Kap 6: Termokemi
Energi:
Definition: Kapacitet att utföra arbete eller
producera värme
Termodynamikens första huvudsats:
Energi är oförstörbar – kan omvandlas från en
form till en annan men kan ej förstöras.
Enhet:
J (joule)
cal (kalorier)
Kemisk energi
Genom en kemisk reaktion kan energi i form av
värme utvinnas:
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) + VÄRME
Metans förbränning
För att kunna diskutera energi i samband med
kemiska reaktioner delar man upp universum i
två delar:
SYSTEM
OMGIVNING
reaktanter och produkter
Systemet och omgivningen
Vi kan aldrig mäta vad som sker i systemet men
vi kan mäta på omgivningen och dra slutsats om
vad som sker i systemet.
EXOTERM REAKTION:
SYSTEM
VÄRME TILL OMGIVNINGEN
ENDOTERM REAKTION:
SYSTEM
VÄRME TAS FRÅN OMGIVNINGEN
Förbränning av metan – exoterm eller endoterm reaktion?
Var kommer energin ifrån?
Energiinnehållet hos enskilda ämnen beror av bindningsstyrkan hos de bindningar som håller ihop molekylen.
Om energiinnehållet hos reaktanterna är större än
energiinnehållet hos produkterna är reaktionen exoterm
och vice versa.
EXOTERM REAKTION
ENDOTERM REAKTION
Energiförändringar
Ett systems energi kan ändras genom att:
• ett arbete utförs på systemet eller av systemet
• värme tillförs eller avges
ΔE = q + w där q är värme och w är arbete
Energiförändringar
För att inte alltid behöva beskriva energiförändringar med ord har man definierat att om
energi tillförs systemet så får energin positivt
tecken, + ΔE. (Man ser alltså utifrån systemets
synvinkel!)
Exoterm reaktion:
Energi avges från systemet till omgivningen: - ΔE
Endoterm reaktion:
Energi tillförs systemet från omgivningen: + ΔE
Vad är det för typ av arbete som
förknippas med en kemisk reaktion?
Tryck-volym-arbete:
När en gas utvecklas och expanderas kan den
utföra ett arbete medan ett arbete utförs på en
gas när den komprimeras.
Jfr. bilmotor
Arbetet som en gas utövar
kan beräknas
w = - p · ΔV p är trycket gasen jobbar emot och
ΔV är förändringen i gasens volym
Entalpi
ENTALPI = en förenings värmeinnehåll
Entalpi, H, definieras som H = E + p · V
där E är systemets energiinnehåll.
I en process som sker vid konstant tryck är
systemets entalpiökning, + ΔH, eller entalpiminskning, - ΔH, lika med den värmemängd som
systemet upptagit från eller avgivit till omgivningen. Man exkluderar alltså p · V-termen i
sambandet ovan.
6.44
Kalorimetri
För att kunna mäta hur mycket värme som krävs
eller frigörs vid en kemisk reaktion används en
s k KALORIMETER.
Olika ämnen reagerar olika på
upphettning – ett ämne kan
kräva mycket värmeenergi för
att höja sin temperatur 1 °C
medan andra kräver mindre.
Den här egenskapen kallas VÄRMEKAPACITETEN.
Värmekapaciteten
Man talar om oftast om:
Specifika värmekapaciteten som anger hur mycket
energi som måste tillföras för att höja temperaturen
hos 1 g av ett ämne 1 °C.
Betecknas: s
Enhet: J/°C · g
Ibland ser man även:
Molära värmekapaciteten som anger hur mycket
energi som måste tillföras för att höja temperaturen
hos 1 mol av ett ämne 1 °C.
Enhet: J/°C · mol
Värmekapaciteten
Ett lågt värde på den specifika värmekapaciteten
innebär att det krävs mindre energi för att höja
ämnets temperatur 1 °C än för ett ämne med högre
värde.
Ex. s(H2O(l)) = 4.18 J/°C · g
s(Fe(s)) = 0.45 J/°C · g
Energiförändringen kan beräknas;
ΔH = s · m · ΔT där s är specifika värmekapaciteten, m är massan
och ΔT är temperaturskillnaden
6.62
Hess’ lag:
Lyder:
Om man går från vissa specifika reaktanter till vissa
specifika produkter är entalpiförändringen samma
oavsett om reaktionen sker i ett steg eller i flera.
