I. Podstawowe pojęcia termodynamiki Termodynamika (nauka o transformacjach energii; zajmuje się badaniem efektów energetycznych przemian fizycznych i chemicznych) Termodynamika chemiczna - nauka zajmująca się głównie efektami energetycznymi towarzyszącymi reakcjom chemicznym (termochemia) oraz stanami równowagi jakie ustalają się w wyniku reakcji chemicznych (statyka chemiczna). Układ termodynamiczny wyodrębniony w jakiś sposób z otoczenia wycinek świata materialnego, którego własności lub zjawiska w nim zachodzące, badamy (np. naczynie, w którym przeprowadzana jest reakcja chemiczna). Otoczenie wszystko, co znajduję się poza układem. Układ zamknięty układ, który nie wymienia materii ze swoim otoczeniem (nie zachodzi przepływ masy między układem a jego otoczeniem) (np. zamknięta kolba) Układ otwarty układ, który może wymieniać materię ze swoim otoczeniem (zachodzi przepływ masy miedzy układem a otoczeniem) (np. otwarta kolba, do której można wprowadzać różne substancje) Zarówno układ otwarty, jak i zamknięty mogą wymieniać energię z otoczeniem. Układ izolowany (odosobniony) układ, który nie wymienia z otoczeniem ani materii ani energii (np. zamknięta kolba odizolowana termicznie od otoczenia) Układ nieizolowany układ, który może wymieniać z otoczeniem bądź masę, bądź energię, bądź też i masę i energię jednocześnie. Układ izolowany adiabatycznie układ, który nie wymienia z otoczeniem masy i ciepła, lecz może wymieniać energię pod innymi postaciami (np. wykonywać pracę mechaniczną). Do opisu układu potrzebna jest pewna liczba informacji dotyczących: jego masy, objętości, temperatury, składu chemicznego, panującego w nim ciśnienia itp. Wartości tych makroskopowych własności określają stan układu. Wielkości fizyczne takie jak masa m, objętość V, temperaturę T, ciśnienie p, stężenia c i, nazywamy zmiennymi (parametrami) stanu układu. Zmienne (parametry) intensywne zmienne, których wartości nie zależą od masy układu (np. p, T) Zmienne (parametry) ekstensywne zmienne, których wartości są wprost proporcjonalne do masy układu (np. V). Minimalny zbiór wielkości, których znajomość wystarcza i jest konieczna do określenia stanu układu nazywamy parametrami stanu. Faza część układu, oddzielona wyraźnymi granicami, na których przynajmniej niektóre z makroskopowych własności fizycznych lub chemicznych zmieniają się w sposób nieciągły, natomiast wewnątrz fazy makroskopowe własności fizyczne i chemiczne mogą się zmieniać od miejsca do miejsca w sposób ciągły. Jeżeli makroskopowe własności fizyczne i chemiczne są w różnych miejscach danej fazy różne, mówimy, że faza jest niejednolita. Układ złożony z jednej fazy nazywamy jednofazowym lub homogenicznym. Układ złożony z dwu lub więcej faz nazywamy wielofazowym lub heterogenicznym. Funkcja stanu - taka funkcja, której wartość nie zależy od drogi przemiany, a jedynie od stanu początkowego i końcowego.
