Θερμοχημεία

Κάθε φαινόμενο σχεδόν, συνοδεύεται από μεταβολή μορφών ενέργειας και από μεταφορά ποσοτήτων ενέργειας από ένα σύστημα σε άλλο. Επειδή δε η συνολική ενέργεια ούτε καταστρέφεται, ούτε δημιουργείται, είναι ανάγκη να μάθουμε να «τηρούμε τα λογιστικά» σε τέτοιες ενεργειακές μεταβολές.

Η θερμοχημεία μελετά τις μεταβολές της θερμότητας στις χημικές αντιδράσεις.

 

 

Ενέργεια

Σχετίζεται με την ικανότητα ενός συστήματος να παραγάγει έργο.

Μορφές Ενέργειας

• Θερμική ενέργεια
  Σχετίζεται με την τυχαία κίνηση των μορίων και ατόμων
• Χημική ενέργεια
  Είναι η ενέργεια των δεσμών στις χημικές ενώσεις
• Πυρηνική ενέργεια
  Είναι η ενέργεια που απελευθερώνεται όταν μετασχηματίζονται ατομικοί πυρήνες.
• Ηλεκτρική ενέργεια
  Συνδέεται με την κίνηση των ηλεκτρονίων (ηλεκτρ. φορτία)
• Δυναμική ενέργεια
  Η ενέργεια που έχει ένα σώμα λόγω της θέσης του
• Κινητική ενέργεια
  Η ενέργεια που έχει ένα σώμα λόγω της ταχύτητας του

Θερμότητα είναι η ενέργεια που ανταλλάσσει το σύστημα με το περιβάλλον του λόγω διαφοράς θερμοκρασίας μεταξύ τους

Θερμοκρασία είναι το μέτρο της θερμικής ενέργειας ενός σώματος

Θερμοκρασία ≠ Θερμότητα

 

Σύστημα και περιβάλλον

Όταν γίνεται μελέτη ενός φαινομένου από την πλευρά της ενέργειας γίνεται πάντα αναφορά σε ένα σύστημα, μέσα στο οποίο συμβαίνει το φαινόμενο και στο περιβάλλον.

Σύστημα ονομάζεται το υποσύνολο του σύμπαντος που επιθυμούμε να μελετήσουμε. Συνήθως στη χημεία ως σύστημα ορίζουμε ένα σύνολο ουσιών που υφίστανται μια χημική μεταβολή.

Περιβάλλον ονομάζεται όλο το υπόλοιπο σύμπαν εκτός του συστήματος.

Όριο ονομάζεται η διεπιφάνεια  που διαχωρίζει το σύστημα από το περιβάλλον.

Ένα θερμοδυναμικό σύστημα μπορεί να είναι ανοικτό, κλειστό ή μονωμένο σε σχέση με το περιβάλλον.

Ενθαλπία

Ένα σύστημα που περιέχει μία ή περισσότερες ουσίες έχει ενέργεια που ονομάζεται εσωτερική ενέργεια (U). Η εσωτερική ενέργεια είναι η ολική ενέργεια του συστήματος και περιλαμβάνει την κινητική ενέργεια των σωματιδίων του συστήματος (μορίων, ιόντων, ατόμων) και την δυναμική ενέργεια που οφείλεται στους χημικούς δεσμούς και στις διαμοριακές δυνάμεις.

Θερμοχημεία είναι ο κλάδος της χημείας που ασχολείται με τα ποσά θερμότητας που ανταλλάσσονται μεταξύ χημικού συστήματος και περιβάλλοντος κατά τη διάρκεια διεξαγωγής των χημικών φαινομένων. Όταν οι ανταλλαγές αυτές συντελούνται σε ένα χημικό σύστημα υπό σταθερή πίεση (πράγμα που είναι η συνήθης περίπτωση), τότε ταυτίζονται με τη μεταβολή ενθαλπίας του συστήματος.

Η θερμοδυναμική κατάσταση ενός συστήματος καθορίζεται με βάση τα καταστατικά μεγέθη που είναι:

• Η θερμοκρασία (Τ)
• Ο όγκος (V)
• Η πίεση (P)
• Η σύσταση, αριθμός mol (n)

Η ενθαλπία είναι μια καταστατική ιδιότητα του συστήματος, εξαρτάται δηλαδή από τα καταστατικά μεγέθη και όχι από την πορεία που έφτασε το σύστημα στην συγκεκριμένη κατάσταση.

Αν ένα σύστημα αποτελείται από τρεις ουσίες Α, Β, Γ, τότε η συνολική ενθαλπία του συστήματος είναι το άθροισμα των ενθαλπιών των συστατικών του συστήματος.

Η_ολική = Η_Α + Η_Β + Η_Γ

 

Ενώ είναι σχεδόν αδύνατο να μετρήσουμε την ενθαλπία ενός συστήματος, μπορούμε να μετρήσουμε εύκολα τη μεταβολή ενθαλπίας.

ΔΗ = Η_τελ. – Η_αρχ.

 

Μεταβολή ενθαλπίας σε μια αντίδραση

Η μεταβολή ενθαλπίας σε μια αντίδραση είναι η διαφορά μεταξύ της ενθαλπίας των προϊόντων και την ενθαλπίας των αντιδρόντων.

