Termokémia — definíció és alapfogalmak (entalpia, entrópia)
Termokémia: entalpia, entrópia és energiaváltozások érthetően — hogyan döntjük el a reakciók spontaneitását, hőjelenségeit és számításait lépésről lépésre.
A termokémia a kémiai reakciókkal és fizikai átalakulásokkal (fizikai változásokkal) kapcsolatos energia és hő tanulmányozása. Fizikai átalakulásokról akkor beszélünk, amikor egy anyagállapot (például egy szilárd vagy folyékony anyag) egy másik állapotba változik. Az átalakulásokra példa az olvadás (amikor egy szilárd anyagból folyadék lesz) és a forrás (amikor egy folyadékból gáz lesz).
A reakció energiát ad ki vagy vesz fel. A fizikai átalakulás is energiát ad ki vagy vesz fel. A termokémia ezeket az energiaváltozásokat vizsgálja, különösen a rendszer és a környezet közötti energiacserét. A termokémia hasznos a reaktáns- és termékmennyiségek előrejelzésében egy adott reakció során mindenkor. A termokémikusok ezt adatok felhasználásával teszik, beleértve az entrópia meghatározását is. A termokémikusok megmondják, hogy egy reakció spontán vagy nem spontán, kedvező vagy kedvezőtlen.
Az endoterm reakciók hőt vesznek fel. Az exoterm reakciók hőt adnak le. A termokémia egyesíti a termodinamika fogalmait a kémiai kötések formájában megjelenő energia fogalmával. Olyan mennyiségek számítását foglalja magában, mint a hőkapacitás, az égéshő, a képződési hő, az entalpia, az entrópia, a szabad energia és a kalória.
Alapfogalmak és fontos összefüggések
Rendszer és környezet: A termokémiában mindig megkülönböztetjük a vizsgált részt (rendszer) és mindazt, ami körülveszi (környezet). A rendszer energiamódosulásai (hő, munka, kémiai energia) a környezettel való kölcsönhatásban jelentkeznek.
Entalpia (H): Az entalpia egy állapotfüggvény, amely a rendszer belső energiájának és a nyomás‑térfogat munkájának összege: H = U + pV. Gyakran a kémiai reakciók hőhatását entalpiaváltozásként (ΔH) adjuk meg. Állandó nyomáson ΔH egyenlő a rendszer és környezet között cserélt hővel, ezért kémiai reakciók hőmérséklet‑ és nyomásfüggő vizsgálatakor kiemelten fontos mennyiség.
Entrópia (S): Az entrópia a rendszer rendezettségének vagy energiaeloszlásának mértéke. Mikroszkopikus szemlélettel az entrópia a rendelkezésre álló mikrostateszám logaritmusával áll kapcsolatban (Boltzmann-formula). A második főtétel szerint egy elszigetelt rendszer entrópiája nem csökken; gyakorlati kifejezésben a spontán folyamatok gyakran összekapcsolódnak az univerzum (rendszer + környezet) entrópiájának növekedésével.
Szabad energia és spontaneitás: A kémiai folyamatok kedvező volta gyakran a szabad energia változásával írható le. A legismertebb forma a Gibbs‑szabadenergia: ΔG = ΔH − TΔS. Ha ΔG < 0, a folyamat spontán (kedvező) lesz állandó nyomáson és hőmérsékleten; ha ΔG > 0, a folyamat nem spontán; ΔG = 0 esetén egyensúly áll fenn. Ez a kapcsolat összekapcsolja az entalpiát (hőhatás) és az entrópiát (rendezettség/energiaeloszlás) a hőmérséklettel.
Gyakori fogalmak és módszerek
Exoterm és endoterm reakciók: Az exoterm reakciók hőt adnak le a környezetnek, míg az endoterm reakciók hőt vesznek fel. Egy reakció hőhatását gyakran joule-ban vagy kJ/mol‑ban adjuk meg; a kalória (kalória) régebben elterjedt, de ma a SI‑egységek (J) használatosak.