II. Praca i ciepło, energia ciepło i praca - dwa różne sposoby przekazywania (przenoszenia) energii między układem (zamkniętym) i otoczeniem Praca (W) - (np. praca zmiany objętości układu, przesuwanie ciała z pokonaniem siły przeciwstawnej, naciąganie sprężyny), gdy praca jest wykonana na układzie (sprężanie gazu) to energia układu się zwiększa, a gdy układ wykonuje pracę (np. rozprężanie gazu) to energia układu się zmniejsza. W ujęciu molekularnym praca to przepływ energii, który powoduje uporządkowany ruch atomów w otoczeniu. Wyróżnia się zasadniczo dwa rodzaje pracy (W): - praca objętościowa, związana ze zmiana objętości układu (W = -pδv), gdzie p jest ciśnieniem wywieranym przez otoczenie na układ. Dzięki przyjętej konwencji praca wykonywana przy sprężaniu układu (dv < ) jest dodatnia, a przy rozprężaniu (dv > ), kiedy układ pracuje ujemna. - praca nieobjętościowa każdy rodzaj pracy nie związany ze zmianą objętości układu (np. elektryczna, napięcie powierzchniowe) Ciepło - jedna z form przekazywania (przenoszenia) energii układu, następuje w wyniku różnicy temperatur pomiędzy układem a otoczeniem. proces egzotermiczny - proces, w wyniku którego energia (jako ciepło) jest uwalniana do otoczenia (np. reakcje spalania). proces endotermiczny - proces, w którym energia (jako ciepło) jest pochłaniana z otoczenia. W ujęciu molekularnym ciepło to przepływ energii, który powoduje chaotyczny ruch atomów w otoczeniu. Praca i ciepło nie są funkcjami stanu - ich wartość zależy od drogi przemiany (sposobu przekazywania). Jeśli praca lub ciepło są dostarczane do układu to są one liczone ze znakiem + (dodatnie), jeśli praca lub ciepło są odbierane od układu (układ wykonuje pracę to odpowiednie wartości są liczone ze znakiem - (są ujemne). III. Energia wewnętrzna Energia wewnętrzna (U) - (w termodynamice) jest to całkowita energia układu czyli suma wszystkich udziałów energii, zarówno kinetycznej jak i potencjalnej wszystkich atomów, jonów, cząsteczek tworzących układ. Wartości energii wewnętrznej układu, w tym energii kinetycznej i potencjalnej nie można doświadczalnie zmierzyć, ale można rozpatrywać jej zmiany (ΔU = Uk - Up, gdzie p to stan początkowy o wewnętrznej Up, a k to stan końcowy o energii wewnętrznej Uk), które można rejestrować jako energię dostarczoną lub utraconą przez układ na sposób ciepła lub pracy. Energię wewnętrzną, ciepło i pracę mierzymy w dżulach (J). Energia wewnętrzna jest funkcją stanu. IV. I zasada termodynamiki (zasada zachowania energii) Dla układu izolowanego: Jeśli układ jest izolowany od otoczenia (zarówno termicznie jak i mechanicznie) to jego energia wewnętrzna się nie zmienia. Matematycznie przedstawia się to w następujący sposób: U = const ΔU =
Energia wewnętrzna jest funkcją stanu, która pozwala określić, czy dana przemiana jest dozwolona, gdyż tylko takie przemiany mogą zachodzić, dla których energia wewnętrzna układu izolowanego pozostaje stała. Dla układu zamkniętego/otwartego: W układzie zamkniętym zmiana energii wewnętrznej układu jest równa energii jaka przepływa przez ten układ na sposób ciepła (Q) i pracy (W). Czyli (postać matematyczna): ΔU = Q +W lub różniczkowo: du = Q el + W el gdzie du jest zmianą energii wewnętrznej natomiast Q el i W el oznaczają odpowiednio ciepło i pracę, wymienione pomiędzy układem a otoczeniem w elementarnym granicznie małym (inaczej: nieskończenie małym lub infinitezymalnym) procesie. Wykonywanie pracy przez układ lub na układzie oraz wymiana ciepła z otoczeniem są podstawowymi sposobami zmiany energii wewnętrznej układu. Przyjmuje się przy tym konwencję, że gdy W > lub Q >, energia przepływa do układu (układ pobiera