 34

Slide 35

Slide 36


Slide 38

Slide 39



Slide 42



Slide 45



Slide 48

Bond Enthalpies

Slide 50


Slide 52














123













of water



















C(s) + O2 (g) CO2 (g) H = -390 kJ mol-1



MnO2 (s) + C(s) Mn(s) + CO2 (g)












ΔH + ΔH2 = ΔH1






ΔH1 = -1212 kJ mol-1ΔH2 = -12801 kJ mol-1










Bond Enthalpies
























Slide 8












ЭНТАЛЬПИЯ





Энтропия

Энтропия

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Slide 30

Slide 31

Slide 32

Slide 33

Slide 34

Slide 35

Slide 36


Slide 38

Slide 39



Slide 42



Slide 45



Slide 48

Bond Enthalpies

Slide 50


Slide 52












of water



















C(s) + O2 (g) CO2 (g) H = -390 kJ mol-1



MnO2 (s) + C(s) Mn(s) + CO2 (g)












ΔH + ΔH2 = ΔH1






ΔH1 = -1212 kJ mol-1ΔH2 = -12801 kJ mol-1










Bond Enthalpies
























Slide 8












ЭНТАЛЬПИЯ





Энтропия

Энтропия

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Slide 30

Slide 31

Slide 32

Slide 33

Slide 34

Slide 35

Slide 36


Slide 38

Slide 39



Slide 42



Slide 45



Slide 48

Bond Enthalpies

Slide 50


Slide 52






















C(s) + O2 (g) CO2 (g) H = -390 kJ mol-1



MnO2 (s) + C(s) Mn(s) + CO2 (g)












ΔH + ΔH2 = ΔH1






ΔH1 = -1212 kJ mol-1ΔH2 = -12801 kJ mol-1










Bond Enthalpies
























Slide 8












ЭНТАЛЬПИЯ





Энтропия

Энтропия

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Slide 30

Slide 31

Slide 32

Slide 33

Slide 34

Slide 35

Slide 36


Slide 38

Slide 39



Slide 42



Slide 45



Slide 48

Bond Enthalpies

Slide 50


Slide 52














ΔH + ΔH2 = ΔH1






ΔH1 = -1212 kJ mol-1ΔH2 = -12801 kJ mol-1










Bond Enthalpies
























Slide 8












ЭНТАЛЬПИЯ





Энтропия

Энтропия

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Slide 30

Slide 31

Slide 32

Slide 33

Slide 34

Slide 35

Slide 36


Slide 38

Slide 39



Slide 42



Slide 45



Slide 48

Bond Enthalpies

Slide 50


Slide 52






ΔH1 = -1212 kJ mol-1ΔH2 = -12801 kJ mol-1










Bond Enthalpies
























Slide 8












ЭНТАЛЬПИЯ





Энтропия

Энтропия

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Slide 30

Slide 31

Slide 32

Slide 33

Slide 34

Slide 35

Slide 36


Slide 38

Slide 39



Slide 42



Slide 45



Slide 48

Bond Enthalpies

Slide 50


Slide 52












Bond Enthalpies
























Slide 8












ЭНТАЛЬПИЯ





Энтропия

Энтропия

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Slide 30

Slide 31

Slide 32

Slide 33

Slide 34

Slide 35

Slide 36


Slide 38

Slide 39



Slide 42



Slide 45



Slide 48

Bond Enthalpies

Slide 50


Slide 52























Slide 8












ЭНТАЛЬПИЯ





Энтропия

Энтропия

Slide 27

Slide 28

Slide 29

Slide 30

Slide 31

Slide 32

Slide 33

Slide 34

Slide 35

Slide 36


Slide 38

Slide 39



Slide 42



Slide 45



Slide 48

Bond Enthalpies

Slide 50


Slide 52




reaviz chemical thermodynamics lecture 3

Documents