Vnútorná energia systému
Systém videný zvonka
Hmotný systém (napr. Pohybujúca sa lanovka) môže mať kinetickú energiu (napr. Kvôli svojej rýchlosti) a potenciálnu energiu (napr. Kvôli svojej výške alebo napätiu kábla alebo nabitiu batérie). V chémii nás však zaujímajú systémy, ktoré sa skladajú z mnohých látok vo vnútri nádoby, v ktorej reagujú. Globálne faktory, ako je rýchlosť, ktorou sa kontajner pohybuje, alebo výška, v ktorej sa nachádza, nemajú žiadny záujem na charakterizácii týchto chemických systémov.
Systém zvnútra
Systém sa skladá z 2 mólov $ H_2 $ a 1 molu $ O_2 $ za štandardných podmienok. V tomto stave možno vo vonkajšom prostredí urobiť oveľa viac práce, ako v stave, v akom sa z neho zmenili dva móly vody. (Dôkaz: vodíkový motor!). Musia preto existovať faktory, ktoré určujú vnútornú energiu systému.
Vnútorná energia $ U $
Vnútorná energia $ U $ chemického systému v určitom časovom okamihu je určená - kinetickou energiou všetkých chemických druhov, molekúl, atómov alebo iónov, ktoré tvoria tento systém - potenciálnou energiou obsiahnutou v chemických väzbách. Predstavte si tieto spojenia ako pružiny, v niektorých prípadoch viac „napnuté“ ako v iných, to znamená viac energetické!
Pohyb molekúl vody
Je príliš ťažké vyhodnotiť vnútornú energiu U, ak individuálne zvážime pohyby a interakcie veľkého počtu druhov, ktoré tvoria chemické systémy! V zásade však musí byť možné vypočítať vnútornú energiu U zo stavových parametrov $ P, V, T $ a $ n_i $. (Hovorí sa, že U je funkcia štátu). Pretože sa tento výpočet tiež ukázal ako príliš komplikovaný v mnohých konkrétnych prípadoch, skôr sa skúma, ako sa U zmení, keď sa systém zmení z jedného stavu do druhého. Na každú každú chemickú reakciu sa dá skutočne pozerať ako na prechod zo systému z počiatočného stavu (činidlá) do konečného stavu (výrobky).
Prvý princíp termodynamiky
Fyzika nás učí, že teplo a práca sú dve „rovnocenné“ formy energie, to znamená, že sa dajú vzájomne premieňať. Preto sú vyjadrené v rovnakej jednotke: $ 1 \; Joule $ ($ J $) = $ 1 \; Newton \ cdot Meter $ ($ Nm $)
Energia sa musí uchovávať globálne
Zmeny vnútornej energie systému
Aplikujme tento základný zákon na chemické systémy: Keď systém získava energiu (t.j. keď sa zvyšuje jej vnútorná energia), musí táto energia pochádzať z vonkajšieho prostredia vo forme tepla alebo práce. Zadaním $ Q $ a $ W $ za teplo a prácu, ktoré systém prijal, máme:
Pamätajte, že $ \ Delta U $ znamená $ U_ $ $ - $ $ $ U_, takže ide o interný energetický zisk. (Ak $ \ Delta U \ lt 0 $, tj. Nerovnosť znamená, že vnútorná energia klesá, musí sa táto stratená energia nachádzať vo vonkajšom prostredí vo forme tepla a/alebo práce).
Pretože teplo a práca vymenená s prostredím prostredníctvom chemického systému sa dajú ľahko merať, môžeme experimentálne určiť zmenu vnútornej energie počas chemickej premeny!
Práca, ktorá je vymieňaná systémom
Práca, ktorá sa vymieňa medzi chemickým systémom a vonkajším prostredím, vo väčšine prípadov pochádza iba z kolísania objemu. V prípade spaľovacieho motora automobilu zaisťuje výbuch plynu (= systém) prácu na pieste a posúva vozidlo vpred (= vonkajšie prostredie).