energię) na sposób pracy bądź ciepła, natomiast gdy W < lub Q <, wówczas układ traci energię na sposób pracy bądź ciepła. W przypadku gdy nie występuje praca nieobjętościowa: W = -pδv W takim przypadku równanie I zasady termodynamiki możemy zapisać w postaci: ΔU = Q - pδv W procesach chemicznych zmiana energii wewnętrznej odbywa się najczęściej wskutek zmiany objętości układu (praca objętościowa). Obliczenie pracy objętościowej w procesie izobarycznym (czyli pod stałym ciśnieniem zewnętrznym): W = - V2 V1 pdv = p V Przemiany w stałej objętości (izochoryczne) założenie: W = -pdv gdy V = const., W = czyli ΔU = Q Czyli: zmiana energii wewnętrznej w warunkach izochorycznych jest równa ciepłu przemiany. V. I zasada termodynamiki wyrażona za pomocą entalpii Duża część procesów w przyrodzie i w laboratorium zachodzi nie w warunkach izochorycznych (V = const), ale izobarycznych (p = const) W tych warunkach układ może zmieniać objętość, czyli zmiana jego energii wewnętrznej nie jest równa ilości dostarczonego ciepła. Można jednak wykazać, że ciepło wymienione pomiędzy układem a otoczeniem jest równe zmianie innej funkcji termodynamicznej zwanej entalpią H. Funkcja ta, podobnie jak energia wewnętrzna jest funkcją stanu i jest wielkością ekstensywną. Entalpię definiuje się wzorem: H = U + pv
gdzie p jest ciśnieniem, a V objętością układu. Różniczkując powyższe równanie po wszystkich zmiennych otrzymamy: dh = du + pdv + Vdp ΔH = ΔU + pδv+vδp Zgodnie z pierwszą zasadą termodynamiki zmiana energii wewnętrznej układu, który nie wymienia z otoczeniem pracy nieobjętościowej: du = Q el pdv ΔU = Q - pδv Zatem w przemianie izotermiczno-izochorycznej: dh = Q el pdv + pdv + Vdp = Q el + Vdp ΔH = Q + VΔp Powyższe równanie jest matematycznym zapisem pierwszej zasady termodynamiki wyrażonej za pomocą entalpii. Gdy układ wykonuje wyłącznie pracę objętościową oraz gdy ciśnienie jest stałe, wówczas zmiana entalpii jest równa ciepłu dostarczonemu do układu: ΔH = Q VI. Procesy odwracalne, nieodwracalne i kwazistatyczne Proces odwracalny proces termodynamiczny, którego kierunek można odwrócić poprzez nieskończenie małą zmianę jednej lub więcej zmiennych stanu jest zatem ciągiem stanów równowagi. Proces odwracalny jest jedynie procesem hipotetycznym. Po zakończonym procesie odwracalnym układ i jego otoczenie można z powrotem przeprowadzić do stanu początkowego. Proces nieodwracalny to taki proces, którego w żaden sposób nie można cofnąć bez reszty (to znaczy tak by po zabiegach czynionych dla cofnięcia procesu nie pozostał żaden ślad w przyrodzie). Przykładem procesów nieodwracalnych są: dyfuzja, wyrównywanie się temperatur stykających się ze sobą ciał, wyrównywanie się ciśnień itp. Wszystkie procesy, które zachodzą w przyrodzie samorzutnie (tzn. nie potrzebne jest wykonanie pracy aby proces zaszedł) są nieodwracalne. Natomiast proces odwracalny, który w praktyce nie daje się zrealizować, jest granicznym przypadkiem procesu rzeczywistego. Procesem odwracalnym jest każdy proces quasi-statyczny (kwazistatyczny), w którym układ zmienia swój stan poprzez nieskończony ciąg stanów równowagi, w których parametry układu zmieniają się o nieskończenie małą (intenfizymalną) wartość. Druga zasada termodynamiki. Entropia. Stan układu i otoczenia po procesie odwracalnym jest w pewnym sensie równoważny stanowi przed tym procesem. Natomiast stany układu i otoczenia po i przed procesem nieodwracalnym są wzajemnie nierównoważne. Miarą tej równoważności jest pewna funkcja stanu zwana entropią i oznaczana literą S. Drugą zasadę termodynamiki, która wskazuje na kierunek przemian samorzutnych, można również wyrazić za pomocą funkcji stanu zwanej entropią S. Druga zasada wykorzystuje entropię do ustalania, która z dozwolonych przemian jest samorzutna. Dla izotermicznej przemiany odwracalnej quasi-statycznej:
