energie, enthalpie, en de eerste wet van de thermodynamica
chemische thermodynamica
thermodynamica wordt gedefinieerd als de tak van wetenschap die zich bezighoudt met de relatie tussen warmte en andere vormen van energie, zoals werk. Het wordt vaak samengevat als drie wetten die beperkingen beschrijven op de manier waarop verschillende vormen van energie met elkaar kunnen worden verbonden. Chemische thermodynamica is het gedeelte van de thermodynamica dat toeziet op chemische reacties.,
De wetten van de thermodynamica
eerste wet: energie wordt behouden; het kan niet worden gecreëerd of vernietigd.
tweede wet: in een geïsoleerd systeem zijn natuurlijke processen spontaan wanneer ze leiden tot een toename van stoornis of entropie.
derde wet: de entropie van een perfect kristal is nul wanneer de temperatuur van het kristal gelijk is aan absoluut nul (0 K).,
Er zijn veel pogingen gedaan om een apparaat te bouwen dat de wetten dermodynamica schendt. Allen hebben gefaald. Thermodynamica is een van de weinige gebieden van de wetenschap waarin er geen uitzonderingen zijn.
het systeem en de omgeving
een van de basisaannames van de thermodynamica is het idee dat we het universum kunnen verdelen in een systeem en zijn omgeving., De grens tussen het systeem en zijn omgeving kan zo echt zijn als de wanden van een bekerglas die een oplossing scheidt van de rest van het universum (zoals in onderstaande figuur).
of het kan zo imaginair zijn als de verzameling punten die de lucht boven het oppervlak van een metaal van de rest van de atmosfeer verdelen (zoals in de afbeelding hieronder).,
interne energie
een van de thermodynamische eigenschappen van een systeem is de interne energie E,de som van de kinetische en potentiële energieën van de deeltjes die het systeem vormen. De interne energie van een systeem kan worden begrepen door het best mogelijke systeem te onderzoeken: een ideaal gas. Omdat de deeltjes in een ideaal gas nietinteracteren, heeft dit systeem geen potentiële energie. De interne energie van een ideaal gas is daarom de som van de kinetische energieën van de deeltjes in het gas.,
de kinetische moleculaire theorie gaat ervan uit dat de temperatuur van een gas direct evenredig is met de gemiddelde kinetische energie van zijn deeltjes, zoals weergegeven in onderstaande figuur.
De inwendige energie van een ideaal gas is dus recht evenredig aan de temperatuur van het gas.,
Esys = 3/2 RT
in deze vergelijking is R de ideale gasconstante in joules per molekelvin (J / mol-K) en is T de temperatuur in kelvin.
de interne energie van systemen die complexer zijn dan een ideaal gas kan niet direct worden gemeten. Maar de interne energie van het systeem is nog steeds evenredig met zijn temperatuur. Daarom kunnen we veranderingen in de interne energie van een systeem monitoren door te kijken wat er gebeurt met de temperatuur van het systeem. Wanneer de temperatuur van het systeem stijgt, kunnen we concluderen dat de interne energie van het systeem ook is toegenomen.,ga er voorlopig van uit dat een thermometer ondergedompeld in een bekerglas water op een verwarmingsplaat 73,5 oC aangeeft, zoals in onderstaande figuur is aangegeven. Deze meting kan alleen de toestand van het systeem op dat moment beschrijven. Het kan ons niet vertellen of het water direct werd verwarmd van kamertemperatuur tot 73,5 oC of verwarmd van kamertemperatuur tot 100oC en vervolgens werd toegestaan om af te koelen.
temperatuur is daarom een toestandsfunctie. Het hangt alleen af van de status van het systeem op elk moment in de tijd, niet het pad dat wordt gebruikt om het systeem naar die status te krijgen., Omdat de interne energie van het systeem evenredig is met zijn temperatuur,is interne energie ook een toestandsfunctie. Elke verandering in de interne energie van het systeemis gelijk aan het verschil tussen de begin-en eindwaarden.
