Maturitní okruhy z chemie

Energetika chemických reakcí

Chemická energetika

• 
  termodynamika - zabývá se energetickou stránkou soustav a změnami v těchto soustavách vyvolanými změnami vnějších i vnitřních podmínek (změnou tlaku, teploty, složení,…)
  
• 
  chemická termodynamika - zabývá se zejména energetickou bilancí chemických dějů, jejich uskutečnitelností (z energetického hlediska) a rovnováhami, které se v reakčních směsích ustaví, vyčleníme-li rozsáhlou část zabývající se chemickými rovnováhami, zůstane chemická energetika - obsahuje základy termodynamiky, energetickou bilance chemických dějů
  

Základní znaky chemické termodynamiky

• 
  termodynamika studuje soustavy jako celek, bez ohledu na strukturu částic tvořících soustavu a na mechanismus dějů probíhajících při přechodu z jednoho stavu soustavy do druhého
  
• 
  je možno určit, zda daný děj je z energetického hlediska uskutečnitelný, nelze však stanovit, za jakou dobu a za jakých dalších podmínek proběhne
  
• 
  stav soustavy - je určen souhrnem stavových funkcí - vedle měřitelných stavových funkcí (p, T, V,…) se zavádějí nové termodynamické funkce (U, H, S, A, G)
  
• 
  termodynamický děj - přechod z jednoho stavu soustavy do druhého, může být vratný (reverzibilní) nebo nevratný (ireverzibilní)
  
• 
  při vratném ději prochází soustava velkým počtem malých stavových změn, při kterých je stále v rovnováze s okolím, tento děj lze kdykoliv zastavit a vrátit do původního stavu
  
• 
  přejde-li soustava z jednoho stavu do druhého jiným způsobem, je tento děj nevratný
  
• 
  všechny děje probíhající samovolně (bez dodání energie) jsou nevratné
  
• 
  děje můžou být izotermické (T = konst.), izobarické (p = konst.), izochorické (V = konst.) a adiabatické (soustava je tepelně izolovaná)
  

První termodynamický zákon, vnitřní energie

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

Vnitřní energie, práce, teplo

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

Entalpie

• 
  mnohé děje jsou izobarické - jsou to všechny děje, které probíhají v otevřených nádobách
  
• 
  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.
  
• 
  je definována vztahem: H = U + Pv, Q = ∆H teplo dodané soustavě při konstantním tlaku v soustavě se spotřebuje na zvýšení její entalpie
  
• 
  entalpie má tedy pro izobarické děje stejný význam jako vnitřní energie pro děje izochorické
  

Termochemie

• 
  oddíl termodynamiky, zabývající se tepelnými jevy při chemických reakcích
  
• 
  uvolněné či pohlcené teplo závisí na množství reagujících látek, na jejich skupenství a na způsobu, jakým reakce probíhá
  
• 
  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 Q_m
  
• 
  pro izobarický děje je Q_m = ∆H, pro izochorický Q_m = ∆U
  

Reakční teplo

• 
  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

• 
  exotermické reakce (exotermní) - soustava teplo uvolňuje a předává ho do okolí (∆H<0)
  
• 
  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 : ∆H_A-B = -∆H_B-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 : ∆H_A-C = ∆H_A-B + ∆H_B-C
   

Teplo slučovací a spalné

• 
  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.)
  
• 
  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

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

Gibbsova energie, Helmholtzova energie

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

Změna Gibbsovy energie pro některé typy reakcí

• 
  aby chemická reakce mohla proběhnout samovolně od výchozích látek k produktům, musí při ní dojít k poklesu Gibbsovy energie
  

1. 
   Exotermické rozkladné reakce (∆H < 0, ∆S > 0) - probíhají samovolně, neboť oba členy přispívají ke snížení ∆G (rozklad peroxidu vodíku)
   
2. 
   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)
   
3. 
   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
   
4. 
   Endotermické syntéza (∆H > 0, ∆S < 0) - tyto reakce nejsou samovolné, protože oba členy vždy přispívají ke zvýšení ∆G (syntéza NO₂ z prvků)