ds = Q el T [ J K ] ΔS = Q/T [J/K] czyli zmiana entropii jest równa stosunkowi ciepła wymienionego przez układ z otoczeniem do temperatury). Dla izotermicznej przemiany nieodwracalnej: ds > Q el T [ J K ] ΔS > Q/T [J/K] Dla izotermicznej przemiany odwracalnej: ds = Q el T [ J K ] ΔS = Q/T [J/K] Czyli dla każdego procesu elementarnego: ds Q el T [ J K ] (5) ΔS Q/T [J/K] W procesie odwracalnym ΔS =, w nieodwracalnym ΔS >. Dla układu izolowanego: ΔS > proces przebiega samorzutnie ΔS = układ w równowadze Zatem z punktu widzenia układu II zasada termodynamiki głosi, że procesy nieodwracalne mogą tylko zwiększać entropię, a nie mogą jej zmniejszać. Wniosek: entropia wzrasta, proces przebiega samorzutnie. II zasada termodynamiki: W procesie samorzutnym entropia układu izolowanego rośnie, wszystkie zjawiska, które zachodzą w przyrodzie samorzutnie są zjawiskami nieodwracalnymi. VII. Energia swobodna i entalpia swobodna. Dla procesów, które zachodzą w warunkach izotermiczno-izochorycznym czy też izotermiczno-izobarycznych, w miejsce ogólnego kryterium samorzutności procesu i stanu równowagi, warto wprowadzić pewne kryteria specjalne. W tym celu definiuje się dwie nowe funkcje termodynamiczne: 1. Energię swobodną, F, (tzw. energię swobodną Hemholtza inaczej energię Hemholtza lub funkcję Hemholtza) F = U TS [J] 2. Entalpię swobodną, G, (tzw. energię swobodną Gibbsa inaczej energię Gibbsa lub funkcję Gibbsa) G = H TS [J] PODSUMOWANIE Funkcje termodynamiczne Właściwości funkcji termodynamicznych - zmianę funkcji w procesie elementarnym wyraża różniczka zupełna opisana przez równanie uwzględniające wpływ zmiany wszystkich niezależnych parametrów stanu układu (T, V i ni), zmiana funkcji stanu zależy od stanu początkowego i końcowego oraz parametrów stanu a nie zależy od drogi przemiany
U - energia wewnętrzna, U = Q + W, ΔU = U k-u p = Q+W, gdy praca dotyczy tylko pracy objętościowej: ΔU = Q - pδv H - entalpia, H = U + pv, ΔH = H k-h p = ΔU +pδv G - entalpia swobodna (energia Gibbsa), G = H TS, ΔG = ΔH - TΔS-SΔT, w przemianie izotermicznej: ΔG = ΔH - TΔS F - energia swobodna, F = U TS, ΔF = ΔU - TΔS-SΔT, w przemianie izotermicznej: ΔF = ΔU - tδs S - entropia, ΔS = S k-s p = Q/T U +pv H -TS -TS F +pv G Wg tego schematu: G = H-TS = F+pV = U + pv - TS F = U-TS H = U + pv H >, U > proces endotermiczny (endoenergetyczny) H <, U < proces egzotermiczny (egzoenergetyczny) VIII. Prawo Hessa. Jeżeli układ ulegający przemianie może wymienić z otoczeniem energię na sposób ciepła i ewentualnie pracy objętościowej, to ilość energii wymienionej na sposób ciepła zależy wyłącznie od stanu początkowego i końcowego układu, a nie zależy od drogi przemiany, tj. liczby i rodzaju etapów pośrednich, pod warunkiem, że przemiana odbywa się bądź pod stałym ciśnieniem, bądź w stałej objętości. lub inaczej: Ponieważ zarówno energia wewnętrzna jak i entalpia są funkcjami stanu to również wartości ciepła reakcji ΔU r lub ΔH r są jednoznacznie określone zmiennymi stanu układu (temperaturą, objętością lub ciśnieniem oraz składem jakościowym i ilościowym) przed rozpoczęciem i po zakończeniu procesu (reakcji) nie zależą natomiast od tego w jaki sposób przebiegała dana reakcja (bezpośrednio czy poprzez stany pośrednie) pod warunkiem, że reakcja przebiega pod stałym ciśnieniem lub w stałej objętości. lub całkowite ciepło pobrane lub oddane w reakcjach chemicznych nie zależy od drogi, którą biegnie reakcja, a jedynie od stanu początkowego i końcowego.