Esys= Ef – Ei
De Eerste Wet van de thermodynamica
De eerste wet van de thermodynamica kan worden opgevangen in de volgende vergelijking,die stelt dat de energie van het heelal constant is., Energie kan worden overgedragen van het systeem naar zijn omgeving, of vice versa, maar het kan niet worden gecreëerd of vernietigd.,
First Law of Thermodynamics:
A more useful form of the first law describes how energy is conserved., Het zegt dat de verandering in de interne energie van een systeem gelijk is aan de som van de verwarmde of verloren door het systeem en het werk gedaan door of op het systeem.,
Eerste Wet van de Thermodynamica:
De tekenafspraak voor de relatie tussen de interne energie van asystem en de warmte gewonnen of verloren door het systeem kan worden begrepen door te denken over aconcrete voorbeeld, zoals een bekerglas van water op een hete plaat., Wanneer de verwarmingsplaat wordt gedraaid, krijgt het systeem warmte uit zijn omgeving. Als gevolg hiervan nemen zowel de temperatuur als de interne energie van het systeem toe en is E positief. Wanneer de verwarmingsplaat wordt uitgeschakeld, verliest het water warmte aan zijn omgeving als het afkoelt tot kamertemperatuur, en E is negatief.
de relatie tussen interne energie en werk kan worden begrepen door een ander concreet voorbeeld te gebruiken: de wolfraamgloeidraad in een gloeilamp., Wanneer aan dit systeem wordt gewerkt door een elektrische stroom door de wolfraamdraad te drijven, wordt het systeem warmer en is E daarom positief. (Uiteindelijk wordt de draad heet genoeg om te gloeien.) Omgekeerd is Eis negatief wanneer het systeem werkt op zijn omgeving.
De tekenconventies voor warmte, werk en interne energie zijn in onderstaande figuur samengevat. De interne energie en temperatuur van een systeem dalen (E < 0) wanneer het systeem warmte verliest of aan zijn omgeving werkt., Omgekeerd nemen de interne energie en temperatuur toe (E> 0) wanneer het systeem warmte verkrijgt uit zijn omgeving of wanneer de omgeving werkt op het systeem.,
Het Systeem en Werk
Het systeem wordt meestal gedefinieerd als de chemische reactie en de grens is de container waarin de reactie wordt uitgevoerd. In de loop van de reactie wordt warmte afgevoerd of geabsorbeerd door het systeem., Bovendien werkt het systeem ofwel aan zijn omgeving, ofwel aan zijn omgeving. Elk van deze interacties kan invloed hebben op de interne energie van het systeem.
Esys= q + w
twee soorten werk worden gewoonlijk geassocieerd met een chemische reactie: elektrisch werk en expansiewerk. Chemische reacties kunnen werken aan hunomloop door het drijven van een elektrische stroom door een externe draad., Reacties werken ook op hun omgeving wanneer het volume van het systeem in de loop van de actie toeneemt, is de hoeveelheid uitbreidingswerk die door de reactie wordt verricht gelijk aan het product van de druk waartegen het systeem zich uitbreidt maal de verandering in het volume van het systeem.
w = – PV
De tekenconventie voor deze vergelijking weerspiegelt het feit dat de interne energie van het systeem afneemt wanneer het systeem werkt op zijn omgeving.,
enthalpie Versus interne energie
Wat zou er gebeuren als we een reeks omstandigheden creëerden waarin het systeem geen werk verricht aan zijn omgeving, of vice versa, tijdens een chemische reactie? Onder deze omstandigheden zou de warmte die wordt afgegeven of geabsorbeerd door de reactie gelijk zijn aan de verandering in de interne energie van het systeem.
Esys= q (Als en alleen als w = 0)
De makkelijkste manier om deze voorwaarden te bereiken is door de reactie op constant volume uit te voeren, waar geen uitbreidingswerk mogelijk is., Bij constant volume is de warmte die door de reactie wordt geabsorbeerd gelijk aan de verandering in de interne energie die optreedt tijdens de reactie.
