1. KEMIJSKA TERMODINAMIKA

2. kemijska termodinamika
termokemija

3. Nulti zakon termodinamike:
“Ako su dva sustava u termičkoj ravnoteži s nekim trećim sustavom, onda su i ta dva sustava u međusobnoj termičkoj ravnoteži.”
→ važno u termometrici
– ravnoteža tijekom kalibracije → ravnoteža tijekom mjerenja nepoznatih uzoraka

4. → sustavi mogu biti: otvoreni, zatvoreni ili izolirani:
− termodinamički sustav − skup objekata koji čine cjelinu, a koji se nalaze pri određenim uvjetima
→ sustavi mogu biti: otvoreni, zatvoreni ili izolirani:
(Izvor: P.W. Atkins, The Elements of Physical Chemistry, 2nd edition, Oxford University Press, Oxford, 1996, str. 36.)

5. Prvi zakon termodinamike – zakon o sačuvanju energije:
“Energija može biti pretvorena iz jednog oblika u drugi, ali ne može biti stvorena iz ničega niti uništena.”
– osnovu ovoga zakona čine – toplina i rad

6. TOPLINA
→ energija u prijelazu između dvaju tijela koja su na različitim temperaturama

7. – sustav može vršiti rad na račun svoje unutarnje energije, i obrnuto
– različiti tipovi rada:
• mehanički rad W = F · Δs
• rad ekspanzije plina W = p · ΔV
• električki rad W = E · ΔQ
• površinski rad W = γ · ΔA 7

8. → sustav gubi energiju u obliku rada
(Izvor: P.W. Atkins, The Elements of Physical Chemistry, 2nd edition, Oxford University Press, Oxford, 1996, str. 37.)
→ sustav gubi energiju u obliku rada 8

9. (Izvor: P.W. Atkins, The Elements of Physical Chemistry, 2nd edition, Oxford University Press, Oxford, 1996, str. 42.)
→ povećanje unutarnje energije sustava: a) vršenjem rada nad sustavom b) dovođenjem topline u sustav 9

10. Esvemir = Esustav + Eokolina ΔEsvemir = ΔEsustav + ΔEokolina
– zakon o očuvanju energije
Esvemir = Esustav + Eokolina
ΔEsvemir = ΔEsustav + ΔEokolina
(ΔEsvemir = 0)
ΔEsustav = – ΔEokolina

11. → u kemiji se uobičajeno promatra Esustava:
Euk.sustav = (Ekin + Epot) + U
Euk.sustav = U → unutarnja energija
ΔU = U2 – U1
= 0

12. ΔU = U2 – U1
ΔU = Q + W
ΔU = Qp – pΔV
U2 – U1 = Qp – p(V2 –V1)
Qp = (U2 + pV2) – (U1 + pV1)
ΔH = H2 – H1
Qp = ΔH
Qp = H – H1

13. a A + b B → c C + d D − ENTALPIJA REAKCIJE − toplina koja se razmijeni
između sustava i okoline prilikom prijelaza R → P, pri
konstantnim p i T
a A + b B → c C + d D
→ − standardna entalpija stvaranja 13

15. − termokemijska jednadžba:15

16. – standardne entalpije stvaranja
(Izvor: R. Chang, Physical Chemistry, University Science Books, Sausalito, 2000, str. 103.)

17. Izračunaj standardnu reakcijsku entalpiju (ΔrH°) izgaranja etanola,
koristeći odgovarajuće tablične vrijednosti standardnih entalpija stvaranja, pri 25 °C.

19. Entalpijski dijagrami za neku općenitu reakciju R→P ; P→R
Osnovni zakoni termokemije
– Lavoisier-Laplace-ov zakon (1780. g.):
„Energija koja prati neku promjenu jednaka je po iznosu i suprotna po predznaku energije koja prati suprotan proces”
Entalpijski dijagrami za neku općenitu reakciju R→P ; P→R

20. – Hess-ov zakon (1840. g.):
„Entalpija nekog procesa neovisna je o činjenici zbiva li se taj proces u jednom koraku ili više njih.”
 entalpija nekog procesa je zbroj vrijednosti entalpijâ procesâ na koje dani proces može biti rastavljen

21. HESSOV ZAKON
Entalpija

22. ENTALPIJA KEMIJSKE VEZE
→ entalpija kemijske veze ≠ energija kemijske veze
→ (prosječna) entalpija kemijske veze ≠ entalpija disocijacije veze
N2(g) → 2 N(g) ΔrHº = 941,4 kJ mol−1
HCl(g) → H(g) + Cl(g) ΔrHº = 430,9 kJ mol−1
H2O(g) → H(g) + OH(g) ΔrHº = 502 kJ mol−1
OH(g) → H(g) + O(g) ΔrHº = 427 kJ mol−1

23. – prosječne entalpije kemijskih veza
(Izvor: R. Chang, Physical Chemistry, University Science Books, Sausalito, 2000, str. 109.)