Stwierdzenia te nazywane prawem Hessa można schematycznie przedstawić w następujący sposób: substraty H 1 produkty pośrednie H 2 produkty końcowe H 3 ΔH 3 = ΔH 1 + ΔH 2 Z powyższego schematu wynika, że ciepło danej reakcji jest równe sumie ciepeł reakcji, na które można tę reakcję rozłożyć. Entalpię reakcji (dawniej ciepła reakcji, czyli efekt cieplny reakcji) odnosimy zazwyczaj do reakcji przebiegających w warunkach standardowych, czyli zmiany entalpii procesu (dla ciepła reakcji pod stałym ciśnieniem), gdy wszystkie substraty i produkty znajdują się w swoich stanach standardowych (czyste nie zmieszane substraty i czyste rozdzielone produkty). Stan standardowy substancji w danej temperaturze odpowiada jej czystej postaci pod ciśnieniem 1 hpa czyli 1 bar. standardowe entalpie można odnosić do dowolnej temperatury, jednakże zaleca się zwyczajowo odnoszenie danych termodynamicznych do temperatury 298 K (co odpowiada 25 C), pod ciśnieniem 1 bar = 1 5 Pa. 1. prawo Hessa Jak obliczać standardowe entalpie reakcji chemicznych? 2. na podstawie standardowych entalpii tworzenia (Standardowych molowych ciepeł tworzenia związku) Standardowa molowa entalpia tworzenia związku (Standardowym molowym ciepłem tworzenia związku) pod ciśnieniem 1 bar, ΔH o tw, nazywamy entalpię (ciepło) reakcji syntezy jednego mola cząsteczek tego związku z pierwiastków, które są wzięte w najtrwalszych, w danych warunkach ciśnienia i temperatury, postaciach fazowych. Uwaga: standardowe entalpie tworzenia pierwiastków są równe zero. Zależność pomiędzy molowymi entalpiami tworzenia związków (standardową molową entalpią tworzenia) a standardową entalpią reakcji (czyli standardowa molową entalpią reakcji) jest następująca: ΔH o o r = νδh tw,prod o νδh tw,substr ν wspólczynnik stechiometryczny 3. Na podstawie standardowych molowych entalpii spalania związku (standardowe molowe ciepło spalania związku) Standardowa molowa entalpia spalania związku (Standardowym molowym ciepłem spalania związku) pod ciśnieniem 1 bar, ΔH o sp, nazywamy ciepło reakcji spalania jednego mola cząsteczek tego związku w tlenie do CO 2 i H 2O-ciekłej (jeśli jest to związek organiczny składający się z atomów C, H i O) i dodatkowo do N 2, jeśli zawiera on również azot). Zależność pomiędzy molowymi ciepłami spalania związków a standardowym ciepłem reakcji jest następująca: ΔH o o r = νδh sp,substr o νδh sp,prod ν wspólczynnik stechiometryczny
4. Prawo Kirchhoffa - opisuje wpływ zmian temperatury na efekt cieplny reakcji: pochodna zmian entalpii (lub energii wewnętrznej) względem temperatury jest różnicą molowych ciepeł produktów i substratów reakcji: ( dδh r ) = ( dt i n ic p,m,i ) prod -( i n i c p,m,i ) substr p ( dδu r ) = ( dt i n ic v,m,i ) prod -( i n i c v,m,i ) substr p Równania te znane są pod nazwą prawa Kirchhoffa i pozwalają na obliczenie odpowiednio ΔU r i ΔH r w dowolnej temperaturze jeśli znane są ich wartości w innej temperaturze oraz jeśli są znane temperaturowe zależności cząstkowych molowych pojemności cieplnych w stałej objętości c V,m,i i pod stałym ciśnieniem c p,m,i. Jeżeli ciepła molowe w podanym zakresie temperatur są stałe, to po scałkowaniu dla procesów izobarycznych otrzymuje się rozwiązanie: ΔH 2 = ΔH 1 + Δc p(t 2-T 1) (Δc p = C p prod - C p subst) 5. Termochemiczna energia wiązań. W przypadku braku właściwych danych można dokonać oszacowania efektów cieplnych posługując się jedną z wielu metod przybliżonych. Z reguły są one oparte na addytywności udziałów pochodzących od wiązań chemicznych. Wymaga to uprzedniego założenia, że energia potrzebna do powstania/ rozerwania określonego wiązania, nie zależy od sąsiednich wiązań oraz atomów, w wiązaniu tym nie uczestniczących. Termochemiczną energię wiązania X-Y (EX-Y ) definiuje się jako energię potrzebną do rozerwania 1 mola wiązań X-Y w następującej reakcji 1 mol wiązań X-Y w stanie standardowym dla gazu 1 mol X i 1 mol Y w stanach standardowych dla gazu Entalpia wiązania dotyczy 1 mola substancji. W tablicach chemicznych ma zawsze wartość dodatnią. Przyjmujemy, że entalpia ta ma znak dodatni gdy wiązanie ulega zerwaniu i ujemny gdy wiązanie powstaje, natomiast wartości liczbowe są identyczne. 6. prawo Lavoisiera i Laplace a - efekt cieplny reakcji przebiegającej w danym kierunku jest równy efektowi cieplnemu reakcji odwrotnej z przeciwnym znakiem.
