Căldură și muncă

Munca și căldura pot fi descrise ambele folosind aceeași unitate de măsură. Uneori caloria este unitatea de măsură și se referă la cantitatea de căldură necesară pentru a crește un (1) gram de apă cu un (1) grad Celsius. Energia termică este măsurată în kilocalorii sau 1000 de calorii. De obicei, folosim unitățile SI Joule (J) și kilojoule (kJ). O calorie de căldură este echivalentă cu 4.187 J. Veți întâlni, de asemenea, termenul de căldură specifică, căldura necesară pentru a crește un (1) gram dintr-un material de un (1) grad Celsius. Căldura specifică, dată de simbolul „C”, este în general definită ca:

termodinamica

C = căldură specifică în cal/g- ° C
q = căldură adăugată în calorii,
m = masa în grame
ΔT = creșterea temperaturii materialului în ° C.

Valoarea a C pentru apă este 1,00 cal/g- ° C.

Valorile pentru căldura specifică care sunt raportate în literatură sunt de obicei listate la o anumită presiune și/sau volum și trebuie să acordați atenție acestor setări atunci când utilizați valori din manuale în probleme sau modele de computer.

Exemplu de problemă: Dacă o substanță de 2,34 g la 22 ° C cu o căldură specifică de 3,88 cal/g- ° C este încălzită cu 124 cal de energie, care este noua temperatură a substanței?

Alte două variabile comune de căldură sunt căldura de fuziune și căldura de vaporizare. Căldura de fuziune este căldura necesară pentru a topi o substanță la temperatura de topire, în timp ce căldura de vaporizare este căldura necesară pentru evaporarea substanței la punctul său de fierbere.

Munca chimică este în primul rând legată de cea de expansiune. În fizică, munca este definită ca:

w = lucru, în jouli (N × m) (sau calorii, dar folosim în principal unități SI)
d = distanța în metri
f = forță opusă în Newtoni (kg * m/s 2)

În reacțiile chimice, munca este în general definită ca:

w = distanța × (aria × presiunea)

Valoarea zonei distanței ori este de fapt volumul. Dacă ne imaginăm o reacție care are loc într-un recipient cu un anumit volum, măsurăm munca de presiune ori de schimbarea volumului. w = ΔV × P

ΔV este modificarea volumului, în litri

Dacă ΔV = 0, atunci nu se lucrează.

Exemplu de problemă: Calculați munca care trebuie făcută la temperatura și presiunea standard (STP este 0 ° C și 1 atm) pentru a face loc produselor de ardere a octanului:

Răspuns:
Știind că 25 de moli de gaz sunt înlocuiți cu 34 de moli de gaz în această reacție, putem
calculați o creștere netă de 9 moli de gaz. Cunoașterea volumului molar al unui gaz ideal la
STP (22,4 L/mol), se poate calcula modificarea volumului și munca de expansiune
dV = 9 moli ∗ 22,4 L/mol = 202 L
Presiunea externă este de 1,0 atm (presiune standard), deci lucrarea necesară este:
w = dV ∗ P = 202 L ∗ 1,00 atm = 202 l-atm
Folosind factorul de conversie de 1 L-atm = 101 J, cantitatea de lucru în jouli este:
w = 202 L-atm ∗ 101 j/L-atm = 2000 J, sau 2kJ de energie

Energie

ΔE este schimbarea energiei interne a unui sistem
q este căldura care curge în sistem
w este munca efectuată de sistem

Dacă q este pozitiv, spunem că reacția este endotermă, adică căldura curge în reacție din mediul exterior. Dacă q este negativ, atunci reacția este exotermă, adică căldura se degajă în împrejurimile exterioare.

S-ar putea să vă amintiți, de asemenea, termenii de energie cinetică și energie potențială. Energia cinetică este energia mișcării - cantitatea de energie dintr-un obiect care se mișcă. Energia potențială este energie staționară, stocată. Dacă vă gândiți la o minge așezată pe marginea unei mese, ea are energie potențială în energia posibilă dacă cade de pe masă. Energia potențială poate fi transformată în energie cinetică dacă și când mingea se rostogolește de pe masă și este în mișcare. Energia totală a sistemului este definită ca suma energiilor cinetice și potențiale.

În descrierile energiei unui sistem, veți vedea și sintagma „proprietăți de stare”. O proprietate de stat este o cantitate a cărei valoare este independentă de istoricul trecut al substanței. Proprietățile tipice ale stării sunt altitudinea, presiunea, volumul, temperatura și energia internă.

Entalpia

dH = q la presiune constantă

ΔH = modificarea entalpiei

Definim entalpia în sine ca:

H = entalpia
E = energia sistemului
PV = presiunea în atm ori volumul în litri

Nu va trebui să puteți calcula direct entalpia; în chimie, ne interesează doar schimbarea entalpiei sau ΔH.

ΔH = Hfinal - Hinitial sau ΔH = H (produse) - H (reactanți)

Tabelele de entalpii sunt date în general ca valori ΔH.

