1 joule = 1 jul
C(s) + O2(g) -> CO2 (g)
Når ett mol karbon, 12 gram, brenner dannes det 1 mol karbondioksid.
Målingen viser at det blir samtidig blir frigjort 393 kJ varme
Temperaturen i en liter vann fra 20*C til 100*C
Entalpi: varmeinnholdet i stoffene og beregnes med H
Entalpiendring: beregnes ΔH (Δ: delta: endring)
Entalpien til hvert grunnstoff er satt til 0kJ/mol
Når det skjer en kjemisk reaksjon er entalpiendringen
trekantH = Hslutt - Hstart
Eks. ΔH = H co2(g) - (Hc(s) + Ho2(g))
System og omgivelser
Når vi skal måle og beregne ΔH må vi skille mellom system og omgivelser.
| Isolert system | Lukket system | Åpent system | |
| Kan utveksle varme med omgivelsene | Nei | Ja | Ja |
| Kan utveksle masse med omgivelsene | Nei | Nei | Ja |
Skal vi gjøre nøyaktige målinger av ΔH må systemet være isolert eller lukket. I et åpent system kan det være vanskelig å si hva som hører til systemet, og hva som er omgivelsene.
Eksoterme og endoterme omgivelser
ΔH er den delen av energien som blir overført som varme mellom systemet og omgivelsene.
Når ΔH er negativ avgir systemet varme til omgivelsene, og prosessen er eksoterm. Ekso: ut: brenner
Når ΔH er positiv mottar systemet varme fra omgivelsene, og prosessen er endoterm. Endo: inn:
Endoterm:
Is + energi(ild) -> vann
Eksoterm:
Vann -> is
Eks. en kopp kaffe som blir kald etterhvert. Energien avtar etter tid. Kan beregne ΔH for.
Standard molar entalpi
ΔHΘ er symbolet til standard molar entalpi.
ΔH målt ved standard betingelser kalles standard molar entalpi.
Varme og arbeid
Når energi utveksles mellom system og omgivelser, skjer det både som varme og arbeid.
Varme er den energien som blir utvekslet på grunn av temperaturforskjell
Arbeid er den energien som blir utvekslet mellom system og omgivelser (eks. når et stempel beveger seg i sylinderen i en bilmotor)
Utvekslingen av energi mellom system og omgivelser i forbrenningsreaksjonen er lik summen av utvekslet varme og arbeid.
En bil drives frem (arbeid) og temperaturen i bilmotoren og kjølevæsken
6.2 Måling og beregning av entalpiendringer
Forbrenningsentalpi: Varmen fra en forbrenningsreaksjon
Smelteentalpi: varmen som skal til for å smelte et stoff
Bindingsentalpi: varmen som skal til for å bryte en kjemisk binding
Løsningsentalpi: varmen som skal til for å løse et stoff i vann
Løsningsentalpi:
Du kan måle løsningsentalpi ved hjelp av et isoporbeger og et lokk : isolert.
Temperaturen måles før saltet tilsettes og etter alt saltet er løst.
| Eks. på bestemmelse av løsningsentalpi 1) Finn den balanserte ligningen for oppløsningsreaksjonen 2) Finn temperaturendringen i begeret (Temp. før - temp. etter) 3) Finn tettheten for vannet 4) Finn massen av vannet (vannløsningen x tetthet) (er det vann er det bare å skrive g. ikke regne ut noe) 5) Finn tilført varme (J for å heve temp i ett gram x massen av vannet x temperaturendring) Oppgis i kJ 6) Finn massen til det som løses opp 7) Finn molar masse til det som løses opp 8) Finn stoffmengden (Masse / molar masse) 9) Finn molar løsningsentalpi (tilført varme / stoffmengde) |
Forbrenningsentalpi:
Må gjøres i en lukket beholder der forbrenningen skjer i et overskudd av oksygengass
Her må entalpien være konstant trykk.
Standard molar forbrenningentalpi for noen stoffer ved 25 *C
| Stoff | ΔHø i kJ/Mol |
| Hydrogen H2(g) | - 286 |
| Karbon C (s) | -393 |
| Propan C3H8 (g) | -2220 |
| Pentan C5H12 (g) | -3537 |
| Metanol CH3OH (l) | -726 |
| Etanol C2H5OH (l) | -1368 |
| Glukose C6H12O6 (s) | -2808 |
| Eks. energiutbytte fra en forbrenningsreaksjon 1) Finn temperaturendringen i vannet 2) Finn massen av vannet 3) Finn overført varme til vannet (trengede energi x massen av vannet x temp. endring) 4) Finn molar masse forbrenningsgreia 5) Finn stoffmengde forbrenningsgreia (mengde forbrenningsgreia / molar masse forb. greia) 6) Finn overført varme til vannet ( overført varme / stoffmengde) 7) Finn teoretisk energiutbytte (overført varme x 100% / forbrenningsentalpi (fra tabell) |
Bindingsentalpi:
For å kunne bryte en binding må vi tilføre energi
Endoterm: bindingensentalpien blir positiv
For å bryte et mol C-C må det tilføres 348 kJ
Når en binding blir dannet blir energi frigjort.
