Termodynamika Vnitřní energie, entalpie, entropie, termochemie 21. listopadu 2017 1 / 11 Termodynamika Energetické přeměny při chemických a fyzikálních procesech, přenos energie mezi látkami, vzájemné přeměny různých druhů energie. Rozhoduje pouze počáteční a konečný stav. Nezávisí na mechanismu změny. Předpověď směru, samovolnosti a rozsahu reakcí. Nepočítá s časem, neurčí rychlost nebo mechanismus děje. 2 / 11 Termodynamika Extenzivní veličiny - závisí na příspěvcích od jednotlivých částí soustavy, jsou aditivní - hmotnost, elektrický náboj, látkové množství, ... Intenzivní veličiny - nejsou aditivní - teplota, tlak, viskozita, koncentrace, hustota, ... Stav systému - je popsán intenzivními veličinami (T, p, c). Stavová funkce - fyzikální charakteristika, jejíž hodnota závisí na stavu soustavy. 3 / 11 Termodynamika Izolovaný systém - nevyměňuje s okolím ani energii, ani hmotu. Uzavřený systém - vyměňuje s okolím energii. Otevřený systém - vyměňuje s okolím energii i hmotu. Teplota - pravděpodobnostní veličina, popisuje makroskopické systémy. Teplo - část vnitřní energie. 4 / 11 Termodynamika Termodynamické zákony Nultý: Jsou-li dvě a více těles v termodynamické rovnováze s tělesem dalším, pak jsou všechna tato tělesa v rovnováze. První: Celkové množství energie (všech druhů) izolované soustavy zůstává zachováno. Druhý Teplo nemůže při styku dvou těles různých teplot samovolně přecházet z tělesa chladnějšího na těleso teplejší. Nelze sestrojit periodicky pracující tepelný stroj, který by trvale konal práci pouze tím, že by ochlazoval jedno těleso, a k žádné další změně v okolí by nedocházelo. Třetí: Čistou pevnou látku nelze konečným pochodem ochladit na teplotu absolutní nuly (0 K; -273,15 ), k této teplotě se lze pouze přiblížit. 5 / 11 Termodynamika Vnitřní energie Stavová veličina - závisí na stavu systému, ale ne na tom, jak se systém do tohoto stavu dostal. Součet kinetické a potenciální energie systému, jde o energii všech částic, ze kterých se systém skládá. U = n i=0 1 2 mi v2 i + Ep Její absolutní hodnotu nelze změřit ani vypočítat, pouze její změny. ∆U = U2 − U1 V termodynamice platí tzv. známková konvence: To, co snižuje vnitřní energii systému, má zápornou hodnotu a to, co ji zvyšuje, má hodnotu kladnou. 6 / 11 Termodynamika Objemová práce W Práce vykonaná nebo přijatá při změně objemu systému. W = Fdx = pSdx = pdV dV = Sdx; S - plocha pístu Pokud systém práci koná (dV < 0), je W < 0; pokud ji přijímá (dV > 0) je W > 0. 7 / 11 Termodynamika Entalpie a entropie Entalpie (H) vyjadřuje množství energie uložené v systému. ∆H = ∆U + p∆V Za izobarických podmínek je entalpie rovna množství tepelné energie v systému. ∆H = Q dH(S, p) = TdS + V dp Entropie (S) popisuje neuspořádanost systému, resp. počet stavů, které může systém nabýt. S = −k i Pi ln Pi ∆S > 0 - Spontánní proces ∆S < 0 - Proces probíhá v opačném směru ∆S = 0 - Rovnováha 8 / 11 Termodynamika Gibbsova energie ∆G je stavová funkce ∆G0 - Gibbsova volná energie za standardních podmínek 298,15 K (25 ) 100 000 Pa (1 bar) pro plyny Koncentrace roztoků 1 mol.dm−3 Hodnoty ∆G0 jsou tabelovány C + O2 −−→ CO2 ∆G0 sluc = −394, 4kJ.mol−1 ∆G0 = ∆H0 − T∆S0 ∆G0 reak = νprod ∆G0 sluc(prod) − νreakt∆G0 sluc(reakt) ν - stechimoterický koeficient 9 / 11 Termochemie Reakční teplo dané reakce a reakční teplo opačné reakce jsou až na znaménka stejná. Výsledná hodnota reakčního tepla nezáleží na průběhu chemické reakce, ale pouze na jeho počátečním a konečném stavu. Endotermní reakce ∆H > 0 Exotermní reakce ∆H < 0 Atermická reakce ∆H = 0 Pro správný výpočet reakčního tepla je nutné znát skupenství všech látek reakci. CH4(g) + 2 O2 (g) −−→ CO2(g) + 2 H2O(g) ∆H = −802 kJ CH4(g) + 2 O2 (g) −−→ CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H = −890 kJ 10 / 11 Termochemie Standardní spalné teplo - teplo, při kterém se spálí 1 mol látky v nadbytku kyslíku. Spalná tepla prvků jsou nenulová. ∆H0 298 = (∆H0 sp)reakt − (∆H0 sp)prod Standardní slučovací teplo - teplo, při kterém vzniká 1 mol látky přímo z prvků, reakční látky musí být ve standardním stavu. Standardní slučovací tepla prvků jsou rovna nule. ∆H0 298 = (∆H0 sl )reakt − (∆H0 sl )prod látka skupenství ∆H0 f [kj.mol−1] I2 (s) 0 I2 (g) +62 O2 (g) 0 O3 (g) +142,7 11 / 11