Χημεία (Γ Γενικού Λυκείου - Ομάδα Προσ/σμού Θετικών Σπουδών και Σπουδών Υγείας): Ηλεκτρονικό Βιβλίο

(2.2)Θερμιδομετρία- Νόμοι Θερμοχημείας

Θερμιδομετρία

Η μέτρηση της θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται σε μια χημική αντίδραση, πραγματοποιείται σε ειδικές συσκευές που ονομάζονται θερμιδόμετρα. Να θυμίσουμε ότι η μεταβολή της ενθαλπίας, ΔH, ισούται με το απορροφούμενο ή εκλυόμενο ποσό θερμότητας q, εφόσον η αντίδραση πραγματοποιείται υπό σταθερή πίεση.
Το θερμιδόμετρο το σχήμα 2.7, ονομάζεται θερμιδόμετρο βόμβας και χαρακτηρίζεται για την ακρίβεια των μετρήσεων του.
Αν στο θερμιδόμετρο πραγματοποιηθεί μία αντίδραση (ή γενικότερα μια φυσικοχημική μεταβολή π.χ. διάλυση), τότε η θερμότητα της αντίδρασης, q, που ελευθερώνεται ή απορροφάται προκαλεί αύξηση ή μείωση, αντίστοιχα, της θερμοκρασίας της ουσίας που περιέχεται στο θερμιδόμετρο (συνήθως νερό). Οπότε έχουμε,

Εξίσωση θερμιδομετρίας q = m c ΔΤ

m c : η θερμοχωρητικότητα της ουσίας (π.χ. νερό), εκφρασμένη συνήθως σε J grad^-1 ή cal grad^-1
c : η ειδική θερμοχωρητικότητα της ουσίας (π.χ. νερό) εκφρασμένη συνήθως σε J g^-1 grad^-1 ή cal g^-1grad^-1.
ΔΤ : η μεταβολή της θερμοκρασίας σε ^oC ή Κ.

ΣΧΗΜΑ 2.7 Θερμιδόμετρο βόμβας.

• Ειδική θερμοχωρητικότητα μιας ουσίας είναι η θερμότητα που απαιτείται για να αυξηθεί η θερμοκρασία 1 g της ουσίας κατά 1 ^oC.

Eιδικές θερμοχωρητικότητες ορισμένων ουσιών

	J g^-1grad^-1
αέρας	1,01
βενζόλιο	1,05
χαλκός	0,38
αιθανόλη	2,24
γυαλί (Pyrex)	0,78
Ανοξ. χάλυβας	0,51
H2O(g)	2,01
H2O(s)	2,03
H2O(l)	4,18

• Αν το θερμιδόμετρο έχει θερμοχωρητικότητα, τότε η εξίσωση της θερμιδομετρίας γίνεται
q = (m c + C) ΔΤ
όπου,
C : η θερμοχωρητικότητα του οργάνου

Παράδειγμα 2.3

1,28 g ναφθαλινίου (C₁₀H₈) καίγονται σε θερμιδόμετρο βόμβας, οπότε η θερμοκρασία του νερού αυξάνει από 20 °C σε 25 °C. Η μάζα του νερού στο θερμιδόμετρο είναι 2000 g και η θερμοχωρητικότητα του θερμιδόμετρου 1,8 kJ/ °C. Να υπολογιστεί η ενθαλπία καύσης του ναφθαλινίου. Δίνεται ότι η ειδική θερμοχωρητικότητα του νερού είναι ίση με 4,18 J/ g °C.

ΛΥΣΗ
Υπολογίζουμε αρχικά τη θερμότητα που απορρόφησε η ποσότητα του νερού και το θερμιδόμετρο βόμβας:

q_H₂O = m c_H₂OΔΤ = 2000 g 4,18 Εικόνα

5°C = 41800J
q_βόμβας = 1800 Εικόνα

5°C = 9000 J

Η θερμότητα αυτή (41.800+9.000) J = 50 800 J = 50,8 kJ ελευθερώθηκε από την καύση 1,28 g ναφθαλινίου. Επομένως 1,28g ναφθαλινίου ελευθερώνουν 50,8 kJ. To 1 mol ναφθαλινίου που είναι 128 g (Μ_{r
ναφθαλίνης} = 128) θα ελευθερώσει 5080 kJ. Δηλαδή η θερμότητα καύσης του ναφθαλινίου είναι 5080 kJ mol^-1. Οπότε,
C₁₀H₈ + 12 O₂ → 10 CO₂ + 4 H₂O, ΔΗ = -5080 kJ.

Εφαρμογή

1,6g CH₃OH καίγονται σε θερμιδόμετρο βόμβας. Η θερμοκρασία του νερού στο θερμιδόμετρο που είναι 2000 g αυξάνει κατά 3,5°C. Η θερμοχωρητικότητα του θερμιδόμετρου είναι 2 kJ/°C. Ποια είναι η ενθαλπία καύσης της CH₃OH σε kJ/mol. Δίνεται για το νερό
c = 4,18 J/ g °C

( - 725,2 kJ mol^-1)

Νόμοι Θερμοχημείας

Νόμος (ή αρχή) Lavoisier-Laplace

Ο νόμος αυτός είναι συνέπεια του θεωρήματος διατήρησης της ενέργειας, σύμφωνα με τον οποίο

Το ποσό της θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται κατά τη σύνθεση 1 mol μιας χημικής ένωσης από τα συστατικά της στοιχεία είναι ίσο με το ποσό της θερμότητας, το οποίο απορροφάται ή εκλύεται κατά τη διάσπαση 1 mol της ίδιας χημικής ένωσης στα συστατικά της στοιχεία.