Práce prijaté systémom: $ W $ $ = $ $ -P \ cdot \ Delta V $
Teplo vymieňané systémom
Merania množstva tepla vymieňaného s vonkajším prostredím sa vykonávajú v kalorimetri:
S: Systém, ktorý je tvorený reagujúcimi chemickými látkami a ich produktmi E: Voda je súčasťou vonkajšieho prostredia, prijíma množstvo tepla (v jouloch) rovnajúce sa 4184 $ \ cdot m \ cdot (\ theta_f $ $ - $ $ \ theta_i) $, kde 4 184 $ \ frac $ je špecifická tepelná kapacita vody (= počet joulov potrebných na zvýšenie teploty jedného kilogramu vody o $ 1 \; K $) $ m $ je hmotnosť vody (v kilogramoch), $ \ theta_i $ je teplota na začiatku reakcie a $ \ theta_f $ je teplota na konci reakcie (pozri fyziku) C: Kalorimeter je súčasťou vonkajšieho prostredia, prijíma množstvo tepla (v jouloch) rovnajúce sa $ C \ cdot (\ theta_f $ $ - $ $ \ theta_i) $, kde $ C $ je jeho tepelná kapacita (v jouloch na $ ^ oC $).
Teplo prijaté systémom: $ Q $ $ = $ $ -4184 \ cdot m \ cdot (\ theta_f $ $ - $ $ \ theta_i) $ $ - $ C $ \ cdot (\ theta_f $ $ - $ $ \ theta_i) $ kde: $ Q $ (v jouloch) je množstvo tepla prijatého do systému, $ m $ (v kilogramoch) je hmotnosť vody, $ C $ (v jouloch na stupeň) je tepelná kapacita kalorimetra. $ \ theta_i, \ theta_f $ sú konečné počiatočné a konečné teploty,
0,625 USD \; g $ Formaldehyd ($ H_2CO $) sa spaľuje v otvorenom kalorimetri, napríklad: $ H_2CO $ $ + $ $ O_2 $ $ \ longrightarrow $ $ CO_2 $ $ + $ $ H_2O $ Teplota vodného kúpeľa (150 g \; H_20 $) sa zvyšuje z 24,0 ^ oC $ na 39,2 $ \; ^ oC $. Tepelná kapacita kalorimetra je $ 150 \ frac $: $ Q $ $ $ $ = -4184 \ cdot 0,150 \ cdot 15,2 $ $ - $ 150 $ \ cdot 15,2 $ $ \ cca $ $ -11820 J $
Kalórie a jouly
Kalória je stará jednotka množstva tepla.
Jedna kalória ($ 1 \; kal $) je množstvo tepla potrebné na zvýšenie teploty o 1 gram vody o jeden stupeň
Ak dáme do rovnice (2) a necháme druhý člen bokom, zistíme: $ 1 cal $ $ = $ $ 4184 \ cdot 0,001 \ cdot 1 $ $ = $ $ 4,184 J $
$ 1 \; cal $ $ = $ 4 184 \; J $ 1 $; Joule $ $ = $ 0,239 \; cal $
Chemici (stále) často uprednostňujú kalórie pre jednotku tepla a gram pre jednotku hmotnosti. Rovnica (3) sa v tomto prípade stáva:
Teplo prijaté zo systému: $ Q $ $ = $ $ - 1 \ cdot m \ cdot (\ theta_f $ $ - $ $ \ theta_i) $ $ - $ $ C \ cdot (\ theta_f $ $ - $ $ \ theta_i) $ kde: $ 1 \ frac $ je špecifická tepelná kapacita vody, $ Q $ je vyjadrené v $ cal $, $ m $ v $ g $ $ C $ v $ \ frac $
Určenie zmeny vnútornej energie
Ak spôsobíme zrušenie objednávky $ W $ prijatej systémom v rovnici (2), bude to nasledovať: $ \ Delta U $ $ = $ $ Q $, interná variácia energie bude jednoducho teplo, ktoré toto Systém získaný kalorimetriou! Okrem toho, aby sa zabránilo zmenám objemu, ktoré sú výlučne zodpovedné za vymenenú prácu v chemickom systéme, nazýva sa to práca s konštantným objemom v hermeticky uzavretom kalorimetri ("= kalorimetrová bomba").
V uzavretom kalorimetri (s konštantným objemom): Zmena vnútornej energie systému: $ \ Delta U $ $ = $ $ Q $ = teplo prijaté systémom