Hess törvénye: Az entalpia állapotfüggvény, ezért a reakció összentalpiája független az úttól: bármilyen reakciót részlépésekre bontva a lépések ΔH‑inak összege adja az összes ΔH‑t. Ezt használjuk reakciók ΔH értékének kimérésére és képződési hőkből történő kiszámításra.
Kalorimetria: Kísérleti módszer a reakciók vagy átalakulások hőhatásának mérésére. A legismertebb eszközök: bombakaloriméter (zárt térben történő égéshő mérésére) és állandó nyomású kaloriméter (oldatok, oldódás, reakciók hője). A mérésben fontos a hőkapacitás, amely megadja, hogy egy anyag hőmérséklete hogyan változik a felvett vagy leadott hő hatására.
Standard állapotok és képződési hő: Gyakran használunk standardállapotú entalpiákat (ΔH°), amelyek általában 1 bar nyomáson és megadott hőmérsékleten (pl. 25 °C) értendők. A standard képződési hő (ΔHf°) megadja 1 mol vegyület keletkezésének entalpiáját elemeiből standardállapotban.
Tippek a számításokhoz és gyakorlati jelentőség
- Egységek: Általában joule (J) vagy kilojoule per mol (kJ·mol−1). Ügyeljünk a mólokra és a reakcióegyenlet sztöchiometriájára a ΔH, ΔS és ΔG értékek számításakor.
- Állapotfüggvények: Az entalpia és az entrópia állapotfüggvények: a kezdő- és végállapot határozza meg a változást, nem a reakció útja.
- Hőkapacitás és hőátadás: A konkrét hőhatások számításához használjuk a hőkapacitást (C vagy c), illetve integráljuk a Cp(T) görbét hőmérsékletfüggő esetben.
- Alkalmazások: A termokémia nélkülözhetetlen az égési folyamatok, energetikai számítások, anyagtervezés, anyagok stabilitásának előrejelzése és ipari reakciók energiaigényének megtervezése során.
Összefoglalva: a termokémia a kémiai és fizikai átalakulások során fellépő hő‑ és energiaváltozásokat vizsgálja, és olyan mennyiségeket használ (pl. entalpia, entrópia, szabad energia, hőkapacitás), amelyek segítségével megítélhető egy folyamat hőhatása és spontán volta. A gyakorlati mérések (kalorimetria) és elméleti összefüggések (pl. Hess törvénye, ΔG = ΔH − TΔS) együtt teszik lehetővé pontos előrejelzések és energetikai számítások készítését.
A világ első jégkalorimétere, amelyet 1782-83 telén Antoine Lavoisier és Pierre-Simon Laplace használt. A különböző kémiai változások során keletkező hőmennyiség meghatározására használták. Ezek a számítások Joseph Black korábbi, a látens hőre vonatkozó felfedezésén alapultak. Ezek a kísérletek indították el a termokémiát.
Történelem
A termokémia két ötlettel indult:
- Lavoisier és Laplace törvénye (1780): Az energiaváltozás bármely átalakulás esetén egyenlő és ellentétes a fordított folyamat energiaváltozásával.
- Hess törvénye (1840): Hess: Az energiaváltozás bármely átalakulásnál ugyanaz, akár egy, akár több lépésben megy végbe.
Ezek a felfedezések még a termodinamika első törvénye (1845) előtt történtek. Segítettek a tudósoknak megérteni ezt a törvényt.
Edward Diaz és Hess a fajhőt és a látens hőt vizsgálta. Joseph Black kidolgozta a látensenergia-változás fogalmát.
Gustav Kirchhoff 1858-ban kimutatta, hogy a reakcióhő változását a termékek és a reaktánsok közötti hőkapacitáskülönbség adja: ∂ Δ H ∂ T = Δ C p {\displaystyle {\partial \Delta H} \over \partial T}=\Delta C_{p}} 
. Ennek az egyenletnek az integrálása lehetővé teszi a reakcióhő kiértékelését egy hőmérsékleten egy másik hőmérsékleten végzett mérésekből.