Με άλλα λόγια,

Αν κατά το σχηματισμό 1 mol μιας ουσίας παρατηρείται μεταβολή ενθαλπίας ΔΗ₁, κατά τη διάσπαση 1 mol της ίδιας ουσίας στα στοιχεία της παρατηρείται ΔΗ₂ = -ΔΗ₁.

Δηλαδή αν: C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔΗ^ο₁ = -393,5 kJ
τότε CO₂(g) → C(s) + O₂(g) ΔΗ^ο₂ = +393,5 kJ.
Από τα παραπάνω προκύπτει ότι αν μας είναι γνωστή η τιμή ΔΗ₁ μιας αντίδρασης, τότε μπορούμε να προβλέψουμε την τιμή ΔΗ₂ και της αντίστροφης αντίδρασης (ΔΗ₂ = -ΔΗ₁).

Νόμος του Hess

Ο Hess, προσδιορίζοντας πειραματικά τις θερμότητες διαφόρων αντιδράσεων, διατύπωσε το 1840 τον ομώνυμο νόμο, σύμφωνα με τον οποίο

Το ποσό της θερμότητας που εκλύεται ή απορροφάται σε μία χημική αντίδραση είναι το ίδιο, είτε η αντίδραση πραγματοποιείται σε ένα είτε σε περισσότερα στάδια.

Για παράδειγμα η αντίδραση:
C_{(γραφίτης)} + Ο₂(g) → CΟ₂(g) ΔH = -393,5 kJ
Μπορεί να πραγματοποιηθεί και σε δύο στάδια:
C_{(γραφίτης)} +1/2 Ο₂(g) → CΟ(g) ΔΗ₁ = -110,5 kJ
CΟ(g) + 1/2Ο₂(g) → CΟ₂(g) ΔΗ₂ = -283,0 kJ
Με την πρόσθεση των ενδιάμεσων αυτών αντιδράσεων προκύπτει η συνολική αντίδραση και το άθροισμα των ποσών θερμότητας των αντιδράσεων αυτών ισούται με το ποσό της θερμότητας που εκλύεται συνολικά.
Δηλαδή ισχύει, ΔΗ = ΔΗ₁ + ΔΗ₂
Ο νόμος του Hess, είναι άμεση συνέπεια του πρώτου θερμοδυναμικού νόμου και αποτελεί τη βάση πολλών θερμοχημικών υπολογισμών. Η μεγάλη του πρακτική σημασία έγκειται στο γεγονός ότι επιτρέπει την αλγεβρική πρόσθεση και αφαίρεση των θερμοχημικών εξισώσεων. Έτσι, μπορούν να υπολογιστούν έμμεσα, μέσω θερμοχημικών κύκλων, οι θερμότητες πολλών αντιδράσεων, των οποίων ο άμεσος προσδιορισμός είναι δύσκολος (π.χ. αργές, με μικρή απόδοση ή θερμοδυναμικά αδύνατες αντιδράσεις). Για παράδειγμα οι τιμές ενθαλπίας σχηματισμού πολλών ενώσεων μπορούν να υπολογιστούν έμμεσα, μέσω του νόμου του Hess και των αντίστοιχων τιμών ενθαλπίας καύσης (στοιχείων και ενώσεων), που προσδιορίζονται πειραματικά με θερμιδόμετρο.
Η γενίκευση του νόμου του Hess αποτελεί το αξίωμα της αρχικής και τελικής κατάστασης σύμφωνα με το οποίο,

Το ποσό της θερμότητας, που εκλύεται ή απορροφάται κατά τη μετάβαση ενός χημικού συστήματος από μια καθορισμένη αρχική σε μια επίσης καθορισμένη τελική κατάσταση, είναι ανεξάρτητο από τα ενδιάμεσα στάδια, με τα οποία μπορεί να πραγματοποιηθεί η μεταβολή.

Με τη γενίκευση αυτή είναι δυνατό να διευρύνουμε τους θερμοχημικούς υπολογισμούς, ώστε στις μεταβολές να μπορούν να συμπεριληφθούν πλην των χημικών αντιδράσεων και φυσικές μεταβολές π.χ. μεταβολές φυσικών καταστάσεων.

Germain Henri Hess (1802- 1850) Ρώσος χημικός ελβετικής καταγωγής, οι μελέτες του έθεσαν τα θεμέλια της θερμοχημείας. Ο ομώνυμος νόμος που διατύπωσε το 1840 αποτελεί στην ουσία εφαρμογή του νόμου διατηρήσεως της ενέργειας (α΄ θερμοδυναμικού νόμου), παρόλο που ο ίδιος δεν φαίνεται να το είχε αντιληφθεί

Διαγραμματική απεικόνιση του νόμου του Hess
ΔΗ = ΔΗ₁+ ΔΗ₂ +ΔΗ₃

Π.χ.
Η₂(g) + 1/2Ο₂(g) → H₂O(g) ΔΗ =-241,8 kJ
Η₂(g) + 1/2Ο₂(g) → H₂O(l) ΔΗ₁ = -285,8 kJ
H₂O(l) → H₂O(g) ΔΗ₂ = +44,0 kJ
και ΔΗ = ΔΗ₁ + ΔΗ₂

Παράδειγμα 2.4

Να βρεθεί η ενθαλπία σχηματισμού του CO(g) αν δίνονται:
C_{(γραφίτης)} + Ο₂(g) → CO₂(g) ΔΗ₁ = -393,5 kJ
CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g) ΔΗ₂ = -283 kJ

ΛΥΣΗ
1^ος τρόπος ( με θερμοχημικό κύκλο)
Όπως φαίνεται στο σχήμα δίνεται η ΔΗ₁ της (α) μεταβολής, η ΔΗ₂ της (β) μεταβολής και ζητείται η ΔΗ₃ = x kJ της (γ) μεταβολής.
Σύμφωνα με το νόμο του Hess έχουμε:
ΔΗ₁ = ΔΗ₂ + ΔΗ₃ ⇒ ΔΗ₃ = ΔΗ₁ – ΔΗ₂ = -110,5 kJ.