Exemplu de problemă: Calculați valoarea ΔH a reacției:
HCI + NH3 → NH4Cl (valorile ΔH pentru HCl sunt -92,30; NH3 este -80,29; NH4Cl este -314,4)

Răspuns:
ΔH = ΔHproduse - ΔHreactanți
ΔProduse = -314.4
ΔHreactanți = -92,30 + (-80,29) = -172,59
ΔH = -314,4 - 172,59 = 141,8

De asemenea, putem reprezenta schimbarea entalpiei cu ecuația:

ΔV este modificarea volumului, în litri
P este presiunea constantă

Dacă vă amintiți, munca este definită ca P ΔV, astfel încât schimbările de entalpie sunt pur și simplu o reflectare a cantității de schimbare de energie (energie care intră sau iese, endotermă sau exotermă) și cantitatea de muncă realizată de reacție. De exemplu, dacă ΔE = -100 kJ într-o anumită reacție de ardere, dar trebuie să se facă 10 kJ de muncă pentru a face loc produselor, schimbarea entalpiei este:

ΔH = -100 kJ + 10 kJ = -90 kJ

Aceasta este o reacție exotermă (care este de așteptat odată cu arderea) și 90 kJ de energie este eliberată în mediu. Practic, te încălzești. Observați convenția utilizată aici - o valoare negativă reprezintă energia care iese din sistem.

De asemenea, puteți determina ΔH pentru o reacție bazată pe energiile de disociere a legăturilor. Ruperea legăturilor necesită energie în timp ce formarea legăturilor eliberează energie. Într-o ecuație dată, trebuie să determinați ce tipuri de legături sunt rupte și ce fel de legături sunt formate. Folosiți aceste informații pentru a calcula cantitatea de energie utilizată pentru a sparge obligațiunile și cantitatea utilizată pentru a forma obligațiuni. Dacă scădeți suma pentru a sparge obligațiuni din suma pentru a forma obligațiuni, veți avea ΔH pentru reacție.

Exemplu de problemă: Calculați ΔH pentru reacție:
N2 + 3H2 → 2NH3 (Energia de disociere a legăturii pentru N-N este 163 kJ/mol; H-H este 436 kJ/mol; N-H este 391 kJ/mol)

Răspuns:
ΔH = ΔHproduse - ΔHreactanți
Pentru a folosi energiile de disociere a legăturilor, trebuie să determinăm câte legături
sunt în produse și reactanți. În NH3 există 3 legături N-H deci în 2 NH3
există 6 legături N-H. În N2 există 1 legătură N-N și în 3H2 există 3 legături H-H.
ProdProduse = 6 (391) = 2346
ΔHreactanți = 163 + 3 (436) = 1471
ΔH = 2346 - 1471 = 875

Entropie

Δ S = Sfinal - S inițială sau Δ S = S (produse) - S (reactanți)

ΔS este schimbarea entropiei
Sfinal și Sinițiale sunt entropiile finale și, respectiv, inițiale

Tabelul următor arată relația dintre starea unei substanțe și entropia acesteia:

Starea substanței Entropie relativă (S)
gazcel mai inalt S
apos înalt S
lichid mediu S
solid cel mai mic S

Energie liberă Gibbs

G = H - TS -->

G este energia (uneori numită energie liberă)
H este entalpia
T este temperatura
S este entropia sistemului.

De asemenea, puteți calcula modificarea în G în același mod în care calculați modificarea entalpiei sau entropiei:

ΔG = G (produse) - G (reactanți)

ΔG este schimbarea energiei libere

Un calculator pop-up este disponibil pentru a calcula modificările de energie ale entalpiei și ale liberei Gibbs în reacții.

Având o temperatură și o presiune constante, direcția oricărei schimbări spontane este spre o energie liberă mai mică a lui Gibbs. Graficul de mai jos arată că în timpul unei reacții, cantitatea de energie liberă scade până când reacția este la echilibru. Dacă reacția se îndreaptă spre finalizare, energia liberă minimă apare foarte aproape de partea pură a produsului curbei. Cu alte cuvinte, curba se mișcă în funcție de condițiile reacției.

Un tabel referitor la toate proprietățile de stare rezumate mai sus - schimbarea entalpiei, schimbarea entropiei și schimbarea energiei libere - este prezentat mai jos. O reacție spontană este una care are loc fără nicio intervenție externă. Procesele care sunt spontane într-o direcție sunt non-spontane în direcția inversă.

Modificarea entalpiei Entropia schimbă reacția spontană?
Exoterm (ΔH 0) Da, ΔG 0) Creșteți (ΔS > 0) Numai la temperaturi ridicate, dacă T ΔS > ΔH
Endotermic (ΔH > 0) Scădere (ΔS 0

Dezvoltat de
Shodor
în cooperare cu Departamentul de Chimie,
Universitatea din Carolina de Nord din Chapel Hill