24. (Adaptirano prema: R. Chang, Physical Chemistry, University Science Books, Sausalito, 2000, str. 110.)

25. Procijenite standardnu entalpiju sagorijevanja etanola (ΔcH°) za izgaranje etanola, uz upotrebu vrijednosti entalpijâ kemijskih vezâ, pri 25 °C.

26. Drugi zakon termodinamike: “Entropija svemira teži k povećanju.”
− entropija – mjera za nered sustava
− neuređenost sustava – pokretačka snaga spontanosti procesa

27. − termodinamička definicija entropije:
≥ 0

28. Treći zakon termodinamike:
“Entropija savršenog kristala pri temperaturi
T=0 K jednaka je nuli.”
 apsolutne vrijednosti entropije tvari

29. (Izvor: R. Chang, Physical Chemistry, University Science Books, Sausalito, 2000, str. 150.)

30. Izračunaj prirast standardne entropije(ΔrS°) reakcije sagorijevanja etanola,
koristeći odgovarajuće tablične vrijednosti molarnih entropija, pri 25 °C.

31. − termodinamička definicija entropije:
≥ 0

32. H − T∙S = G → Gibbsova energija

33. ΔG < 0 … proces je spontan (egzergoničan)
ΔG > 0 … proces nije spontan (endergoničan)
ΔG = 0 … proces je u ravnoteži

34. (Izvor: R. Chang, Physical Chemistry, University Science Books, Sausalito, 2000, str. 174.)

35. ∆A < 0 → proces je spontan
− uz uvjete konstantnih V i T → Helmholtzova energija:
∆A < 0 → proces je spontan

36. Je li reakcija sagorijevanja etanola,
pri 298 K, spontana?

37. Agregacijska stanja → potpuna nesređenost strukture
→ stlačivost
→ poprima oblik posude i zauzima cijeli volumen
→ sređenost strukture
→ nestlačivost
→ stalnost oblika
→ sređenost strukture ograničenog dosega
→ zanemariva stlačivost
→ poprima oblik posude

38. − agregatno stanje ≠ faza
→ FAZA – homogeni dio sustava koji je u kontaktu s ostalim dijelovima sustava, ali odijeljen od njih jasno definiranim granicama
– u krutom agregacijskom stanju – neke tvari postoje u više faza (npr. -Fe, -Fe, -Fe, i sl.)

39. Fazni dijagram
→ prikazuje uvjete (p, T) pri kojima su pojedine faze neke tvari termodinamički najstabilnije
– za čiste tvari i smjese
– izrada faznog dijagrama – dugotrajan i skup postupak
 načinjeni samo za mali broj sustava

40. Fazni dijagrami jednokomponentnih sustava
(i) p,V,T-dijagram stanja za slučaj v(s) < v(l)
(ii) p,V,T-dijagram stanja za slučaj v(s) > v(l)
(Izvor: M. Paić, Osnove fizike II, Sveučilišna naklada „Liber”, Zagreb, 1987, str. 37 i 39.)
→ v – specifični volumen

41. (Izvor: M. Paić, Osnove fizike II, Sveučilišna naklada „Liber”, Zagreb, 1987, str. 36.)

42. (i) p,T-dijagram stanja za slučaj v(s)<v(l)
(ii) p,T-dijagram stanja za slučaj v(s)>v(l)
(Izvor: M. Paić, Osnove fizike II, Sveučilišna naklada „Liber”, Zagreb, 1987, str. 43.)

43. (i) p,V-dijagram stanja za slučaj v(s)<v(l)
(ii) p,V-dijagram stanja za slučaj v(s)>v(l)
(Izvor: M. Paić, Osnove fizike II, Sveučilišna naklada „Liber”, Zagreb, 1987, str. 42.)

44. (i) p,V,T-dijagram stanja vode (ii) p,T-dijagram stanja vode
Fazni dijagram vode
(i) p,V,T-dijagram stanja vode
(ii) p,T-dijagram stanja vode
(Izvor: M. Paić, Osnove fizike II, Sveučilišna naklada „Liber”, Zagreb, 1987, str. 47 i 49.)

45. Gibbsovo pravilo faza: F = C − P + 2,
gdje je:
– F – broj stupnjeva slobode (engl. freedom), tj. broj intenzivnih varijabli (p, t, sastav) koje mogu biti neovisno promijenjene bez promjena broja faza u sustavu
– C – broj komponenata (engl. component)
– P – broj faza (engl. phase)