2^ος τρόπος
Ακολουθούμε την εξής πορεία:
α) Γράφουμε τις θερμοχημικές εξισώσεις των οποίων δίνεται ή ζητείται η μεταβολή ενθαλπίας.
β) Διαλέγουμε μια οποιαδήποτε από τις παραπάνω θερμοχημικές εξισώσεις και φροντίζουμε να τη «βγάλουμε» ως άθροισμα των υπολοίπων.
γ) Εφαρμόζουμε το νόμο του Hess, οπότε υπολογίζουμε τη ζητούμενη ΔΗ.

Στη συγκεκριμένη άσκηση έχουμε
α. C(s) + Ο₂(g) → CO₂(g) ΔΗ₁ = -393,5 kJ
β. CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g) ΔΗ₂ = -283 kJ
γ. C(s) + ½O₂(g) → CO(g) ΔΗ₃ = x kJ.

Παρατηρούμε ότι η (α) μπορεί να προκύψει ως άθροισμα των (γ) και (β), οπότε από το νόμο του Hess έχουμε:
ΔΗ₁ = ΔΗ₃ + ΔΗ₂
ή ΔΗ₃ = ΔΗ₁ – ΔΗ₂ = -110,5 kJ.

Εφαρμογή

Να βρεθεί η ενθαλπία σχηματισμού του CH₄. Δίνονται:
α. η θερμότητα σχηματισμού του CO₂(g) ΔΗ_f = -394 kJ/mol
β. η θερμότητα σχηματισμού του H₂O(g) ΔΗ_f = -236 kJ/mol
γ. η θερμότητα καύσης του CΗ₄(g) ΔΗ_c = -880 kJ/mol

(14 kJ/mol)

Γνωρίζεις ότι......

Αναστενάρια: ένα θαύμα που ερμηνεύει η χημεία

Τα αναστενάρια είναι ένα έθιμο λατρείας που γίνεται στο Λαγκαδά Θεσσαλονίκης και στην Αγία Ελένη Σερρών, από τις 20 έως τις 23 Μαΐου και συνδέεται με τη γιορτή του Άγιου Κωνσταντίνου και Ελένης. Κάθε χρόνο τα μέσα μαζικής επικοινωνίας στρέφουν την προσοχή τους στο πρωτόγνωρο αυτό τελετουργικό έθιμο, που το αποκορύφωμα του είναι ο εκστατικός χορός των αναστενάρηδων στα αναμμένα κάρβουνα. Πώς όμως μπορεί να εξηγηθεί αυτό;
Είναι κοινή διαπίστωση ότι δεν πρόκειται για τέχνασμα ή απάτη. Οι αναστενάρηδες πραγματικά ποδοπατούν για ώρα τα αναμμένα κάρβουνα, χωρίς τα πέλματα τους να παρουσιάζουν το παραμικρό έγκαυμα. Ούτε υπάρχει η εκδοχή της ομαδικής υποβολής των θεατών, αφού η τελετουργία έχει πολλές φορές κινηματογραφηθεί και φωτογραφηθεί. Πρόκειται λοιπόν για θαύμα; Η θερμοχημεία μπορεί να δώσει ορισμένες εξηγήσεις στο θέμα:
1. Τα ανθρώπινα κύτταρα έχουν μεγάλη περιεκτικότητα σε νερό και επειδή το νερό έχει μεγάλη ειδική θερμοχωρητικότητα (c) η θερμοχωρητικότητα των κυττάρων (C = mc) έχει μεγάλη τιμή. Αυτό με άλλα λόγια σημαίνει, ότι μεγάλο ποσό θερμότητας πρέπει να μεταφερθεί στο πέλμα του ποδιού για να αυξηθεί η θερμοκρασία τόσο,

ώστε να προκαλέσει καταστροφή στα κύτταρα. Όμως, λόγω των χορευτικών κινήσεων δεν έχουμε μεγάλο χρόνο επαφής μεταξύ του κάρβουνου και του ποδιού, ώστε να μεταφερθεί μεγάλο ποσό ενέργειας.2. Η επιφάνεια των πυρακτωμένων κάρβουνων είναι σχετική μικρή και έτσι παρόλο που η θερμοκρασία είναι πολύ μεγάλη το θερμικό περιεχόμενό τους είναι σχετικά μικρό. Είναι όπως μια σπίθα, που αν πέσει πάνω μας δεν προκαλεί έγκαυμα, λόγω της μικρής της μάζας, άσχετα αν έχει μεγάλη θερμοκρασία.
3. Ο ιδρώτας (λόγω του χορού) και γενικώς η υγρασία που υπάρχει στο πέλμα του ποδιού (η υγρασία είναι μεγάλη στο περιβάλλοντα χώρο - γι’ αυτό πιθανόν η πυροβασία γίνεται βράδυ) απορροφά μέρος της θερμικής ενέργειας για την εξάτμιση τους. Να σημειωθεί, ότι η θερμότητα εξάτμισης του νερού είναι μεγάλη.
Το φαινόμενο λοιπόν της πυροβασίας, που να σημειωθεί ότι δεν γίνεται κατ’αποκλειστικότητα στα αναστενάρια, αλλά και στην Ινδία, Κεϋλάνη Β. Αυστραλία κλπ, μπορεί να ερμηνευθεί με βάση τη θερμοχημεία. Θεωρητικά λοιπόν, με κατάλληλη προετοιμασία και υπό κατάλληλες συνθήκες, θα μπορούσε ο καθένας μας να γίνει αναστενάρης. Βέβαια μην είμαστε απόλυτοι, γιατί καμιά φορά και η επιστήμη κάνει λάθη.

