Život je džungle. Člověk se pořád za něčím honí.

Maturitní otázky-4 (2.část)

1. března 2007 v 22:35 |  Maturitní otázky z chemie

První termodynamický zákon, vnitřní energie

Ø 1. termodynamický zákon je zákon zachování energie aplikovaný na termodynamické děje, zavádí do termodynamiky stavovou funkci - vnitřní energii U
Ø teplo a práce dodané soustavě zvyšují její vnitřní energii o ∆U : ∆U = Q + W

Vnitřní energie, práce, teplo

Ø přijímá-li soustava energii, může to být jen ve formě tepla Q nebo práce W
Ø změna vnitřní energie ∆U charakterizuje změnu soustavy - je stavovou funkcí, teplo a práce stavovými funkcemi nejsou
Ø teplo dodané soustavě při konstantním objemu soustavy se spotřebuje na zvýšení její vnitřní energie

Entalpie

Ø mnohé děje jsou izobarické - jsou to všechny děje, které probíhají v otevřených nádobách
Ø pro ně se zavádí další stavová funkce -entalpie H - jednoznačně charakterizuje za těchto podmínek změny stavu soustavy, energie, kterou musíme dodávat plynu, aby tlak zůstal konst.
Ø je definována vztahem: H = U + Pv, Q = ∆Hteplo dodané soustavě při konstantním tlaku v soustavě se spotřebuje na zvýšení její entalpie
Ø entalpie má tedy pro izobarické děje stejný význam jako vnitřní energie pro děje izochorické

Termochemie

Ø oddíl termodynamiky, zabývající se tepelnými jevy při chemických reakcích
Ø uvolněné či pohlcené teplo závisí na množství reagujících látek, na jejich skupenství a na způsobu, jakým reakce probíhá
Ø uskuteční-li se reakce v jednotkovém rozsahu (tj. zreagují taková množství reaktantů, jaká udávají stechiometrické koeficienty v chemické rovnici tohoto děje), pak uvolněné či pohlcené teplo je molární teplo Qm
Ø pro izobarický děje je Qm = ∆H, pro izochorický Qm = ∆U

Reakční teplo

Ø reakční teplo ∆H (nebo ∆U) je teplo soustavou přijaté, uskuteční-li se reakce izobaricky (nebo izochoricky) v jednotkovém rozsahu a je-li teplota výchozích látek a produktů stejná

Reakce exotermické a endotermické

Ø exotermické reakce (exotermní) - soustava teplo uvolňuje a předává ho do okolí (∆H<0)
Ø endotermické reakce - soustava teplo pohlcuje (∆H>0)

Termochemické zákony

1. Termochemický zákon: Reakční teplo určité reakce a reakční teplo totožné reakce probíhající za stejných podmínek opačným směrem je až na znaménko stejné : ∆HA-B= -∆HB-A
2. Termochemický zákon (Hessův): Reakční teplo určité reakce je stejné jako součet reakčních tepel postupně prováděných reakcí, vycházejících ze stejných výchozích látek a končících stejnými produkty : ∆HA-C= ∆HA-B + ∆HB-C

Teplo slučovací a spalné

Ø Slučovací teplo sloučeniny - reakční teplo reakce, při níž z prvků ve standardním stavu vznikne jeden mol této sloučeniny ve standardním stavu (zvl. pro anorg. slouč.)
Ø Spalné teplo sloučeniny - reakční teplo reakce, při níž se jeden mol této sloučeniny ve standardním stavu zoxiduje na nejstálejší oxidy (zvl. pro organické sloučeniny)

