ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ

2. ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΗΡ>ΗΑ ΔΗ=qP

3. ΕΞΩΘΕΡΜΕΣ - ΕΝΔΟΘΕΡΜΕΣ ΔΗ=qP

4. ΕΣΩΤΕΡΙΚΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ - ΕΝΘΑΛΠΙΑ Όταν V=ct ΔU=qP=ΔΗ Όταν P= ct ΔH=ΔU+PΔV=qP

5. ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ ΔΗοf • Eίναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά το σχηματισμό 1mol ένωσης από τα συστατικά της στοιχεία σε πρότυπη κατάσταση. • Mπορεί να είναι θετική ή αρνητική. • Η ΔΗοfτων στοιχείων στην πιο σταθερή τους μορφή λαμβάνεται ίση με 0. πχ ΔΗοf Ν2=0 • Για να γράψουμε χημ.εξίσωση σχηματισμού, θεωρούμε ότι μία οποιαδήποτε ένωση παράγεται από τα στοιχεία της, είτε γίνεται η αντίδραση, είτε όχι. • πχ 1/2 Η2(g) + ½ Ν2(g) +3/2 Ο2(g) ΗΝΟ3 (l)ΔΗοf = α KJ • Εστω η χημ.εξίσωση αΑ(s) +βΒ(l)γΓ(g) + δΔ(s), (Ι)όπου Α,Β,Γ,Δ χημικές ενώσεις. Αν γνωρίζουμε τις ΔΗοf των Α,Β,Γ,Δυπολογίζουμε την ΔΗο της (Ι) από τη σχέση: • ΔΗο= ΣΔΗπρ-ΣΔΗαντ όπου: ΣΔΗπρ= γ ΔΗοf Γ + δ ΔΗοf Δ και ΣΔΗαντ= α ΔΗοf Α + β ΔΗοf Β • Ακολουθoύν powerpoint εφαρμογής των ανωτέρω

6. O ΑΝΘΡΑΚΑΣ ΚΑΙ ΟΙ ΜΟΡΦΕΣ ΤΟΥ Τεχνητά διαμάντια(350μm) και φουλλερίτες

9. Δίνονται χημική εξίσωση και πρότυπες ενθαλπίες σχηματισμού Να υπολογιστεί η ΔΗο (Ι) CH3OH(g) + 3/2 O2(g) --> CO2(g) + 2 H2O(g) (-201.5 kJ)} (0 kJ) (-393.5 kJ) (-241.8 kJ) ∆Ho = ∆Hfo (CO2) + 2 ∆Hfo (H2O) - {3/2 ∆Hfo (O2) + ∆Hfo (CH3OH)} = (-393.5 kJ) + 2 (-241.8 kJ) - {0 + (-201.5 kJ)} ∆Ho = -675.6 kJ (ΙΙ) ΔΗο= 4(+90,3)KJ + 6(-241,8)Kj – 4(-45,9)KJ = -906KJ

11. ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΚΑΥΣΗΣ ΔΗoc • Είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη καύση 1mol ουσίας, σε πρότυπη κατάσταση. • Καύση λέμε κάθε οξειδοαναγωγική αντίδραση που εκπέμπει θερμότητα και φως. Συνήθως είναι αντίδραση με οξυγόνο. • ΔΗoc<0

12. ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΚΑΥΣΗΣ ΔΗoc CH4(g) + 2 O2(g) --> CO2(g) + 2H2O(l) ΔΗoc = -890 kJ

13. ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΕΞΟΥΔΕΤΕΡΩΣΗΣ ΔΗon H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l) • Είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την πλήρη εξουδετέρωση σε αραιό υδατικό διάλυμα 1mol Η+ από μία βάση, ή 1mol ΟΗ- από ένα οξύ σε πρότυπη κατάσταση • Είναι η μεταβολή της ενθαλπίας όταν σε αραιό υδατικό διάλυμα σχηματιστεί 1mol Η2Ο κατά την εξουδετέρωση οξέος από βάση σε πρότυπες συνθήκες. • ΔΗon <0 • Όταν το οξύ ή η βάση είναι ασθενείς ηλεκτρολύτες οι τιμές της ΔΗon είναι μικρότερες από όταν είναι ισχυροί. H3Ο+(aq) + OH-(aq) 2 H2O(l) Για ισχυρά οξέα και βάσεις

14. Acid Alkali HCl HCl HCl HF NaOH KOH NH3 NaOH -57.1 -57.2 -52.2 -68.6 ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΕΞΟΥΔΕΤΕΡΩΣΗΣ ΔΗon ΔΗοn

15. ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑ Η Τ ΤΟΥ ΜΕΤΑΛΛΟΥ ΑΥΞΑΝΕΤΑΙ Η Τ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ ΑΥΞΑΝΕΤΑΙ ΘΕΡΜΑΙΝΟΥΜΕ ΜΕΤΑΛΛΟ ΤΟ ΕΜΒΑΠΤΙΖΟΥΜΕ ΣΕ ΝΕΡΟ q = mcT q θερμότητα, m μάζα, c ειδική θερμοχωρητικότητα, ΔΤ μεταβολή θερμοκρασίας

16. ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑ • q = mcTc=ειδική θερμοχωρητικότητα • Εννοείται ότι q =qP=ΔΗ • H μέτρηση του qP γίνεται με το θερμιδόμετρο τύπου βόμβας • Σημ. Το τύπου βόμβας είναι σταθερού όγκου!! Γενικά λοιπόν, q # ΔΗ!! (Η ισότητα ισχύει μόνο όταν η Ρ=σταθ. !!!!)

17. ΘΕΡΜΙΔΟΜΕΤΡΙΑ • qp = (m1c1 + m2c2) ΔT • m1η μάζα του διαλύματος • m2η μάζα του θερμιδομέτρου • c1η ειδική θερμοχωρητικότητα του διαλύματος • c2 η ειδική θερμοχωρητικότητα του θερμιδομέτρου, • ΔT η μεταβολή της θερμοκρασίας

18. ΝΟΜΟΣ LAVOISIER-LAPLACE Ενθαλπία 1mol ένωσης ΔΗ2 ΔΗ1 Ενθαλπία ΔΗ1=-ΔΗ2 LAVOISIER-LAPLACE Ενθαλπία στοιχείων

19. NOMOΣ HESS Διαδρομή 3 Γιατί ο Nόμος HESS; 1.Υπάρχουν αντιδράσεις που δεν γίνονται καθόλου, ή δε γίνονται στο εργαστήριο 2.Υπάρχουν αντιδράσεις που είναι πάρα πολύ αργές. 3. Υπάρχουν αντιδράσεις με ένα κάρο παραπροϊόντα

20. NOMOΣ HESS Τo ποσό της θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται σε μία χημική αντίδραση είναι το ίδιο, είτε η αντίδραση πραγματοποιείται σε ένα, είτε σε περισσότερα στάδια.

21. NOMOΣ HESS

22. NOMOΣ HESS

23. NOMOΣ HESS

25. AΣΚΗΣΗ Τι πληροφορίες θα σας χρειαστούν για να υπολογίσετε την πρότυπη ενθαλπία της αντίδρασης, η εξίσωση της οποίας ακολουθεί;