Termochemia

Termochemia

1. Pojęcia podstawowe

Energia wewnętrzna (U) — całkowita energia układu (kinetyczna + potencjalna cząsteczek).

Entalpia (H) — wielkość termodynamiczna opisująca ciepło wydzielone/pochłonięte w reakcji pod stałym ciśnieniem: ΔH = Qp

Entalpia reakcji (ΔH) — zmiana entalpii: ΔH = H_produktów − H_substratów

2. Reakcje egzotermiczne i endotermiczne

| Cecha | Egzotermiczna | Endotermiczna |
|-------|-------------|--------------|
| ΔH | < 0 (ujemne) | > 0 (dodatnie) |
| Energia | wydzielana do otoczenia | pochłaniana z otoczenia |
| Temperatura otoczenia | rośnie | maleje |
| Przykłady | spalanie, zobojętnianie | fotosynteza, rozkład CaCO₃ |

3. Standardowa entalpia tworzenia (ΔHf°)

Entalpia tworzenia 1 mola związku z pierwiastków w ich standardowych stanach (25°C, 1 atm).

ΔHf° pierwiastków w stanie standardowym = 0 (np. O₂(g), Fe(s), C(s, grafit))

| Związek | ΔHf° [kJ/mol] |
|---------|---------------|
| H₂O(l) | −285,8 |
| CO₂(g) | −393,5 |
| NH₃(g) | −46,1 |
| CH₄(g) | −74,8 |
| NaCl(s) | −411,2 |
| C₂H₅OH(l) | −277,7 |

4. Prawo Hessa

Entalpia reakcji zależy tylko od stanu początkowego i końcowego, nie od drogi (pośrednich etapów).

ΔH_reakcji = Σ ΔHf°(produkty) − Σ ΔHf°(substraty)

Przykład: Oblicz ΔH spalania metanu: CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)

ΔH = [ΔHf°(CO₂) + 2·ΔHf°(H₂O)] − [ΔHf°(CH₄) + 2·ΔHf°(O₂)]
ΔH = [−393,5 + 2·(−285,8)] − [−74,8 + 0]
ΔH = −965,1 − (−74,8)
ΔH = −890,3 kJ/mol

5. Energia wiązań

Alternatywna metoda obliczania ΔH:

ΔH = Σ E(wiązań zerwanych) − Σ E(wiązań utworzonych)

| Wiązanie | E [kJ/mol] |
|----------|-----------|
| H—H | 436 |
| O=O | 498 |
| C—H | 413 |
| C—C | 348 |
| C=C | 614 |
| C≡C | 839 |
| O—H | 463 |
| C=O (w CO₂) | 799 |
| N≡N | 945 |

6. Diagramy energetyczne

Reakcja egzotermiczna:
Substraty (wyżej) → stan przejściowy (szczyt) → produkty (niżej)
ΔH < 0, energia uwalnia się

Reakcja endotermiczna:
Substraty (niżej) → stan przejściowy (szczyt) → produkty (wyżej)
ΔH > 0, energia jest pochłaniana

Wysokość bariery od substratów do szczytu = energia aktywacji (Eₐ)

7. Ciepło rozpuszczania i zobojętniania

• Ciepło rozpuszczania może być egzo- (NaOH, H₂SO₄) lub endotermiczne (NH₄NO₃, KNO₃).
• Ciepło zobojętniania mocnego kwasu mocną zasadą: ΔH ≈ −57,3 kJ/mol (zawsze to samo, bo H⁺ + OH⁻ → H₂O).

8. Kalorimetria

Q = m · c · ΔT

gdzie:

• Q — ciepło [J]
• m — masa [g]
• c — ciepło właściwe [J/(g·K)] (dla wody: 4,18 J/(g·K))
• ΔT — zmiana temperatury [K lub °C]

9. Najczęstsze błędy

• Mylenie znaku ΔH (ujemny = egzotermiczna, dodatni = endotermiczna).
• Zapominanie o stanach skupienia (H₂O(l) vs H₂O(g) — różne ΔHf°!).
• Pomijanie współczynników stechiometrycznych przy obliczeniach z prawem Hessa.
• Mylenie energii aktywacji z ΔH reakcji (to różne wielkości!).