IX. Chemická THERMODYNAMIKA

1. IX. Chemická THERMODYNAMIKA Jen stručně a zjednodušeně. Podrobnosti – učebnice obecné, příp. fyzikální chemie.

2. Thermodynamika : zabývá se teplem uvolněným či spotře- bovaným při chem. reakci(reakčním teplem) Látky jsou zásobníky energie. Př.: pružina koná práci, při hoření paliva vzniká teplo (kamna) či se koná práce (auto). Látky jsou složeny zčástic, ty se pohybují, mají tedy energii kinetickou a potenciální (např. energii chemické vazby). Energii částic lze měnit: přidáním / odebráním tepla, dodáním / vykonáním práce. 1) Enthalpie H : U reakcí nás zajímá část energie částic týkající se reakčního tepla – nazývá se ENTHALPIE H. Platí: Změna enthalpie soustavy Hr = reakčnímu teplu.

3. 2) Reakce exotermní a endotermní : Při reakci exotermní se teplo uvolní, tím se zmenší enthalpie soustavy a Hr< 0. Při reakci endotermníje nutno teplosoustavě dodat, tím se zvětší enthalpie soustavy a Hr> 0. Pozn.1: podobně u skupenských tepel Hvar , Htání> 0 , tzn. je nutno teplo soustavě dodat, Hkond , Htuhn< 0 , tzn. soustava teplo uvolňuje. Pozn.2: Informaci o velikosti Hr připisujeme k chem. rovnici

4. 3) Na čem Hr závisí ? Př.1: Hoření koksu zapisujeme : C(s) + O2(g) → CO2(g) Hr~-400 kJ tzn. spálíme-li 1 mol koksu, vznikne 400 kJ energie. Spálíme-li ½ molu koksu, vznikne 200 kJ energie a lze psát: ½C(s) + ½ O2(g) → ½ CO2(g) Hr~- 200 kJ Př.2: Nechť hoří methantak, že: a) vzniká voda, pak: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l); uvolněné teplo je Hr1 b) vzniká vodní pára CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) a uvolněné teplo Hr2< Hr1, neboť část tepla se spotřebuje na přeměnu vody na páru

5. Je vidět, že Hr závisí na látkovém množství, skupenství (ale i na teplotě a tlaku). • Proto reakční teplo: • se uvádípro látky za standardních podmínek • stand.podm.: 25oC, 101.3 kPa, koncentrace 1 mol/l • značí seHr0 • a platí pro moly látek uvedené v chemické rovnici Je moc chem. reakcí. Proto nelze mít v tabulkách reakční tepla všech reakcí. Ale platí 2 zákony, které tento problém elegantně řeší.

6. 4) Zákony : 1. zákon: Teplo reakce probíhající v jednom směru a obráce- ným směrem je až na znaménko stejné Př.: 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l), Hr = - 572 kJ 2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g), Hr = 572 kJ 2. zákon: Když je celková reakce = součtu (rozdílu) dílčích reakcí, pak i celkové reakční teplo = součtu (rozdílu) tepel dílčích reakcí Hr

7. Př.: C(s) + ½ O2(g) → CO(g), (1) Hr1 = -111 kJ CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g), (2) Hr2 = -283 kJ Jaké je reakční teplo reakce: C(s) + O2(g) → CO2(g), (3) Hr3 = ? Sečtěme rovnice (1) + (2): C + CO + O2→ CO + CO2 Po odečtení CO dostaneme: C + O2→ CO2 , tj. rovnice (3) = součtu rovnic (1)+(2) Proto i : Hr3 = Hr1 + Hr2 = -111 + -283 = - 394 kJ Teplo jakékoliv reakce lze pomocí těchto zákonů spočítat z tzv. slučovacích a spalných tepel uvedených v tabulkách. Podrobnosti se dozvíte ve fyzikální chemii.