Kalorimetria
A hőváltozás mérését kalorimetriának nevezzük. A kémiai reakciók vagy fizikai változások hőjét méri. A kaloriméter, a kalorimetriához használt eszköz általában egy zárt kamra.
A kalorimetria a következő lépésekből áll: A kémikusok a kamrában végzik el a változást. A kamra hőmérsékletét hőmérővel vagy hőelemmel mérik. A hőmérsékletet az idő függvényében ábrázolják, hogy grafikont kapjanak. A kémikusok a grafikon alapján kiszámítják az alapvető mennyiségeket.
A modern kaloriméterek kis számítógépekkel rendelkeznek, amelyek mérik a hőmérsékletet, és gyorsan megadják a kiszámított adatokat. Ilyen például a differenciál pásztázó kaloriméter (DSC).
Rendszerek
A termokémiában számos termodinamikai definíció nagyon hasznos. A "rendszer" a világegyetemnek az a konkrét része, amelyet vizsgálunk. Minden, ami a rendszeren kívül van, a környezetnek vagy a környezetnek tekinthető. Egy rendszer lehet:
- izolált rendszer - amikor nem tud energiát vagy anyagot cserélni a környezettel, mint például egy szigetelt bomba-kaloriméter esetében;
- zárt rendszer - amikor energiát tud cserélni a környezettel, de anyagot nem, mint például egy gőzsugárzó esetében;
- nyitott rendszer - amikor anyagot és energiát is tud cserélni a környezetével, például egy fazék forró vízzel.
Folyamatok
Egy rendszer akkor megy keresztül egy "folyamaton", amikor egy vagy több tulajdonsága (jellemzője) megváltozik. A folyamat az állapotváltozáshoz kapcsolódik (összekapcsolódik). Izoterm (azonos hőmérsékletű) folyamat akkor következik be, ha a rendszer hőmérséklete változatlan marad. Izobár (azonos nyomás) folyamat akkor következik be, ha a rendszer nyomása azonos marad. Adiabatikus (nincs hőcsere) folyamat akkor következik be, amikor nem mozog hő.
Kapcsolódó oldalak
- Fontos publikációk a termokémiában
- Izodermikus reakció
- A maximális munka elve
- Reakció-kaloriméter
- Thomsen-Berthelot-elv
- Julius Thomsen
- Termodinamikai adatbázisok tiszta anyagokhoz
- Kalorimetria
- Termikus fizika
Kérdések és válaszok
K: Mi az a termokémia?
V: A termokémia a kémiai reakciókhoz és fizikai átalakulásokhoz kapcsolódó energia és hő tanulmányozása.
K: Milyen példák vannak a fizikai átalakulásokra?
V: A fizikai átalakulások közé tartozik például az olvadás (amikor egy szilárd anyagból folyadék lesz) és a forrás (amikor egy folyadékból folyadék lesz).
K: Hogyan segít a termokémia a reaktáns- és termékmennyiségek előrejelzésében?
V: A termokémikusok adatokat használnak, beleértve az entrópia meghatározását is, hogy megjósolják a reaktáns- és termékmennyiségeket egy adott reakció során bármikor.
K: Az endoterm reakciók kedvezőek vagy kedvezőtlenek?
V: Az endoterm reakciók kedvezőtlenek.
K: Az exoterm reakciók kedvezőek vagy kedvezőtlenek?
V: Az exoterm reakciók kedvezőek.
K: Milyen fogalmakat kapcsol össze a termokémia?
V: A termokémia egyesíti a termodinamika fogalmait a kémiai kötések formájában megjelenő energia fogalmával.
K: Milyen típusú számításokat végeznek a termokémikusok?
V: A termokémikusok olyan számításokat végeznek, mint a hőkapacitás, az égéshő, a képződéshő, az entalpia, az entrópia, a szabad energia és a kalória.
Keres