Konwersatorium 8 - Zadania: 1. Na podstawie podanych równań termochemicznych określ, która z reakcji jest egzo -, a która endoenergetyczna oraz oblicz entalpie reakcji tworzenia HI (g) oraz SO 2(g) a) H 2(g) + I 2(g) = 2 HI (g), ΔH = 52 kj b) S (s)+ O 2(g) = SO 2(g) ΔH = -297 kj 2. Napisz równanie termochemiczne: a) Syntezy 1 mola jodowodoru gazowego z gazowego wodoru i stałego jodu, wiedząc że ilość ciepła pobranego w tej reakcji wynosi 25,96 kj (w warunkach standardowych). b) Syntezy 1 mola jodowodoru gazowego z gazowego wodoru i pary jodu, wiedząc że ilość ciepła wydzielonego w tej reakcji wynosi 5,23 kj (w warunkach standardowych). 3. Ogrzewając izochorycznie 1 mol gazu spowodowano wzrost jego energii wewnętrznej o 4 J. Oblicz, o ile wzrosła temperatura gazu jeśli C p = 3 J/mol K 4. Oblicz pracę wykonaną przez 1 mol helu rozprężający się z objętości 1-3 m 3 do objętości 1-2 m 3 przy stałym ciśnieniu zewnętrznym równym 1,13 1 5 N/m 2 (wskazówka: praca objętościowa w przemianie izobarycznej) [odp. - 9,117 1 2 J]. 5. Oblicz entalpię sublimacji jednego mola jodu na podstawie równań termochemicznych: H 2(g) + I 2(s) = 2HI (g) H 2(g) + I 2(g) = 2HI (g) ΔH = 52 kj ΔH = -1 kj 6. Oblicz efekt cieplny reakcji: Al 2O 3(S) + 3SO 3(g) = Al 2(SO 4) 3(S) w warunkach standardowych znając ciepła tworzenia reagentów w warunkach standardowych: H tw Al 2(SO 4) 3(S) = -3434 kj/mol, H tw Al 2O 3(S) = -1675 kj/mol, H tw SO 3(g) = -395,2 kj/mol [odp. -573,4 kj]. 7. Oblicz standardową entalpię reakcji rozkładu węglanu wapnia: CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g), wiedząc, że standardowe entalpie tworzenia reagentów wynoszą: H tw CaCO 3(s) = 119,3 kj/mol, H tw CaO (s) = 636,4 kj/mol, H tw CO 2(g) = 393,1 kj/mol [odp. 16,8 kj]. 8. Oblicz standardową entalpię reakcji: CH 4(g) + 2O 2(g) = CO 2(g) + 2H 2O (c) znając standardowe entalpie tworzenia następujących substancji: H tw CO 2(g) = 393,1 kj/mol, H tw. H 2O (c) = 285,8 kj/mol, H tw. CH 4(g) = 74,8 kj/mol, [odp. -889,9 kj]. 9. Standardowe ciepła spalania grafitu i diamentu do CO 2 są równe H spal grafit = 393,5 kj/mol, H spal diament= 395,3 kj/mol. Oblicz ciepło przemiany alotropowej grafitu w diament. [odp.1,8 kj/mol].