Druhý termodynamický zákon, entropie

Ø druhý zákon zavádí do termodynamiky další stavovou funkci - entropii S
Ø zkoumá, kolik tepla přijatého od okolí může soustava přeměnit na práci
Ø pro obecný cyklický děj platí vztah: ∑ ≤ 0
Ø charakterizuje chemickou soustavu - její uspořádanost, existují-li dva různě uspořádané stavy dané soustavy, je méně uspořádaný stav pravděpodobnější
Ø čím větší je entropie, tím menší je uspořádanost
Ø samovolné děje - lze je charakterizovat zvětšením entropie i zvětšením pravděpodobnosti nebo vzrůstem neuspořádanosti vznikajícího stavu soustavy vzhledem ke stavu výchozímu

Gibbsova energie, Helmholtzova energie

Ø entropie charakterizuje svými hodnotami směr nevratných dějů jen v soustavách tepelně (adiabaticky) izolovaných
Ø vhodnější jsou stavové funkce, které charakterizují směr nevratných dějů izobarických (izochorických) - Gibbsova energie G: G = H - TS a Helmholtzova energie A: A = U - TS
Ø samovolný izotermicko-izobarický děj je provázen poklesem Gibbsovy energie a její minimum určuje rovnováhu
Ø samovolný izotermicko-izochorický děj je charakterizován poklesem Helmholtzovy energie a její minimum určuje rovnováhu

Změna Gibbsovy energie pro některé typy reakcí

Ø aby chemická reakce mohla proběhnout samovolně od výchozích látek k produktům, musí při ní dojít k poklesu Gibbsovy energie
a) Exotermické rozkladné reakce (∆H < 0, ∆S > 0) - probíhají samovolně, neboť oba členy přispívají ke snížení ∆G (rozklad peroxidu vodíku)
b) Exotermické skladné reakce (∆H < 0, ∆S < 0) - samovolný průběh závisí na hodnotách ∆H a T∆S - při nízkých teplotách převažuje člen ∆H a reakce probíhá samovolně, s růstem teploty roste i člen T∆S a tendence k samovolnému průběhu reakce se zmenšuje (syntéza amoniaku z prvků)
c) Endotermické rozkladné reakce (∆H > 0, ∆S > 0) - opět vše závisí na hodnotách ∆H a T∆S, při nízkých teplotách reakce neprobíhá, se vzrůstající teplotou se hodnota členu T∆S zvětšuje a reakce může probíhat
d) Endotermické syntéza (∆H > 0, ∆S < 0) - tyto reakce nejsou samovolné, protože oba členy vždy přispívají ke zvýšení ∆G (syntéza NO2 z prvků)

Rovnovážné stavy

Rovnovážný a ustálený stav

Ø neprobíhá-li v soustavě za daných vnějších podmínek žádný samovolný děj, je soustava v rovnovážném stavu
Ø nezmění-li se vnější podmínky, zůstane soustava v rovnováze libovolně dlouhou dobu
Ø chemická rovnováha - takový stav soustavy, v němž se nemění její složení, i když v ní neustále probíhají chemické děje - účinky dějů se však navzájem ruší - ustálená rovnováha je dynamická rovnováha, charakterizuje ji nulová změna Gibbsovy en.
Ø ustálený stav - takový stav soustavy, v němž udržení neměnného složení soustavy je provázeno neustálou změnou energie - systém přijímá neustále energii z okolí (∆G≠0)

Chemická rovnováha

Ø ustavuje se v soustavě látek, mezi nimiž probíhají zvratné chemické reakce, je homogenní pokud jsou všechny složky ve stejné fázi, nebo heterogenní pokud je v reakční směsi více fází
Ø zvratné reakce probíhají současně oběma směry, výsledná rychlost přeměny je dána rozdílem rychlostí reakcí v obou směrech dyn. rovnováha nastane, pokud výsledná rychlost reakce v klesne na nulu, složení soustavy se již dále nemění i když obě reakce stále probíhají