For å danne et mol C-C må det avgis 348 kJ
Vi kan beregne entalpiendringen i en reaksjon ut fra forskjellen i den energien som kreves for å bryte bindingene i utgangsstoffene.
Den energien som skal til for å bryte et mol av en type binding kalles bindingsentalpien. Vi oppgir bindingsentalpien ΔH i kJ/mol og den er alltid positiv.
Den energien som firgjøres ved å danne et mol av en type binding, har samme måltall som bindingsentalpien, men ΔH får negativ.
Molar bindingsentalpi
| Binding | ΔH i kJ/mol |
| C-C | 348 |
| C-H | 412 |
| C-O | 360 |
| C=O | 743 |
| C=O (i CO2) | 805 |
| O-H (H2O i gjennomsnitt) | 463 |
| O-H | 431 |
| O=O | 496 |
| C-N | 305 |
Energirike stoffer og energiutbytte
Hvor mye energi en forbindelse kan avgi ved forbrenning henger sammen med hva slags bindinger det er i forbindelsen.
| Forbrenningsentalpi i kJ/mol | CH3-CH3 etan -1560 | CH3-CH2-O-H etanol - 1368 | CH3-CHO etanal -1166 | CH3-COOH etansyre -875 | O=C=O karbondioksid 0 |
Ut fra formlene til to ganske like forbindelser kan vi forutsi hvilken forbindelse som har størst forbrenningsentalpi. Den forbidneslen som inneholder flest bindinger til oksygen vil avgi minst energi.
6.3 Når er en prosess spontan?
En spontan reaksjon: En kjemisk prosess som går av av seg selv
For mange reaksjoner er det nødvendig med en liten "dytt" for å få reaksjonen i gang, som å tenne på grillkull, men vi kaller dem likevel spontane.
Andre reaksjoner starter ikke selv om vi gir dem aldri så mange dytt, og disse er ikke spontane.
Vi kan ikke bruke farten prosessen skjer i for å bestemme om en prosess er spontan.
Alle forbrenningsreaksjoner er eksoterme reaksjoner (ΔH < 0)
De fleste eksoterme reaksjoner er spontane.
Ammoniumnitrat som blir løst i vann er en spontan reaksjon fordi det bare skjedde når vi blander dem.
Smelting av is er en endoterm prosess.
Entropi: graden av uorden
Symbolet S.
I et fast stoff har partiklene faste plasser og har lav entropi.
Når stoffet er i væskeform beveger partiklene seg rundt hverandre, og har derfor høyere entropi enn fast stoff.
I gass er partiklene i stor uorden og bare svirrer rundt, og derfor er entropien høyest i gassform.
Minst uorden er det i perfekt krystall ved det absolutte nullpunkt T = OK.
Da er S = 0 J/K x mol
Når et system går fra starttilstand til en slutttilstand er entropiendringen
ΔS = Sslutt - Sstart
For en kjemisk reaksjon kan vi beregne entropiendringen ut fra entropien til produktene og utgangsstoffene. (bruker tegnet Σ, som står for summen):
ΔS = ΣS sluttprodukter - ΣS utgangsstoffer
| Eksempel: Når vi varmer opp blåstein (kobber(II)sulfat-pentahydrat), avgirs krystallvannet og vi får vannfritt kobber(II)sulfat: CuSO4 x 5H20 (s) ---> CuSO4 (s) + 5H20 (l) Entropiendringen for denne reaksjonen: ΔS = ΣS sluttprodukter - ΣS utgangsstoffer ΔS = (109+5x70) J - 300 J = 159 J k x mol k x mol k x mol En positiv verdig for ΔS betyr at entropien øker. Dette kunne vi forutsagt fordi det dannes mye væske (5 mol) og et fast stoff fra et mol av den faste blåsteinen. |
Entropien i universet øker
I et isolert system vil alle spontane prosesser føre til økt uorden. Hvis systemet er åpent vil det kunne utveksle varme med omgivelsene. Da endrer entropien seg både i systemet og i omgivelsene. Vi må derfor betrakte systemet og omgivelsene i et nytt isolert system, og det utgjør hele universet.
ΔS system + ΔS omgivelser = ΔS univers
varmelærens 2. hovedsetning: at entropien i universet øker i alle spontane prosesser, enten det er fysiske forandringer eller kjemiske reaksjoner:
ΔS univers > 0
For å finne ut om entropien i universet øker i en prosess må vi derfor vite nok om ΔS system og ΔS omgivelser til å avgjøre om
ΔS system + ΔS omgivelser > 0
Enropiendringen for systemet (ΔS system) kan beregnes fra tallverdier, men vi skal nøye oss med å vurdere om ΔS system er positiv eller negativ fra reaksjonsligningen.
Entropiendringen for omgivelsene er avhengig av den varmen omgivelsene gir eller mottar. Ved eksoterme reaksjoner blir omgivelsene tilført varme. Det fører til økt uorden i omgivelsene slik at entropien øker. Denne entropiendringen beregnes når vi kjenner temperaturen T som prosesser skjer ved.
