Allmän kemi. Läromålen. Viktigt i kap 17. Kap 17 Termodynamik. Studenten skall efter att ha genomfört delkurs 1 kunna:

Transkript

1 Allmän kemi Kap 17 Termodynamik Läromålen Studenten skall efter att ha genomfört delkurs 1 kunna: n - använda de termodynamiska begreppen entalpi, entropi och Gibbs fria energi samt redogöra för energiomvandlingar vid kemiska reaktioner och hur de är kopplade till jämviktsläget samt n - utföra enklare termodynamiska beräkningar. Viktigt i kap 17 n Veta vad H, S och G står för n Veta att ΔG < 0 spontan reaktion och tvärtom n Termodynamikens huvudsatser n Kunna beräkna ΔG, ΔH och ΔS n Kunna beräkna ΔG ur ΔH, T och ΔS n Kunna använda ΔG = -RT lnk n Ger besked om i vilken riktning en reaktion sker, åt vilket håll en jämvikt är förskjuten 1

2 Entalpi, H n Entalpi (H) = värmeinnehåll n ΔH = H (produkt) H (reaktant) n I en exoterm reaktion avges värme (exo = gå ut) n I en exoterm reaktion har produkterna lägre värmeinnehåll än reaktanterna n Då blir ΔH < 0, det blir energi över, och den avges som värme n I en endoterm reaktion krävs energi (värme) n I en endoterm reaktion är ΔH > 0 Exoterm reaktion n Metan och syrgas har tillsammans högre potentiell energi än produkterna koldioxid och vatten n När reaktionen sker, avges överskottsenergin som värme n Reaktionen är exoterm, ΔH < 0 Termodynamikens första HS n Termodynamikens första huvudsats: n Energi kan varken nyskapas eller förstöras: n Energin i universum är konstant 2

3 17.2 Spontana processer n En spontan reaktion sker av sig själv n En spontan reaktion kan vara både snabb och mycket långsam (diamant grafit) n Ex på spontana processer: n n n n n En boll rullar nerför en backe, inte uppför En gas fyller hela behållaren, gasmolekylerna tränger inte ihop sig i ena hörnet Värme flödar från ett varmt föremål till ett kallt, inte tvärtom Salt löser upp sig i vatten Ved brinner upp och det bildas koldioxid, vatten och värme, men om man värmer på koldioxid och vatten, bildas inte ved Spontana processer - Vad avgör om en reaktion är spontan eller ej? - Vilken är drivkraften för en spontan reaktion? 17.3 Entropi, S n Entropi grad av oordning, hur osorterat systemet är n Drivkraften för en spontan reaktion är att entropin ökar, antingen i systemet eller utanför (i omgivningen) n När en reaktion avger värme (exoterm reaktion), blir omgivningen varmare och entropin ökar n Se Ex

4 Entropi och mikrotillstånd n Jämnare fördelning medför fler möjliga mikrotillstånd n Större sannolikhet för jämnare fördelning n Entropin är störst vid jämn fördelning n (S = k lnw, där W är antal mikrotillstånd) Entropiändring, ΔS n Entropin är högst i gasfas och lägst i fast fas n När ett ämne övergår från vätskefas till gasfas, ökar entropin för ämnet (i systemet) n Entropin ökar när ett ämne blandas med ett annat ämne. n Entropin ökar med temp Entropiändring, ΔS I en reaktion i gasfas, minskar entropin då antalet molekyler i gasfas minskar n Då blir ΔS < 0 n 4

5 Entropivärden n Ämnen i gasfas har högre entropi än ämnen i vätskefas eller fast fas n Diamant är mer välordnad kristall än grafit n Mer komplexa molekyler (etan) har högre entropi än enklare molekyler (metan) 17.4 Entropi (S) och termodynamikens andra huvudsats n Termodynamikens första huvudsats: energin i universum är konstant n Termodynamikens andra huvudsats: i en spontan reaktion ökar alltid entropin (i universum) n Antingen ökar entropin i själva reaktionen, t ex genom att vätska blir gas, att ett salt blandas i vatten, eller är reaktionen exoterm (ΔH < 0) så att värme avges till omgivningen och entropin ökar där. Beräkning av ΔS 0 ΔS rxn = ΣnS 0 ( prod) ΣmS 0 (reakt) n och m är koefficienterna i den balanserade reaktionsformeln Se Ex 17.2 och

6 Beräkning av ΔS Beräkna ΔS för följande reaktion: 2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g) Na(s) H2O(l) NaOH(aq) H2(g) S (J/K mol) ΔS = ( ) = -11 J/(K mol) Exoterm och endoterm När värme avges till omgivningen (exoterm reaktion), ökar entropin i omgivningen. När värme tas upp från omgivningen (endoterm reaktion), minskar entropin i omgivningen. Tredje huvudsatsen n Lägst möjliga oordning har en perfekt kristall vid 0 K. Då är S = 0. n Detta är termodynamikens tredje huvudsats: Entropin för en perfekt kristall vid 0 K är noll. 6

