Termodynamikk Plan for dagen: - Entalpi - Entropi - Spontane prosessar

Varme i reaksjonar C 2 H 6 O+ 3O 2 → 2C O 2 +3H 2 O ΔH=−1235,4kJ/mol Entalpiendring – energi overført som varme i ein kjemisk reaksjon C 2 H 6 O+ 3O 2 → 2C O 2 +3H 2 O ΔH=−1235,4kJ/mol Eksoterm Negativ entalpiendring Energi frigitt som varme Endoterm Positiv entalpiendring Energi tatt opp som varme

Standard dannelsesentalpi Entalpiendring for dannelse av et molekyl fra dets atomer, i deres mest stabile form. Eks: 2H 2 g + O 2 g → 2H 2 O(g) Δ H f =−241,8 kJ/mol C s + O 2 g → CO 2 (g) Δ H f =−393,5 kJ/mol

Entalpiendring kan beregnes ΔH=∑Δ H f (produkt) −∑Δ H f (reaktanter) C 2 H 6 O(l)+ 3O 2 (g)→ 2C O 2 (g)+3H 2 O(g) ΔH=2⋅Δ 𝐻 𝑓 (𝐶 𝑂 2 )+3⋅Δ 𝐻 𝑓 ( 𝐻 2 𝑂)− 3⋅Δ 𝐻 f O 2 + 1⋅Δ 𝐻 𝑓 𝐶 2 𝐻 6 𝑂 ΔH=2⋅ −393,5kJ/mol +3⋅ −241,8kJ/mol − 3⋅0+1⋅ −277,0kJ/mol =−1235,4 kJ/mol

Entropi Grad av uorden i eit system

Bestemme entropiendring Økende temperatur Økende entropi Økende konsentrasjon Faseovergang Fast → væske Væske → gass Større molekyl Høgare entropi

Eks. entropi H 2 O l → H 2 O(g) 2𝑁 𝐻 4 𝑁 𝑂 3 (𝑠)→ 2𝑁 2 (𝑔)+3 𝑂 2 (𝑔)+4 𝐻 2 (𝑔) N𝑎𝐶𝑙 𝑠 + 𝐻 2 𝑂(𝑙)→𝑁 𝑎 + 𝑎𝑞 +𝐶 𝑙 − (𝑎𝑞) H 2 O l ( 25 o C)→ H 2 O(l)( 50 o C)

Kva får ein reaksjon til å skje? Spontane reaksjonar Entalpi og entropi avgjer Entalpiendring Entropiendring Spontan - + Ja Kanskje Nei

Gibbs energi ΔG=ΔH −TΔS ΔH=∑Δ H f (produkt) −∑Δ H f (reaktanter) Spontan Ikkje spontan ΔG<0 (−) ΔG>0 (+) ΔG=ΔH −TΔS ΔH=∑Δ H f (produkt) −∑Δ H f (reaktanter) ΔS=∑S (produkt) −∑S (reaktanter)

Eks. gibbs energi ΔG=ΔH −TΔS C 2 H 6 O(l)+ 3O 2 (g)→ 2C O 2 (g)+3H 2 O(g) ΔH=−1235,4 kJ/mol ΔS=∑S (produkt) −∑S (reaktanter) ΔS=2⋅S CO 2 +3⋅S H 2 O − 1⋅ 𝐶 2 𝐻 6 𝑂 +3⋅𝑆 𝑂 2 ΔS=2⋅213,6J/𝐾𝑚𝑜𝑙+3⋅188,7𝐽/Kmol − 161,0J/𝐾𝑚𝑜𝑙+3⋅205,0𝐽/𝐾𝑚𝑜𝑙 =217,3𝐽/𝐾𝑚𝑜𝑙=0,2173𝑘𝐽/𝐾𝑚𝑜𝑙

ΔH=−1235,4 kJ/mol ΔS=0,2173𝑘𝐽/𝐾𝑚𝑜𝑙 ΔG=ΔH −TΔS T = 298 K 25 𝑜 𝐶 ΔG=−1235,4 kJ/mol−298 K⋅0,2173𝑘𝐽/𝐾𝑚𝑜𝑙=−1300,16 kJ/mol

Oppsummering Entalpiendring ΔH - varme i reaksjonen Entropi – grad av uorden Spontan reaksjon – avgir varme, øker entropi