Γνωρίζεις ότι...

Εκρηκτικά

Τον Απρίλιο του 1995 μια βομβιστική ενέργεια στο Ομοσπονδιακό Μέγαρο στην πόλη της Οκλαχόμα των ΗΠΑ, έρχεται να συγκλονίσει την κοινή γνώμη. Ο απολογισμός ήταν ο θάνατος 168 ατόμων και η ολοκληρωτική καταστροφή του πολυώροφου κτιρίου. Οι αρχές υπολόγισαν ότι η ποσότητα του εκρηκτικού που χρησιμοποιήθηκε ήταν δύο τόνοι, η οποία πυροδοτήθηκε από κλεμμένο φορτηγό αυτοκίνητο. Το φοβερό αυτό εκρηκτικό (ΑΝFO) είχε φτιαχτεί από νιτρικό αμμώνιο (ΑΝ), που είναι ένα συνηθισμένο λίπασμα, και ένα κοινό πετρέλαιο θέρμανσης (FO).
Πώς μπορεί αλήθεια ο συνδυασμός δύο τόσο απλών και καθημερινής χρήσεως ουσιών, όπως ενός λιπάσματος και ενός πετρελαίου θέρμανσης, κάτω από ορισμένες συνθήκες, να προκαλέσει τέτοια καταστροφή; Η τραγωδία στην πόλη της Οκλαχόμα έρχεται να μας θυμίσει για μια ακόμα φορά τη μεγάλη σημασία της χημείας για την ερμηνεία των ιδιοτήτων της ύλης.

Γενικά μια ουσία έχει εκρηκτικές ιδιότητες, όταν σε πολύ μικρό χρονικό διάστημα διασπάται, ελευθερώνοντας ακαριαία μεγάλα ποσά ενέργειας και μεγάλους όγκους αερίων. Τα θερμά αυτά αέρια διαστελλόμενα δημιουργούν ένα καταστροφικό ωστικό κύμα. Το ωστικό κύμα μπορεί να μεταδίδεται με ταχύτητες της τάξης των 32 000 χιλιόμετρα /ώρα, ενώ αναπτύσσονται πιέσεις που υπερβαίνουν τις 700 000 ατμόσφαιρες, προξενώντας τεράστιες φυσικές καταστροφές στον περιβάλλοντα χώρο.
Η διάσπαση του νιτρικού αμμωνίου προφανώς έχει αυτά τα χαρακτηριστικά. Στο ΑΝFO βέβαια η εκρηκτική δράση ενισχύεται ακόμα τρεις φορές, γιατί ακολουθεί η καύση των υδρογονανθράκων του πετρελαίου θέρμανσης (FO), που ελευθερώνει μεγάλους όγκους αερίων CO₂(g) , H₂O(g) και συνεισφέρει ενέργεια 40-50 kJ ανά γραμμάριο υδρογονάνθρακα. Το περίεργο είναι ότι αυτό καθ’ εαυτό το FO δεν είναι εκρηκτικό, γιατί καίγεται αργά, έχει όμως πολύ μεγάλο θερμικό περιεχόμενο και σε συνδυασμό με το ΑΝ δημιουργεί ένα τρομακτικής ισχύος εκρηκτικό.

Άλφρεντ Νόμπελ (1833-1896)
Σουηδός χημικός μηχανικός. Ανακάλυψε το δυναμίτη και άλλα ισχυρά εκρηκτικά και έκτισε βιομηχανία για την παραγωγή τους. Ένα ατύχημα στοίχισε τη ζωή του αδελφού του και τεσσάρων ακόμα ατόμων, καθώς και την καταστροφή του εργοστασίου του. Παρά την απαγόρευση του Σουηδικού κράτους, αυτός συνέχισε τα πειράματά του για την ανάπτυξη ασφαλούς μεθόδου παραγωγής του δυναμίτη. Διαπνεόταν από φιλειρηνικά αισθήματα και πίστευε ότι οι ανακαλύψεις του θα μπορούσαν να συντελέσουν στην ειρήνη του κόσμου. Διέθεσε το μεγαλύτερο μέρος της τεράστιας περιουσίας του, που κέρδισε κυρίως από τις εργασίες του αυτές, για να υλοποιηθεί αυτό που θεωρείται σήμερα ως η μεγαλύτερη τιμητική διάκριση στον κόσμο της επιστήμης: το βραβείο Νόμπελ.
Ο δυναμίτης έχει σαν βάση τη νιτρογλυκερίνη της οποίας η διάσπαση (έκρηξη) γίνεται με βάση την παρακάτω αντίδραση:

2CH₂CHCH₂(ONO₂)₃(s) → 6CO₂(g) + 3N₂(g) + 5H₂O(g) + 1/2O₂(g)

Ο δυναμίτης ακόμα και σήμερα παρασκευάζεται βιομηχανικά και χρησιμοποιείται για την ανατίναξη βράχων, είναι μίγμα από νιτρικό αμμώνιο και νιτρογλυκερίνης, εμποτισμένο σε γη διατόμων.