Guldbergův a Waageův zákon chemické rovnováhy, rovnovážná konstanta KC

Ø protože rychlostní konstanty k1 + k2 jsou závislé jen na teplotě a ne na koncentraci látek, je i jejich poměr konstantní - rovnovážná konstanta reakce Kc
Ø obecně se pro chemickou reakci Aa + Bb Cc + Dd dá rovnovážná konstanta vyjádřit takto:
Ø vztah pro KC se nazývá Guldbergův-Waageův zákon

Rovnovážná konstanta KP

Ø používá se při vyjádření rovnovážného složení soustavy plynů, pomocí parciálních tlaků (např. syntéza amoniaku z prků: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3
Ø rovnovážná konstanta složené reakce je dána součinem rovn. konstant dílčích jednoduchých reakcí, z nichž se složená reakce skládá, koncentrace meziproduktů rovnováhu neovlivní
Ø v heterogenních soustavách je rovn. konstanta definována pouze parciálními tlaky plynů nebo koncentracemi přítomných látek v roztoku

Rovnovážné složení soustavy, stupeň konverze

Ø je-li K > 104, zůstane v rovnováze výchozích látek tak málo, že prakticky proběhla jednosměrná reakce směrem k produktů
Ø je-li K< 10-4, jsou v rovnovážné směsi jen výchozí látky a reakce téměř neprobíhá
Ø pro hodnotu rovnovážné konstanty v rozmezí 10-4 a 104 se charakterizuje rovnovážné složení soustavy stupněm konverze (přeměny) α určité látky
Ø stupeň konverze α - udává část z každého molu výchozí látky A, která se přeměnila na produkty reakce

Princip akce a reakce, ovlivňování rovnovážného složení soustavy

Ø Porušení rovnováhy vnějším zásahem (akcí) vyvolá děj (reakci)směřující ke zrušení účinku tohoto vnějšího zásahu (obecný princip akce a reakce, Le Chatelier,…)
Ø rovnovážné složení soustavy (stupeň konverze) lze v souladu s tímto principem ovlivnit změnou koncentrací, teploty, tlaku:
a) Ovlivňování rovnovážného složení soustavy změnou koncentrace
např.: CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 - stupeň konverze kys. octové a tím i výtěžek octanu ethylnatého lze zvýšit tak, že vznikající octan v průběhu ustavování rovnováhy se odděluje destilací - tak se neustále porušuje rovnováha a k jejímu obnovení musí zreagovat další podíl kys.octové a ethanolu, odebírání produktu vyvolá změnu, směřující k nahrazení jeho úbytku (princip akce a reakce)
b) Ovlivňování rovnovážného složení soustavy změnou tlaku
změnou tlaku lze ovlivňovat rovnovážné složení pouze reakcí, při nichž se mění látková množství plynných reakčních složek, zvýšení tlaku vede k reakci ve směru zmenšení látkového množství složek v soustavě (směrem k výchozí látce), zvýšení tlaku vyvolá děj vedoucí ke snížení tlaku v reakční směsi
c) Ovlivňování rovnovážného složení soustavy změnou teploty
u endotermických reakcí (∆H > 0) se s rostoucí teplotou hodnota rovnováž. konstanty K zvětšuje, u exotermických reakcí naopak klesá (∆H < 0)
d) Ovlivňování rovnovážného složení soustavy katalyzátorem
katalyzátor sice urychlí ustavení rovnováhy, neovlivňuje však hodnotu Kc, a tedy ani rovnovážné rozložení soustavy

Rovnováhy v roztocích elektrolytů (iontové rovnováhy)

Ø jsou to rovnováhy v soustavách, v nichž některé částice nesou elektrický náboj - řadí se sem rovnováhy protolytické, srážecí, redoxní,…
 

2 lidé ohodnotili tento článek.

Komentáře

1 petra vágnerová petra vágnerová | 24. srpna 2010 v 14:53 | Reagovat

velmi dobrý článek

Nový komentář

Přihlásit se
  Ještě nemáte vlastní web? Můžete si jej zdarma založit na Blog.cz.
 

Aktuální články

Reklama