Energi og Termodynamik PDF

Preview

Summary

Download Energi og Termodynamik PDF

Description

Lektion 4: Energi og Termodynamik:

Repetition: Gasser -

Daltans lov

-

Beregning af partialtryk = , partialtrykket kan beregnes fra molbrøken og totaltrykket.

-

Idealgasligningen =

-

Afvigelser fra ideal gas ved lave temperaturer og store tryk: o Ved lave temperaturer bliver vekselvirkninger mellem molekyler af samme størrelsesorden som gassens kinetisk energi. o Temperaturgrænsen afhænger af molekylets art. Vand og HCl har f.eks. stærkere intermolekylære bindinger end eller o Ved høje tryk begynder gasmolekylernes volumen at betyde noget. Trykgrænsen afhænger af molekylets art i dette tilfælde størrelsen

Intro til energi Begreber: -

Energi = Evne til at udføre arbejde

-

Varme = Overførsel af termisk energi fra det ene system til det andet

-

Arbejde = (Kraft gange afstand)

-

Spontan = reaktioner der sker uden vi gør noget, hvor naturligt vil processen foregå?

-

Ikke spontan = reaktioner vi er nødt til at gøre noget for

Energi kan omdannes fa en form til en anden. Den kan aldrig forgå og den kan aldrig dannes. Definition af et system:

Åbent = overførsel af stof og energi Lukket = overførsel af energi Isoleret = ingenting Spørgsmål: Vil den kemiske reaktion forløbe? For at besvare dette skal vi have fat i termodynamikken.

Le Chatelier’s Princip: ”Når en kemisk ligevægt påvirkes udefra af f.eks. en kraft (T, p, V) eller et stof, vil ligevægten ændres således, at påvirkningen modvirkes.” Eksempel

Tilførsel af ilt = mod højre Trykforøgelse = mod højre Temperaturforøgelse = mod højre Termodynamikkens 1. hovedsætning: Energi kan konverteres fra én form til en anden, men hverken dannes eller forsvinde. Den indre energi (U) for et system består af en kinetisk komponent (bevægelse) og en potentiel komponent (tiltrækning/frastødning). Ændringen i et systems indre energi kan bestemmes Hvor q er varme og w er arbejde.

Arbejde (w) kan beregnes . Dvs:

Fortegnskonvention for arbejde og varme:

Exotherm Hvis der sker en reaktion, hvor produktet har mindre energi end reaktanten, så er der udviklet energi (=fjernet energi fra systemet). Endotherm Hvis der sker en reaktion, hvor produktet har mere energi end reaktanten, så er der absorberet energi (=tilføjet energi til systemet). Eksempel:

Vi bruger ligningen for arbejde: Vi omskriver også, så vi har de korrekte SI-enheder. (Der skal stå 1 bar og ikke 1 atm)

Altså

Enthalpi Definitioner:

Da også er lille sammenlignet med ∆U er ∆H ≈ ∆U i mange praktiske tilfælde.

Tilstandsfunktioner U og H er tilstandsfunktioner: De afhænger ikke af processen, hvorved de blev nået (”vejen”), men kun af værdien (”endemålet”) Hess’ Lov ∆H = H(produkter) – H(reaktanter) ∆U = U(produkter) – U(reaktanter) NB! w og q er rutespecifikke. Derfor er en reaktions samlede ændring i U, H = summen af ændringer i de enkelte molekylers U, H Husk: Reaktionerne skal være afstemte!

Standard dannelses enthalpi -

Enthalpi ved dannelse af forbindelse ud fra mest stabile grundstoffer

-

Grundstoffer i mest stabile form er pr. definition 0 kJ/mol

-

”Grad-tegnet” ° betyder ”ved standardbetingelser, 1 bar”

-

1 bar ≈ 1 atm

Eksempel:

Når et alkali metal puttes i vand sker der en energi udvikling.