Esys= qv (bij constant volume)
onderstaande figuur toont een calorimeter waarin reacties kunnen worden uitgevoerd bij constant volume. De meeste reacties worden echter uitgevoerd in open kolven en bekers. Wanneer dit gebeurt, is het volume van het systeem niet constant omdat gas tijdens de reactie de container kan binnenkomen of verlaten., Het systeem staat echter onder constante druk, omdat de totale druk in de container altijd gelijk is aan de atmosferische druk.
als tijdens de reactie een gas uit de kolf wordt gedreven, werkt het systeem op zijn omgeving. Als de reactie trekt een gas in de kolf, de omgeving dowork op het systeem. We kunnen nog steeds de hoeveelheid warmte meten die tijdens de reactie wordt afgegeven of geabsorbeerd, maar deze is niet langer gelijk aan de verandering in de interne energie van het systeem, omdat een deel van de warmte is omgezet in werk.,
Esys= q + w
We kunnen dit probleem oplossen door het concept enthalpie(H) in te voeren, dat de som is van de interne energie van het systeem plus het product van de druk van het gas in het systeem maal het volume van het systeem.
Hsys = Esys + PV
ter wille van de eenvoud wordt het subscript “sys” vanaf nu weggelaten van het symbool voor zowel de interne energie van het systeem als de enthalpie van het systeem. Daarom zullen we de relatie tussen de enthalpie van het systeem en de interne energie van het systeem als volgt inkorten.,
H = E + PV
de verandering in de enthalpie van het systeem tijdens een chemische reactie is gelijk aan de verandering in de interne energie plus de verandering in het product van de druktijden het volume van het systeem.
H= E + (PV)
laten we aannemen dat de reactie wordt uitgevoerd in een piepschuim kopje, zoals weergegeven in de figuur hieronder.,
omdat de reactie bij constante druk wordt uitgevoerd, is de verandering in de enthalpiedie optreedt tijdens de reactie gelijk aan de verandering in de interne energie van het systeem plus het product van de constante druk maal de verandering in het volume van het systeem.
H= E + PV (bij constante druk)
het vervangen van de eerste wet van de thermodynamica in deze vergelijking geeft het volgende resultaat.,
H= (qp + w) + PV
in de veronderstelling dat het enige werk dat door de reactie wordt gedaan het werk van expansiongives een vergelijking geeft waarin de pV termen annuleren.
H= (qp – PV) + PV
De warmte die wordt afgegeven of geabsorbeerd tijdens een chemische reactie bij constante druk is dus gelijk aan de verandering in de enthalpie van het systeem.,
H= qp (bij constante druk)
het verband tussen de verandering in de interne energie van het systeem tijdens een chemische reactie en de enthalpie van de reactie kan als volgt worden samengevat.
1. De warmte die wordt afgegeven of geabsorbeerd wanneer een reactie wordt uitgevoerd op constantvolume is gelijk aan de verandering in de interne energie van het systeem.
Esys = qv
2. De warmte die wordt afgegeven of geabsorbeerd wanneer een reactie wordt uitgevoerd bij constante druk is gelijk aan de verandering in de enthalpie van het systeem.,
Hsys = qp
3. De verandering in de enthalpie van het systeem tijdens een chemische reactie is gelijk aan de verandering in de interne energie plus de verandering in het product van de druk van het gas in het systeem en zijn volume.
4., Het verschil tussen E en H Voor het systeem is kleinvoor reacties waarbij alleen vloeistoffen en vaste stoffen betrokken zijn, omdat er weinig of geen verandering is in het volume van het systeem tijdens de reactie. Het verschil kan echter relatief groot zijn voor reacties waarbij gassen betrokken zijn,als er een verandering is in het aantal mol gas in de loop van de reactie.
praktijkprobleem 1:
welke van de volgende processen worden uitgevoerd bij constant volume en welke worden uitgevoerd bij constante druk?,
a) zuur-base titratie
b) ontleden CaCo3 door het verhitten van kalksteen in een kroes met een bunsenbrander
c) de reactie van zinkmetaal en een waterige oplossing van Cu2+ ionen tot kopermetaal en Zn2+ ionen
d) meten van de calorieën in een 1-oz. serveren van ontbijtgranen door de ontbijtgranen te verbranden in een bom calorimeter
Klik hier om uw antwoord op Oefenprobleem 1 te controleren.