7 Entropi n Eftersom man har bestämt ett referensvärde för entropin, kan man beräkna entropin även vid andra temperaturer. (För entalpi H och Gibbs fria energi, G, kan man bara beräkna förändringar, Δ) n Entropin för ämnen vid temperaturen 25 C finns i Appendix 3 i boken. Entropin ökar med temperaturen 17.5 Gibbs fria energi, G n En spontan rektion innebär antingen att entropin ökar i systemet eller att den ökar utanför systemet (dvs en exoterm reaktion) n I G sammanfattas dessa: ΔG = ΔH - T ΔS n (T = temperaturen i Kelvin) n Om ΔG < 0, är reaktionen spontan, om ΔG > 0 är reaktionen inte spontan n Genom att veta tecknet på ΔG kan man alltså veta om en reaktion kommer att ske eller ej n (ΔG = 0 betyder att systemet redan är i jämvikt) 7

8 Gibbs fria energi, ΔG n ΔG = ΔH - T ΔS, ΔG < 0 spontan reaktion n Om ΔH är negativ (exoterm reaktion) bidrar det till att göra ΔG negativ, dvs spontan reaktion n Om ΔS är positiv (oordningen ökar) bidrar det till att göra ΔG negativ, dvs spontan reaktion n Om ΔH är positiv och ΔS är positiv, bidrar ΔH till en icke spontan reaktion och ΔS till en spontan reaktion vilket blir det? n Temperaturen, storleken på T, avgör n Se Ex 17.4 När är en reaktion spontan? Appendix 3 n ΔGf och ΔHf är energiändringen då ett ämne bildas ur sina grundämnen. n Därför har grundämnen värdet noll. n Gaser har högre värde på S än vätskor 8

9 Beräkning av ΔG för reaktioner n Om ΔG för en reaktion är negativ, innebär det att reaktionen är spontan och kommer att ske. n Ju mer negativ ΔG är, desto mer är jämvikten förskjuten åt höger. n Ett stort negativt värde på ΔG innebär ett stort värde på jämviktskonstanten, K. n ΔG kan beräknas på flera olika sätt Beräkning av ΔG för reaktioner n Tre olika sätt att beräkna ΔG n ΔG = ΔH - T ΔS n ΔG reaktion = Σn p ΔG f produkter Σn r ΔG f reaktanter n ΔG f fås från App 3 (gäller vid 25 C) n (Om en reaktion kan skrivas som summan av två andra reaktioner, blir ΔG för reaktionen = summan av ΔG för de båda reaktionerna) Beräkning av ΔG ur ΔG f n ΔG f är energiändringen då ett ämne bildas ur sina grundämnen. n Ämnen med positivt ΔG f har högre energi än utgångsprodukterna, och är ofta instabila n Ju mer negativa värden på ΔG f desto stabilare ämnen ( tex H 2 O, CO 2 ) 9

10 17.6 ΔG och kemisk jämvikt n Jämviktsläget är där systemet har lägst sammanlagt energi ΔG och jämvikt n Koncentrationerna av ämne A och B vid jämvikt ställs in så att systemet har så låg energi som möjligt Förhållandet mellan reaktanter och produkter ställer in sig så att systemet (blandningen) får så låg energi (G) som möjligt ΔG och jämvikt ΔG = RT lnk Matematiskt: Om ΔG är negativt, blir lnk positivt och K större än 1. Ju mer negativt ΔG är, desto större blir K Ju mer positivt ΔG är, desto mindre blir K 10

11 ΔG och jämvikt n Om ΔG är negativt, är K > 1 och reaktionen är förskjuten åt höger, det bildas mycket produkt n Om ΔG är positivt, är K < 1 och reaktionen är förskjuten åt vänster, det bildas bara lite produkt Att fundera på En stabil molekyl bildas spontant ur två atomer. Vilka tecken får ΔG, ΔS och ΔH? ΔH ΔS ΔG 17.7 Termodynamik i levande system n Många biokemiska processer har ett positivt värde på ΔG och är inte spontana. n Dessa processer kopplas då till en reaktion som har ett negativt värde på ΔG. n Maten vi äter, t ex glukos, bryts ner till koldioxid och vatten. Spontan reaktion: n C 6 H 12 O O 2 6CO 2 + 6H 2 O ΔG = kj/mol n Samtidigt syntetiseras den energirika molekylen ATP från ADP och fosfat: n ADP + H 3 PO 4 ATP + H 2 O ΔG = + 31 kj/mol 11

12 ATP och ADP Kopplade reaktioner Alltså: Viktigt i kap 17 n Veta vad H, S och G står för n Veta att ΔG < 0 spontan reaktion och tvärtom n Termodynamikens huvudsatser n Kunna beräkna ΔG, ΔH och ΔS n Kunna beräkna ΔG ur ΔH, T och ΔS n Kunna använda ΔG = -RT lnk 12