Ανακεφαλαίωση
1.	H θερμοχημεία μελετά τις θερμικές μεταβολές που συνοδεύουν τις χημικές αντιδράσεις. Οι αντιδράσεις που ελευθερώνουν θερμότητα ονομάζονται εξώθερμες και αυτές που απορροφούν θερμότητα ονομάζονται ενδόθερμες. Η μεταβολή της ενθαλπίας ΔΗ ισούται με τη θερμότητα που ελευθερώνεται ή απορροφάται σε μια αντίδραση, εφόσον η αντίδραση γίνεται υπό σταθερή πίεση. Σε μια εξώθερμη αντίδραση ΔΗ<0 και σε μια ενδόθερμη ΔΗ>0.
2.	Ενθαλπία αντίδρασης ορίζεται η μεταβολή ενθαλπίας ΔΗ μεταξύ των αντιδρώντων και προϊόντων, για δεδομένες συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας. Δηλαδή, ΔΗ = Η _{προϊόντων} - Η _{αντιδρώντων}. Η ενθαλπία αντίδρασης ονομάζεται πρότυπη και συμβολίζεται ΔΗ°, όταν αντιδρώντα και προϊόντα που βρίσκονται στην πρότυπη κατάσταση. Πρότυπη κατάσταση μιας ουσίας είναι η πιο σταθερή μορφή της σε θερμοκρασία 25 °C και πίεση 1 atm και για τα διαλύματα η συγκέντρωση c = 1 Μ. Με βάση τον ορισμό της ενθαλπίας αντίδρασης μπορούμε να ορίσουμε την ενθαλπία σχηματισμού, της καύσης, της διάλυσης και της εξουδετέρωσης.
3.	Ο βασικός νόμος της θερμιδομετρίας, με τον οποίο μετράμε τις θερμότητες που ελευθερώνεται ή απορροφάται σε μια χημική αντίδραση είναι q = m c ΔT , όπου c: η ειδική θερμοχωρητικότητα της ουσίας που θερμαίνεται ή ψύχεται (π.χ. νερό), m : η μάζα της ουσίας και ΔΤ : η μεταβολή της θερμοκρασίας. Η μέτρηση αυτών των θερμοτήτων γίνεται σε ειδικά όργανα που ονομάζονται θερμιδόμετρα.
4.	Οι βασικοί νόμοι της θερμοχημείας είναι: 1. Ο νόμος Lavoisier –Laplace σύμφωνα με τον οποίο, αν κατά το σχηματισμό 1 mol μιας ουσίας παρατηρείται μεταβολή ενθαλπίας ΔΗ₁, τότε κατά τη διάσπαση της ίδιας ουσίας στα στοιχεία της παρατηρείται ΔΗ₂ = -ΔΗ₁. 2. Ο νόμος του Hess σύμφωνα με τον οποίο, η μεταβολή ενθαλπίας μιας αντίδρασης είναι η ίδια, είτε η αντίδραση πραγματοποιείται σε ένα στάδιο, είτε σε περισσότερα στάδια.

Λέξεις Κλειδιά

Χημική θερμοδυναμική	Ενθαλπία καύσης
Θερμοχημεία	Ενθαλπία διάλυσης
Εξώθερμη - ενδόθερμη αντίδραση	Ενθαλπία εξουδετέρωσης
Μεταβολή ενθαλπίας	Ενθαλπία δεσμού
Ενθαλπία αντίδρασης	Θερμιδομετρία
Πρότυπη κατάσταση	Νόμος Lavoisier -Laplace
Ενθαλπία σχηματισμού	Νόμος Hess

Ερωτήσεις – Ασκήσεις - Προβλήματα
Ερωτήσεις Επανάληψης
1.	Tι είναι εξώθερμη και τι ενδόθερμη αντίδραση;
2.	Η μεταβολή ενθαλπίας ΔΗ εξώθερμης αντίδρασης είναι μεγαλύτερη ή μικρότερη από το μηδέν;
3.	Τι είναι πρότυπη κατάσταση;
4.	Πώς ορίζεται η πρότυπη ενθαλπία αντίδρασης;
5.	Τι ονομάζεται πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού και τι πρότυπη ενθαλπία καύσης;
6.	Πώς συσχετίζεται η ενθαλπία μιας αντίδρασης με τις ενθαλπίες δεσμών των αντιδρώντων και προϊόντων;
7.	Ποιος είναι ο βασικός νόμος της θερμιδομετρίας;
8.	Με τι μονάδες μετράμε συνήθως την ειδική θερμοχωρητικότητα (c) ουσίας;
9.	Ποιος είναι ο νόμος Lavoisier-Laplace;
10.	Πώς διατυπώνεται ο νόμος του Hess και ποια η σημασία του;

Ασκήσεις - Προβλήματα
α. Ενθαλπία αντίδρασης ΔΗ - Πρότυπη ενθαλπία αντίδρασης ΔΗ^o
11.	Να χαρακτηρίσετε με ένα Σ όσες από τις παρακάτω προτάσεις είναι σωστές και με ένα Λ όσες είναι λανθασμένες. α. Οι αντιδράσεις που ελευθερώνουν ενέργεια υπό τη μορφή θερμότητας ονομάζονται εξώθερμες. β. Στις εξώθερμες αντιδράσεις έχουμε ΔΗ > 0. γ. Η πρότυπη κατάσταση αναφέρεται σε P =1 atm και θ = 0 °C. δ. Η πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού μιας ουσίας είναι πάντοτε ίση με την πρότυπη ή ενθαλπία καύσης της ουσίας.
12.	Να συμπληρώσετε τα κενά στις επόμενες προτάσεις: α. Οι αντιδράσεις που ελευθερώνουν ενέργεια υπό μορφή …………….. ονομάζονται ………………. . Οι αντιδράσεις που ……………… ενέργεια υπό τη μορφή ………………….. ονομάζονται ενδόθερμες. β. Ενθαλπία αντίδρασης είναι η ………… ………… μεταξύ των αντιδρώντων και ……………….., για δεδομένες συνθήκες πίεσης και θερμοκρασίας. γ. Η θερμότητα μιας αντίδρασης προσδιορίζεται πειραματικά με …………