ΔΗ = Η_{προϊόντων} – Η_{αντιδρόντων}

Την μεταβολή αυτή της ενθαλπίας μπορούμε να την μετρήσουμε γιατί είναι ίση με το ποσό θερμότητας (q) που εκλύεται ή απορροφάται από το σύστημα όταν η αντίδραση γίνεται υπό σταθερή πίεση.

ΕΞΩΘΕΡΜΗ	ΕΝΔΟΘΕΡΜΗ
Εκλύεται ενέργεια q με μορφή θερμότητας προς το περιβάλλον	Απορροφάται ενέργεια q με μορφή θερμότητας από το περιβάλλον
Ηπρ. < Ηαντ. ή ΔΗ = Ηπρ – Ηαντ < 0 και q > 0	Ηπρ. > Ηαντ. ή ΔΗ = Ηπρ – Ηαντ > 0 και q < 0

• Η ενθαλπία δεν είναι θερμότητα. Ένα σύστημα δίνει ή παίρνει ενέργεια με την μορφή της θερμότητας, οπότε υπάρχει και μεταβολή της ενθαλπίας του.

• Η μεταβολή της ενθαλπίας ΔΗ αναφέρεται στο σύστημα, ενώ το ποσό θερμότητας (q) στο περιβάλλον. Έτσι στην εξώθερμη εκλύεται θερμότητα προς το περιβάλλον και ισχύει ΔΗ < 0 και q > 0, ενώ στην ενδόθερμη απορροφάται ενέργεια από το περιβάλλον και ισχύει ΔΗ > 0 και q < 0.

Δραστηριότητα Δείτε την συμπεριφορά εξώθερμης και ενδόθερμης αντίδρασης

 

Θερμοχημικές Εξισώσεις

Είναι οι χημικές εξισώσεις που γράφεται και η μεταβολή της ενθαλπίας που παρατηρείται κατά την πραγματοποίηση της αντίδρασης.

CH_4(g) + 2O_2(g) → CO_2(g) + 2H₂O_(l) ΔΗ = -890 kJ

Ενθαλπία αντίδρασης – ΔΗ

Ενθαλπία αντίδρασης ορίζεται η μεταβολή ενθαλπίας AH μεταξύ των αντιδρώντων και προϊόντων, για δεδομένες συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας.

ΔH = H_{προϊόντων} – H_{αντιδρώντων}

H μεταβολή της ενθαλπίας μιας αντίδρασης εξαρτάται:

1. Από τη φύση των αντιδρώντων

2. Από τη φυσική κατάσταση των αντιδρώντων και προϊόντων

3. Από τις συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας, κάτω από τις οποίες λαμβάνει χώρα η αντίδραση.

Πρότυπη ενθαλπία αντίδρασης, ΔΗ⁰

Σε πρότυπη κατάσταση, η αντίστοιχη μεταβολή της ενθαλπίας λέγεται πρότυπη μεταβολή ενθαλπίας ή πρότυπη ενθαλπία και συμβολίζεται με ΔΗ⁰

H πρότυπη κατάσταση μιας ουσίας (στοιχείου ή ένωσης) είναι η πιο σταθερή μορφή της σε

• θερμοκρασία 25 ^ο C και

• πίεση 1 atm

• συγκέντρωση c = 1 M (για διαλύματα)

Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού, ΔΗ⁰_f (formation)

Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού μιας ένωσης, ΔH^o_f, είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά το σχηματισμό 1 mol της ένωσης από τα συστατικά της στοιχεία της, σε πρότυπη κατάσταση.

C_{(γραφίτης)} + O_2(g) → CO_2(g) ΔΗ = -393,5 kJ

H ΔH^o_f των στοιχείων στην πιο σταθερή μορφή τους θεωρείται μηδέν.

Επίσης η τιμή της ΔH⁰ μιας αντίδρασης μπορεί να υπολογιστεί με βάση τις πρότυπες ενθαλπίες σχηματισμού των ενώσεων που μετέχουν στην αντίδραση:

ΔΗ⁰ = ΣΔΗ⁰_{f πρ} – ΣΔΗ⁰_{f αντ}

Πρότυπη ενθαλπία καύσης, ΔΗ⁰_c (combustion)

Πρότυπη ενθαλπία καύσης μιας ουσίας, Δ H°_c , είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη καύση 1 mol της ουσίας, σε πρότυπη κατάσταση.

 

Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης, ΔH^o_n (neutralization)

Πρότυπη ενθαλπία εξουδετέρωσης, ΔH^o_n , είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη εξουδετέρωση (σε αραιό υδατικό διάλυμα) 1 mol H⁺ ενός οξέος με μια βάση ή 1 mol OH^– μιας βάσης με ένα οξύ, σε πρότυπη κατάσταση.

Κατά την εξουδετέρωση ισχυρού οξέος με ισχυρή βάση η τιμή της ΔΗ°_n είναι περίπου σταθερή, ανεξάρτητα από το είδος του οξέος ή της βάσης που χρησιμοποιούμε.

ΔΗ°_n= -57,1 kJ

Πηγές: University of Colorado / Reactions & Rates Wikipedia Χημεία θετικής κατεύθυνσης β’ λυκείου Στέλιος Λιοδάκης, Δημήτρης Γάκης, Δημήτρης Θεοδωρόπουλος, Παναγιώτης Θεοδωρόπουλος, Αναστάσιος Κάλλης