Jfr bergsbestigning – skillnaden i lägesenergi när du når
bergets topp är densamma oavsett vilken väg du tar.
Hess’ lag:
Kemiskt:
När kvävgas oxideras till kvävedioxid krävs 68 kJ.
N2 (g) + 2 O2 (g) → 2 NO2 (g) ΔH = 68 kJ
Den här reaktionen kan delas upp i två steg:
1. N2 (g) + O2 (g) → 2 NO (g)
ΔH1 = 180 kJ
2. 2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g) ΔH2 = - 112 kJ
Om de här två delreaktionerna samt entalpiförändringarna summeras så fås den översta
totalreaktionen.
Hess’ lag
Den här reaktionen var enkel att summera men
ibland måste man:
• vända på en delreaktion för att erhålla önskad
summareaktion
• multiplicera (ta flera gånger) en delreaktion för
att få önskad summareaktion
TÄNK DÅ PÅ ATT
• om man vänder på en reaktion måste man byta
tecken på ΔH
• om reaktionen multipliceras måste även storleken på ΔH multipliceras
Uppgifter
Beräkna ΔH för metans förbränning, d v s
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔHreaktion = X kJ
utifrån
C (s) + 2 H2 (g) → CH4 (g) ΔH1 = - 75 kJ
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
ΔH2 = - 393.5 kJ
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ΔH3 = - 286 kJ
6.69
Standardbildningsentalpi
Med hjälp av kalometri kan man mäta temperaturskillnader och beräkna ΔH för många reaktioner. Vissa reaktioner är dock så långsamma
att denna metod inte fungerar.
Man kan dock även räkna ut ΔH med hjälp av
STANDARDBILDNINGSENTALPIER.
Standardbildningsentalpier
Standardbildningsentalpin för en förening
definieras som entalpiförändringen som åtföljer
bildandet av 1 mol av föreningen från dess
grundämnen i deras standardtillstånd.
Betecknas: ΔH°f
Enhet: kJ/mol
° symboliserar standardtillstånd, d v s det
aggregationstillstånd ämnet befinner sig i vid
p = 1 atm och T = 25 °C.
f står för ’formation’ - bildning
Standardbildningsentalpier
Exempel:
Standardbildningsentalpin för ammoniak, NH3, är
den entalpiförändring som åtföljer reaktionen:
1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g) → NH3 (g)
ΔH°f (NH3)
Uppgift:
Teckna reaktionen som förknippas med standardbildningsentalpin för koldioxid, CO2
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
ΔH°f (CO2)
Standardbildningsentalpier
Om man har ΔH°f-värden för olika föreningar kan
man beräkna ΔH för en reaktion med följande
formel:
ΔHreaktion = Σ ΔH°f (produkter) - Σ ΔH°f (reaktanter)
OBS!!!!!! Får bara användas om det är ΔH°fvärden som angetts i en uppgift!
Standardbildningsentalpier
När men använder formeln
ΔHreaktion = Σ ΔH°f (produkter) - Σ ΔH°f (reaktanter)
måste man tänka på
• att ΔH°f-värden för grundämnen är 0 J/mol.
• att om man har en koefficient med i reaktionsformeln måste koefficienten med i beräkningen.
ΔH°f-värden finns i tabell i bokens Appendix.
Uppgifter
Järn framställs ur järnmalm genom reduktion med kolmonoxid,
CO. Beräkna ΔH för reaktionen utifrån ΔH°f-värden:
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
ΔH°f(Fe2O3 (s)) = -825.5 kJ/mol
ΔH°f(CO (g)) = -110.5 kJ/mol
ΔH°f(CO2 (g)) = -393.5 kJ/mol
ΔHreaktion = Σ ΔH°f (produkter) - Σ ΔH°f (reaktanter)
ΔHreaktion = (2 · 0 + 3 · -393.5) - (-825.5 + 3 · -110.5) kJ = -23.5 kJ
6.82