13.	Κατά την πλήρη καύση 8 g CH₄ ελευθερώνονται 445 kJ, όταν όλες οι ουσίες που συμμετέχουν στην αντίδραση βρίσκονται σε πρότυπη κατάσταση. Ποια είναι η σωστή θερμοχημική εξίσωση για την καύση του CH₄; (α) CH₄(g)+ 2O₂(g)→ CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔΗ^o = 890 kJ (β) CH₄(g)+ 2O₂(g)→ CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔΗ^o = -445 kJ (γ) CH₄(g)+ 2O₂(g)→ CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔΗ^o = -890 kJ (δ) CH₄(g)+ 2O₂(g)→ CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔΗ^o = 445 kJ
14.	Για ποια από τις επόμενες αντιδράσεις είναι ΔΗ°_{αντίδρασης} = ΔΗ°_f ; Η σταθερή μορφή στους (25 °C) του άνθρακα είναι ο γραφίτης και για δε του θείου το ρομβικό θείο. (α) H₂(g) + S(ρομβικό) → H₂S(g) (β) C(διαμάντι) + O₂(g) → CO₂(g) (γ) H₂(g) + CuO(s) → H₂O(l) + Cu(s) (δ) NH₃(g) + HCl(g) → NH₄Cl(g)
15.	Δίνεται η μεταβολή της ενθαλπίας της αντίδρασης σε θερμοκρασία θ ^oC. Πόση θερμότητα θα ελευθερωθεί αν καούν πλήρως 6,2 g φωσφόρου P₄ σε θερμοκρασία θ ^oC; P₄(s) + 5O₂(g) → 2P₂O₅(s) ΔH = -3010 kJ	150,5 kJ
16.	H πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού του HCl είναι –92,3 kJ/mol. Να γράψετε τη θερμοχημική εξίσωση σχηματισμού του HCl.
17.	Να εξηγήσετε την παρατηρούμενη διαφορά στις ενθαλπίες σχηματισμού των παρακάτω αντιδράσεων: 2H₂(g) +O₂(g) → 2H₂O(l) ΔΗ₁° = -512kJ 2H₂(g) +O₂(g) → 2H₂O(g) ΔΗ₂° = -464kJ
18.	Πόσα γραμμάρια άνθρακα πρέπει να καούν πλήρως για να πάρουμε τόση θερμότητα, όση χρειάζεται για να συντελεστεί η πλήρης διάσπαση 2 mol Αl₂O₃ σε Al και O₂; Δίνονται οι ενθαλπίες σχηματισμού: ΔH_{f CO2} = -394 kJ/mol και ΔH_{f Al2O3} = -1600 kJ/mol	97,46 g
19.	6 g μίγματος μεθανίου και αιθυλενίου καίγονται πλήρως και ελευθερώνονται 261,4 kJ. Ποια είναι η σύσταση του μίγματος των 6 g, αν η ενθαλπία πλήρους καύσης του CH₄ είναι ΔΗ₁ = -802 kJ/mol και του C₂H₄ είναι ΔΗ₂ = -1010 kJ/mol.	3,2 g – 2,8 g
20.	Η ενθαλπία πλήρους εξουδετέρωσης ισχυρού οξέος με ισχυρή βάση είναι ΔΗ_n = -57,1 kJ. Πόση θερμότητα ελευθερώνεται αν αναμιχθούν 3 L διαλύματος HCl 0,2 Μ με 2 L διαλύματος NaOH 0,25 M;	28,55 kJ

21.

Η διάλυση του NH₄NO₃ στο νερό είναι μια ενδόθερμη αντίδραση και η θερμότητα διάλυσής του είναι 25,06 kJ/mol. Αυτή η ιδιότητα χρησιμοποιείται για την κατασκευή «παγοκύστεων». Να βρεθεί η θερμότητα που απορροφάται όταν διαλυθούν 10 g νιτρικού αμμωνίου στο νερό. Τη διάλυση του NH₄NO₃ στο νερό τη συμβολίζουμε:

NH₄NO₃(s)→NH₄⁺(aq)+NO₃^-(aq)

3,13 kJ

22.

Δίνεται ότι η πρότυπη ενθαλπία καύσης του CH₄ είναι ΔΗ°c = -890 kJ/mol. Να αντιστοιχίσετε σε κάθε ποσότητα μεθανίου που βρίσκεται στην πρώτη στήλη, το ποσό της θερμότητας που ελευθερώνεται κατά την καύση αυτής που βρίσκεται στη δεύτερη στήλη.

I	II
2 mol	445 kJ
8 g	890 kJ
80 g	4450 kJ
16 g	1780 kJ

β. Θερμιδομετρία

23.

Για να θερμανθούν 2,5 L νερού από τους 20 °C στους 30 °C απαιτείται θερμότητα ίση με:
(α) 2,5 kcal (β) 10 kcal (γ) 25 kcal (δ) 75 kcal
Για το νερό: ρ = 1 g/mL και c = 1 cal/°C^.g

24.

Πόση θερμότητα χρειάζεται για να θερμανθεί θερμιδόμετρο, που περιέχει 1800 g H₂O και έχει θερμοχωρητικότητα C =1,5 kcal/°C, από τους 22 °C στους 30 °C; (ειδική θερμοχωρητικότητα του νερού c =1 cal/°C^.g)

26,4 kcal

*25.

Ο συνολικός όγκος του νερού του Ειρηνικού Ωκεανού υπολογίζεται ότι είναι 7,2^.10⁸ km³. Μια μέσου μεγέθους ατομική βόμβα παράγει κατά την έκρηξή της ενέργεια περίπου 10¹⁵ J. Να υπολογίσετε πόσες ατομικές βόμβες χρειάζονται για να θερμάνουν κατά την έκρηξή τους τα νερά του Ειρηνικού Ωκεανού κατά 1 °C. (για το νερό: ρ=1 g/mL και c=1 cal/°C^.g)

3^.10⁹ βόμβες

*26.

