Varme, uorden og spontanitet Kapittel 6

Varme, uorden og spontanitet Begreper: Varme: entalpi Entalpi = varmeinnhold, betegnelse: H Entalpiendring: ΔH Uorden: entropi Entropi = grad av uorden, betegnelse: S Entropiendring: ΔS Spontanitet til en kjemisk reaksjon vurderes ut fra entropi, entalpi og temperatur: ΔH − TΔS < 0

Kjemisk energi → Er energi som er lagret i kjemiske stoffer → Energien kan avgis i en kjemisk reaksjon ⇒ produktet har lavere energi enn utgangsstoffene: utgangsstoffer → produkter + energi Dette kalles en eksoterm reaksjon

Kjemisk energi → Energi kan tas opp i en kjemisk reaksjon ⇒ produktet har høyere energi enn utgangsstoffene: energi + utgangsstoffer → produkter Dette kalles en endoterm reaksjon

Entalpi (H) og entalpiendring (ΔH) Når det skjer en kjemisk reaksjon er entalpiendringen: ΔH = Hslutt − Hstart Eks.: C (s) + O2(g) → CO2 (g) ΔH = HCO2(g) − (HC(s) + HO2(g)) ΔH = − 393 kJ/mol

Standard molar entalpi Entalpiverdien for forbrenning av karbon: ΔH = − 393 kJ/mol Er målt ved å brenne 1,00 mol C i et lukket system ved 1 atm. og 25ºC ⇒ ΔH⊖ = standard molar entalpi for reaksjonen

System og omgivelser Ved beregning av ΔH, må vi skille mellom system og omgivelser

Eksoterm reaksjon Eksoterm reaksjon: → Reaksjonen (systemet) avgir varme (oppvarmer omgivelsene) → Reaksjonen har negativ ΔH

Endoterm reaksjon Endoterm reaksjon: → Reaksjonen (systemet) absorberer varme (kjøler omgivelsene) → Reaksjonen har positiv ΔH

Energiens konstans Den totale energien er konstant (termodynamikkens 1. lov): Energi kan ikke ødelegges eller skapes, bare omdannes fra en form til en annen Empirisk lov Gjelder for et isolert system, for eksempel: - en lukket termos - Universet Når en reaksjon avgir varme, vil omgivelsene motta varmen, og energien forblir konstant i Universet

Varme og arbeid Energiformer som kan utveksles er: varme og arbeid Arbeid i kjemi: - volumarbeid (f. eks. en gass som ekspanderer mot et stempel i sylinderen i en motor) - elektrisk arbeid (elektrokjemi)

Entalpiendring ved ulike prosesser Forbrenningsentalpi - varme fra en forbrenningsreaksjon Smelteentalpi - varme som kreves for å smelte et stoff Bindingsentalpi - varme som kreves for å bryte en binding Løsningsentalpi - varme som kreves for å løse et stoff i vann

Forbrenningsentalpi Nøyaktige målinger skjer i en lukket beholder med overskudd av oksygengass

Bindingsentalpi → energien er alltid positiv Bindingsentalpi (ΔH, kJ/mol): er den energi som kreves for å bryte1 mol av en type binding → energien er alltid positiv eller: er den energi som frigjøres for å danne 1 mol av en type binding → energien er alltid negativ

Bindingsentalpi CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + H2O(g) 4 C−H bindinger (brytes) 2 O=O bindinger (brytes) 2 C=O bindinger (dannes) O−H bindinger (dannes) Forbrenningsentalpien, ΔH = −822 kJ/mol

Energirike stoffer og energiutbytte Hvor mye energi som avgis ved forbrenning avhenger av bindingene i molekylene til den kjemiske forbindelsen. Hydrokarboner (bygget opp av hydrogen og karbon, hovedbestanddel i råolje) gir størst energiutbytte Jo flere bindinger mellom C − O og O − H som er i molekylet, jo mindre energiutbytte

Energiinnhold i stoffer Kjemiske formler kan gi en indikasjon på hvilke forbindelser som har størst forbrenningsenergi F. eks. forbrenning i kroppen: Karbohydrat Fett Aminosyre (byggestein i proteiner)

Spontane prosesser - er prosesser som går av seg selv - noen trenger å initieres, men går deretter av seg selv - er ikke alltid en rask prosess - alle forbrenningsreaksjoner er spontane - de fleste eksoterme reaksjoner er spontane - noen endoterme reaksjoner er spontane

Entropi (S) Sgass > Svæske > Sfast stoff - måles i : - er et mål på uorden (graden av uorden) - øker med temperaturen (T), fordi atomene vibrerer mer når T øker Sgass > Svæske > Sfast stoff For en perfekt krystall er S = 0, dette er kun ved det absolutte nullpunkt (T = 0 K eller t =−273,15ºC)

Endring i entropi (ΔS) ΔS > 0, entropien øker Entropiendring for et system som går fra en starttilstand til en sluttilstand: ΔS = Sslutt − Sstart Entropiendring for en kjemisk reaksjon: ΔS = Sprodukter − Sutgangsstoffer ΔS > 0, entropien øker

Entropiendring

Det er lettere å rote enn å rydde Entropien øker Entropien i et isolert system øker (termodynamikkens 2. lov) Isolerte systemer, eks.: - en lukket termos - Universet ⇒ 1. og 2. lov: I et isolert system er energien konstant, mens entropien øker Det er lettere å rote enn å rydde

Spontane reaksjoner Spontane reaksjoner er avhengig av entalpi, entropi og temperatur ⇒ Formelen for Gibbs energi ΔG = ΔH − TΔS Spontane reaksjoner har vi når: ΔH − TΔS < 0 (T er temperatur i kelvin, K)

ΔH − TΔS < 0 Ved tilstrekkelig høy temperatur vil TΔS (uorden) ha overtaket (da er stoffer brutt ned til mindre fragmenter, ioner eller atomer) Ved lav temperatur er det ΔH som bestemmer ΔH ΔS ΔH − TΔS Resultat negativ positiv spontan ikke spontan negativ ved høy temp. negativ ved lav temp