Fordampnings enthalpi af vand

Da fortegn er positivt, er det en endoterm reaktion = skal tilføres energi fra omgivelserne. Eksempel 3:

93.4 g svovldioxid oxideres fuldstændigt. Hvor meget varme udvikles der? For at finde den endelige var udvikling skal vi dividere med 2, så vi får Løsningsmetode: -

For den afstemte reaktion frigøres 198.2 kJ/mol varme per 2 mol .

-

Dvs. for hvert mol svovldioxid dannes kun den halve mængde varme,

-

∆H = -198.2/2=-99.1 kJ/mol, dvs. omgivelserne får 99.1 kJ/mol.

-

Så skal vi udregne stofmængden af :

-

Molmasse M = 64.07 g/mol.

-

∆H = -99.1 kJ/mol · 1.46 mol = -144 kJ.

Video af termisk energi: https://fysikleksikon.nbi.ku.dk/t/termodynamik/ Kalorimeter, konstant volumen

Udnytter at:

Kalorimetri & varmekapacitet Varmekapacitet, C: Energi krævet for at øge temperaturen af en given mængde stof med 1°C Specifik varmekapacitet, s: Energi krævet for at øge temperaturen af 1g stof med 1°C. Hvor m er massen og s er den specifikke varme kapacitet Hvor C er varmekapaciteten og ∆T er temperaturændringen. Kalorimeter: apparat der måler varmeudvikling af reaktion (ved at måle f.eks. temperaturstigningen i omgivende vand. , konstant tryk. Entropi (S):

Definition: Entropiændringen: Hvor mange forskellige måder kan molekylerne fordeles på før og efter.

Entropi og Temperatur 

Entropien afhænger af tilstandsformen.



Standard entropier (S° værdier)



Appendix A-2, side 784-788

Mest entropi i en gas form og mindst i en fast form. Gammel eksamensopgave: a) , der stiger entropien da vi går fra en fast form til en gas form b) her er entropiudviklingen negativ, da vi går fra 2 molekyler til 1. c) her er entropiudviklingen også negativt, da vi går fra 3 molekyler til 2.

Hvordan tages der høje for både enthalpi og entropi på en gang? Ændringen i Gibbs frie energi ∆G tager høje fra det store bidrag fra Enthalpi-ændringen ∆H og fra Entropi ændringen ∆S. Gibb’s frie energi ∆G er den relevante energi der tilføres eller frigøres i kemiske reaktioner ved konstant tryk og temperatur; den energi som er tilgængelig til at udføre et arbejde.

Frigivelse af energi => Reaktionen er spontan Reaktionen er ikke-spontan. Reaktionen er spontan i den modsatte retning. Reaktionen er ved ligevægt – ingen nettoændringer Standard Gibbs frie energi ændringer: Standard fri energi er ændringen i frie energi for en reaktion under standard betingelser, når reaktanter i deres standard tilstand omdannes til produkter i deres standard tilstand. Også her gælder Hess lov for Standard Gibbs frie energi:

Fri energi og ligevægte Gibbs frie energi ∆G er den relevante energi der tilføres eller frigøres i kemiske reaktioner ved konstant tryk og temperatur. For en generel reaktion På ethvert tidspunkt er reaktionskvotienten [X] er koncentrationen af X, på et hvilket som helst tidspunkt, f.eks. fra start, inden der er opnået ligevægt. Hvis der er ligevægt og så er dvs. reaktionen drives ikke længere i nogen retning. Her bruger man så Ligevægtskonstanten K skrives [X] angiver her koncentrationen af X ved ligevægt.

Det er fortegnet for ∆G og ikke ∆G° der bestemmer retningen af den spontane reaktion. Fortegnet for ∆G° fortæller os kun forholdet mellem produkter og reaktanter ved ligevægt. Gammel Eksamensopgave

Da vi kender formlen for ligevægten, indsætter vi nu værdier for at finde K. Efter lidt Maple regning Vi kan nu indsætte i formlen for ∆G°:

Bemærk vi bruger en anden -R i dette tilfælde da det vil stemme overens med enhederne (SI).

Link til slides: https://learn.inside.dtu.dk/d2l/le/content/102782/viewContent/412574/View...