2 g γλυκόζης καίγονται πλήρως σε θερμιδόμετρο βόμβας οπότε η θερμοκρασία του νερού αυξάνεται από τους 20 °C στους 24 °C. Η μάζα του νερού στο θερμιδόμετρο είναι 1500 g και η θερμοχωρητικότητα του θερμιδόμετρου είναι 1,5 kJ/°C. Να υπολογίσετε την ενθαλπία καύσης της γλυκόζης, αν η ειδική θερμοχωρητικότητα του νερού είναι 4,18 J/°C^.g

-2797,2 kJ/mol

27.

Η θερμοχημική εξίσωση της καύσης του αιθυλενίου είναι:
C₂H₄(g) + 3O₂(g) → 2CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔH = -340 kcal
Πόσα kg νερού μπορούν να θερμανθούν από 20 °C σε 90 °C με τη θερμότητα που παράγει η καύση ενός κυβικού μέτρου αιθυλενίου μετρημένο σε STP συνθήκες. Δίνεται η ειδική θερμoχωρητικότητα του νερού
c = 1 cal/g^.°C.

216,8 kg

*28.	6 g μίγματος CH₄ και C₂H₄ καίγονται πλήρως και δίνουν τόση θερμότητα όση χρειάζεται για να θερμανθούν 2 kg νερού από τους 25°C στους 63 °C. Ποια είναι η σύσταση του αρχικού μίγματος; Δίνονται: c_νερού =1 cal/g^.°C, ενθαλπίες καύσης: CH₄= -210 kcal/mol και C₂H₄= -340 kcal/mol.	3,2 g - 2,8 g
γ. Νόμοι Θερμοχημείας
29.	Δίνεται η πρότυπη ενθαλπία της αντίδρασης: H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l) ΔΗ° = -256kJ Η πρότυπη ενθαλπία της αντίδρασης 2H₂O(l) → 2H₂(g) + O₂(g) ΔΗ° είναι: (α) 256 kJ (β) –512 kJ (γ) 512 kJ (δ) καμιά από αυτές.
30.	Να υπολογίσετε την ενθαλπία σχηματισμού του ακετυλενίου C₂H₂ 2C(γραφίτης) + H₂(g)→C₂H₂(g) ΔΗ_f = x kJ από τα παρακάτω δεδομένα: C(γραφίτης) + O₂(g) → CO₂(g) ΔΗ₁ = -393,5kJ H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(g) ΔΗ₂ = -285,8kJ 2C₂H₂(g) + 5O₂(g) → 4CO₂(g) + 2H₂O(g) ΔΗ₃ = -2595,8kJ	225,1 kJ
31.	Να υπολογίσετε την ενθαλπία σχηματισμού του CS₂ από τα παρακάτω δεδομένα: C(γραφίτης) + O₂(g) → CO₂(g) ΔΗ₁ = -393,5kJ S(ρομβικό) + O₂(g) → SO₂(g) ΔΗ₂ = -296,1kJ CS₂(l) + 3O₂(g) → CO₂(g) + 2SO₂(g) ΔΗ₃ = -1072kJ	86,3 kJ/mol
*32.	Η αντίδραση σχηματισμού της CH₃OH: C(γραφίτης) + 2H₂(g) + ½O₂(g) → CH₃OH(l) δεν μπορεί να πραγματοποιηθεί, γι’ αυτό και δεν μπορούμε να προσδιορίσουμε άμεσα (με θερμιδόμετρο) τη θερμότητα της αντίδρασής της. Να υποδείξετε ένα τρόπο για τον έμμεσο υπολογισμό της θερμότητας αυτής.
33.	4 g C, H₂ και CH₃OH καίγονται και ελευθερώνονται αντίστοιχα ποσά θερμότητας 131 kJ, 572 kJ και 91 kJ. Να υπολογίσετε με βάση τα δεδομένα αυτά την ενθαλπία σχηματισμού της CH₃OH.	-237 kJ/mol
34.	Για τη διάσπαση ενός δεσμού Η-Η πρέπει να προσφέρουμε ενέργεια 7,4 10^-19 J. Να βρεθεί η θερμότητα που ελευθερώνεται όταν σχηματίζονται 8 g Η₂ με σύνδεση ατόμων υδρογόνου. Δίνεται ο αριθμός Avogadro: N_A= 6,02 10²³ mol^-1	1782 kJ

35.	Πιθανολογείται ότι στη στρατόσφαιρα γίνεται η αντίδραση: HO(g) + Cl₂(g)→HOCl(g)+ Cl(g) (1) Να βρεθεί η ΔΗ της (1) αν δίνονται: CL₂(g) → 2Cl(g) ΔΗ₁ = +242kJ H₂O₂(g) → 2HO(g) ΔΗ₂ = +134kJ H₂O₂(g) + Cl₂(g) → 2HOCl(g) ΔΗ₃ = -209kJ	-50,5 kJ
36.	Να υπολογίσετε την ΔΗ της αντίδρασης 3NO₂(g) + H₂O(l) → 2HNO₃(aq) + NO(g) αν δίνονται οι τιμές ΔΗ των αντιδράσεων: 2NO(g) + O₂(g) → 2NO₂(g) ΔΗ₁ = -173kJ 2N₂(g) + 5O₂(g) + 2H₂O(l) → 4HNO₃(aq) ΔΗ₂ = -255kJ N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g) ΔΗ₃ = +181kJ	-49 kJ