Utrykket vi baserer oss på, er:
ΔS omgivelser = -ΔH system
T
Vi ser at ΔS omgivelser > 0 ved eksoterme reaksjoner der ΔH system < 0. Når vi da setter inn uttrykket for ΔS omgivelser i ΔS system + ΔS omgivelser > 0.
ΔS system + -ΔH system > 0
T
Dette kan vi omforme til:
ΔH - TΔS < 0
Dette er kravet for at en prosess skal være spontan.
Tre faktorer som bestemmer om en prosess er spontan
For å finne ut om en prosess er spontan fører til ΔH - TΔS < 0.
- Entalpiendringen for systemet ΔH
- Temperaturen i systemet T (K)
- Forandring i uorden eller orden i systemet, ΔS
....er de faktorene som bestemmer om en prosess er spontan.
| 1. Eksempel der ΔH < 0 og 0 > ΔS Alle forbrenningsreaksoner er eksoterme. La oss se på reaksjonen når et telys (parafin) brenner. Parafinvoks består av store hydrokarbonmolekyler med rundt 30 karbonatomer i kjernen, og de ligger ordnet i det faste stoffet. Når voksen brenner i luftens oksygen, dannes mange flere produktmolekyler enn det er utgangsstoffmolekyler, og produktmolekylene karbondioksid og vann er dessuten i gassfase. Dette fører til at entropien øker (0 > ΔS) Da reaksjonen er eksoterm (ΔH < 0) blir ΔH - TΔS < 0 for alle temperaturer. Reaksjonen er derfor alltid spontan. |
| 2. Eksempel der ΔH < 0 og ΔS < 0.Magnesium som brenner, er en eksoterm reaksjon. Reaksjonsligningen er: Mg(s) + 1/2 O2 (g) --> MgO(s) ΔH = -602 kJ/mol I denne reaksjonen er et av utgangsstoffene en gass, mens produktet er et fast stoff. Det betyr at det blir mindre uorden. og entropien i systemet vil avta. Fordi reaksjonen er svært eksoterm oppveier det minkingen av entropien. Dermed blir ΔH - TΔS < 0 og reaksjonen er spontan. |
| 3. Eksempel der ΔH > 0 og ΔS >0Smelting av is er en endoterm prosess. (ΔH > 0). H2O(s) --> H20 (l) Når isen smelter øker entropien fordi vann er mer uordnet enn is. Over 0*C smelter is spontant. og da er ΔH - TΔS < 0. Ved 0*c, altså T = 273 K, er vann og is i likevekt. Da er ΔH - TΔS = 0 Hvis temperaturen avtar og blir mindre enn 273 K, blir ΔH - TΔS > 0 Under 0*C er altså smelteprosessen ikke spontan. |
| 4. Eksempel der ΔH > 0 og ΔS < 0I dette tilfellet vil alltid ΔH - TΔS > 0. Det finnes ingen spontane reaksjoner hvor ΔH > 0 og samtidig ΔS < 0. |
Å få ikke-spontane prosesser til å gå
Selv om en prosess ikke er spontan, kan vi likevel få den til å gå. Da må vi tilføre energi eller et nytt stoff.
Eks. oppladningen av et batteri går ikke av seg selv. Det er den motsatte reaksjonen som er spontan. Men legger vi på en ytre spenning som er motsatt og større enn batterispenningen, lades det. Da bruker vi elektrisk energi til å gjendanne kjemisk energi i batteriet. Betingelsen for at et batteri skal lades er at den kjemiske reaksjonen for oppladning går nøuaktig motsatt vei av reaksjonen for utladning, slik at det bare er å snu pilen i likevektsreaksjonen.
De fleste bruksmetallene korroderer. Da dannes metalloksider. Vi må derfor gå omveier for å danne metall av deres oksider.
SAMMENDRAG
For å beskrive energiforandringer i kjemiske reaksjoner og andre prosesser er det nødvendig å skille mellom system og omgivelser. Systemet består av stoffene som deltar i prosessen, mens resten av universet er omgivelsene.
Varme er den energien som utveksles på grunn av en temperaturforskjell mellom systemene og omgivelsene.
Entapli (H) er et mål for varme, og ΔH er den varmen som blir utvekslet mellom system og omgivelser når prosessen foregår ved konstant trykk og temperatur.
Entalpiendringen (ΔH) kan måles eller beregnes. Når ΔH < 0, er prosessen eksoterm. Da avgir systemet varme til omgivelsene. Når ΔH > 0 er prosessen endoterm. Da mottar systemet varme fra omgivelsene.
Entropi (s) er et mål for uorden, og for et stoff gjelder S gass >> S væske > S fast stoff
Ved alle spontane prosesser øker ΔS universet
T står for temperaturen mål i kelvin (K). T = 273 K ved smeltepunktet for is. Trinnene på kelvinskalaen er lik trinnene på celsiusskalaen, dvs 1K = 1*C.
En prosess er spontan når ΔH - TΔS < 0.
En eksoterm prosess ΔH < 0 der entropien øker ΔS > 0 er alltid spontan. En endoterm prosess ΔH > 0 der entropien minker ΔS < 0 er aldri spontan.
Ingen kommentarer:
Legg inn en kommentar