1. Oblicz entalpię tworzenia metanolu w warunkach standardowych: C grafit + 2H 2(g) + 1/2O 2(g) = CH 3OH (c) znając standardowe entalpie spalania reagentów: H spal grafit = 393,5 kj/mol, H spal H 2 = 285,84 kj/mol, H spal metanol= 726,64 kj/mol [odp. - 238,54 kj/mol]. 11. Znając efekt cieplny dla reakcji: H 2(g) + 1/2O 2(g) = H 2O, w T = 298 K, który jest równy -241,84 kj/mol oraz ciepła molowe reagentów: dla wodoru C p = 28,9 J/mol K, dla tlenu C p = 29,3 J/mol K, dla pary wodnej C p = 33,5 J/mol K, oblicz efekt cieplny dla tej reakcji w temperaturze 398 K. [odp.231,8 kj]. 12. Obliczyć efekt cieplny dla reakcji: 3C 2H 2(g) = C 6H 6(g) w temperaturze 373 K, jeżeli znany jest efekt cieplny tej reakcji w temperaturze 298 K (w warunkach standardowych) i wynosi on -591,32 kj oraz ciepła molowe reagentów wynoszące dla acetylenu C p = 43,93 J/mol K, dla benzenu C p = 81,64 J/mol K. [odp.595,1 kj]. 13. Oblicz zmianę entalpii dla reakcji: CH 3OH (c) +3/2 O 2 = CO 2(g) + 2H 2O (g) w temperaturze 5K i pod standardowym ciśnieniem znając molowe ciepła tworzenia reagentów oraz ich ciepła molowe w temperaturze 298 K: H tw CH 3OH (c) = 238,6 kj/mol, H tw CO 2(g) = 393,1 kj/mol, H tw H 2O (g) = 241,8 kj/mol; C p = 81,6 J/mol K (metanol), C p = 29,36 J/mol K (O 2), C p = 37,13 J/mol K (CO 2), C p = 33,56 J/mol K (H 2O). [odp.-642,4 kj]. 14. Oszacuj entalpię reakcji w fazie gazowej, posługując się wartościami energii wiązań: a) 2H 2 + O 2 = 2H 2O [odp. - 489 kj] b) N 2 + O 2 = 2NO [odp. 184 kj] c) 3H 2 + N 2 = 2NH 3 [odp. -85 kj] O=O (499 kj/mol), H O (465 kj/mol), H-H (436 kj/mol), N N (947 kj/mol), N=O (631 kj/mol), H-N (39 kj/mol), 15. Oblicz entalpię reakcji: 2C (S) + O 2(g) = 2CO (g), mając następujące dane: a. C (S) + O 2(g) = CO 2(g) ΔH= 394 kj b. CO (g) + 1/2 O 2(g) = CO 2(g) ΔH = 283kJ [odp. -222 kj] 16. Obliczyć entalpię reakcji: H 2(g) + S (s) = H 2S (g), mając następujące dane: H 2S (g) +3/2 O 2(g) = SO 2(g) + H 2O (g) ΔH= 519 kj 2H 2(g) + O 2(g) = 2H 2O (g) ΔH= 484 kj S (s) + O 2(g) = SO 2(g) ΔH= 297 kj [odp. -2 kj] 17. Jaka ilość energii wydzieli się sposobem termicznym podczas wybuchu 6 dm3 mieszaniny piorunującej (2H 2 + O 2) odmierzonej w warunkach standardowych, jeśli entalpia tworzenia pary wodnej wynosi -242 kj/mol? 18. W jakim stosunku masowym należy zmieszać wapień z koksem, aby w piecu wapiennym zapewnić przebieg procesu bez doprowadzania energii? W piecu zachodzą reakcje : CaCO 3(s) = CaO (s) + CO 2(g) ΔH= 182 kj C (S) + O 2(g) = CO 2(g) ΔH= 394 kj