Γενικά προβλήματα
**37.	Σε 4 L διαλύματος ασθενούς οξέος ΗΑ 0,2 Μ, προσθέτουμε 2 L διαλύματος NaOH 0,25 M και ελευθερώνεται θερμότητα ίση με 25,4 kJ. Ποια η ΔΗ_n της αντίδρασης: HA + NaOH → NaA + H₂O Γιατί η τιμή αυτή διαφέρει από την ΔΗ_n εξουδετέρωσης ισχυρού οξέος από ισχυρή βάση;	50,8 kJ - ενθαλπία διάστασης
**38.	Σε θερμιδόμετρο που περιέχει 25 mL διαλύματος CuSO₄ 1 M, προστίθεται περίσσεια σκόνης Zn. Η αρχική θερμοκρασία του διαλύματος αυξάνεται από 20,2 °C σε 70,8 °C. Να υπολογίσετε την ενθαλπία της αντίδρασης: Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu Δίνεται ότι: c_{διαλύματος} = 4,18 kJ/kg^.°C και ρ_{διαλύματος} = 1 g/mL. Το ποσό της θερμότητας που απορροφάται από το θερμιδόμετρο και τα αντιδραστήρια να θεωρηθεί αμελητέο.	-211,6 kJ
39.	Η ενθαλπία εξουδετέρωσης ενός ισχυρού οξέος, π.χ. HBr, με μία ισχυρή βάση, π.χ. ΝaOH, είναι ουσιαστικά η ενθαλπία της αντίδρασης: H⁺ + OH^- → H₂O και γι’ αυτό θεωρείται σταθερή και ίση με –13,5 kcal ανά mol σχηματιζόμενου H₂O, ή απλά –13,5 kcal. Αναμιγνύουμε 0,2 L διαλύματος HBr 0,2 Μ με 0,2 L διαλύματος NaOH 0,3 M σε θερμιδόμετρο αμελητέας θερμοχωρητικότητας. Αν τα αρχικά διαλύματα είχαν θερμοκρασία θ₁=18 °C, ποια θα είναι η θερμοκρασία του τελικού διαλύματος; Δίνεται ότι η πυκνότητα όλων των διαλυμάτων είναι ρ =1 g/mL και ότι η ειδική θερμοχωρητικότητα του τελικού διαλύματος είναι c =1 cal/°C^.g.	19,35 °C

**40.

H πρότυπη ενθαλπία καύσης αλκανίου (Α) είναι ΔΗ°₁= -2936 kJ/mol, η πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού του (Α) είναι ΔΗ°₂= -600 kJ/mol. Να βρείτε το μοριακό τύπο του αλκανίου αν η πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού του CO₂ είναι ΔΗ°₃= -376 kJ/mol και του Η₂Ο είναι ΔΗ°₄= - 276 kJ/mol.

C₅H₁₂

**41.

Θερμίτης λέγεται το μίγμα Al και Fe₂O₃ που χρησιμοποιείται για τη συγκόλληση των σιδηροτροχιών, καθώς η αντίδραση:

2Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2Fe (1)

είναι ισχυρά εξώθερμη. Αν οι ενθαλπίες σχηματισμού του Al₂O₃ και του Fe2O3 είναι αντίστοιχα ΔΗ₁=-1650 kJ/mol και ΔΗ₂= -830 kJ/mol σε θερμοκρασία θ:
(α) Να υπολογίσετε την τιμή της ΔΗ της (1) στη θερμοκρασία θ.
(β) Να υπολογίσετε το ποσό της θερμότητας που θα ελευθερωθεί κατά την αντίδραση μιας ποσότητας θερμίτη που περιέχει: 1000 g Fe₂O₃ και 270 g Al.

α. -820 kJ β. 4100 kJ

Aπαντήσεις στις ασκήσεις πολλαπλής επιλογής και σωστού λάθους
11. α. Σ, β. Λ, γ. Λ, δ. Λ 13. γ 14. α 22. 1δ, 2α, 3γ, 4β 23. γ 29. γ

Δραστηριότητα

Το ενεργειακό περιεχόμενο των τροφών

Σε πολλά από τα τυποποιημένα τρόφιμα αναγράφεται στην ετικέτα τους η διατροφική τους ανάλυση, δηλαδή, η περιεκτικότητά τους στα τρία βασικά διατροφικά υλικά (πρωτεΐνες, υδατάνθρακες και λίπη), καθώς και ο αριθμός των kcal ανά ορισμένη ποσότητα του τροφίμου.
Όμως, χρησιμοποιώντας τον κώδικα «4-4-9», που αποδίδει τα kcal g-1, μπορεί κανείς να κάνει μια σύγκριση και έλεγχο για την ορθότητα των αναγραφομένων θερμίδων. Σαν παράδειγμα δίνονται στον παρακάτω πίνακα μερικές περιπτώσεις. Στη στήλη Θερμίδες, δίνεται η τιμή της ετικέτας, ενώ στη στήλη kcal η αντίστοιχη τιμή υπολογισμένη με βάση το «4-4-9». Τέλος, το Είδος της τροφής αναφέρεται σε ποσότητά 100 g.

Είδος	Πρωτεΐνες	Σάκχαρα	Λίπη	Θερμίδες	kcal
Κοτόπουλο	21,5	−	2,5	110	108,5
Καλαμπόκι	3,7	20,5	1,2	110	108
Παγωτό	4	20	14	220	222
Μήλο	0,4	14,2	0,5	65	63

Εκείνο που ζητείται είναι να συμπληρώσετε τον παραπάνω πίνακα με άλλα προϊόντα τα οποία θα τα αναζητήσετε ή στα ράφια των υπεραγορών ή σε ειδικότερα βιβλία διαιτολογίας και διατροφής.
Συμπεριλάβετε στον κατάλογο και ποτά γνωρίζοντας ότι η θερμότητα καύσης της αιθανόλης είναι 7,1 kcal g^-1. Να υπολογίσετε τις «θερμίδες» τους με βάση τους αλκοολικούς βαθμούς τους.
Αν περπατώντας καταναλώνετε 200 kcal h^-1, πόσο χρόνο πρέπει να περπατήσετε, ώστε να καταναλώσετε τις θερμίδες που πήρατε τρώγοντας κοτόπουλο, μήλο και παγωτό;