Termodynamik på kemi A niveau Kemisk begreb/formel, m.m.
Mnemoteknik
Et kemisk system er en afgrænset stofmængde.
Systemet udgøres af noget bestemt/afgrænset kemisk stof, som vi betragter. Vi ser ikke på alle kemikalier i hele verden, men kun en afgrænset mængde stof.
Et lukket system udveksler ikke stof med omgivelserne, men kan udveksle arbejde og varme med omgivelserne.
Systemet er lukket, så stoffer hverken kan sive ind eller ud.
En exoterm reaktion afgiver energi til omgivelserne.
Exo kommer af exit, der betyder ud. Dvs. energi sendes fra systemet ud (exo/exit) til omgivelserne fra systemet.
En endoterm reaktion optager energi fra omgivelserne.
Endo betyder indre eller ind. Dvs. energi sendes fra omgivelserne ind (endo) i systemet.
Termodynamikkens 1. hovedsætning:”Systemets tilvækst i indre energi er lig med summen af det på systemet udførte arbejde (A) og den til systemet førte varme (Q)”. ∆Eindre = A+Q.
A regnes positiv, når der udføres et arbejde på systemet.
Q regnes positiv, når systemet modtager varme fra omgivelserne.
Huskeremse: ”Man må som første hovedregelarbejde for at varme sit indre system op”.
Eller dan et visualiseringsbillede for dit indre blik af dette i et rutepunkt: ”En vejarbejder arbejder meget energisk på at fælde en flagstang (≈ 1-tal for 1. hovedsætning) og får varmen”.
Association: ”Det er varmt og positivt, når nogen arbejder på systemets vegne”.
∆Eindre kan måles, hvis volumen (V) holdes konstant, idet A = 0, ∆Eindre = A+Q, ∆Eindre = 0+Q = Q = QV.
Dvs. ”tilvæksten i indre energi for et lukket system er lig med den tilførte varme ved konstant volumen, QV.”
QV måles i et bombekalorimeter, hvor V er konstant, dvs. der er intet volumenarbejde, A, da stålvæggene ikke kan flytte sig.
Formlen følger logisk af sammenhængen.
Det apparat, hvori QV måles, kaldes etbombekalorimeter, hvilket kan være svært at huske. Du kan fx tænke på et bomberydningshold, der anbringer en varm bombe i enstålbeholder, der har konstant volumen (kan ikke gøres større eller mindre). Eventuelt kan du danne et visualiserings-billede for dit indre blik i et rutepunkt.
Eindre (systemets indre energi) er entilstandsfunktion, dvs. Eindre af en given stofmængde er givet, når trykket og temperaturen er givet.
Ændringen i en tilstandsfunktion afhænger kun af starttilstanden og sluttilstanden, men ikke af, hvordan systemet er kommet fra start til slut.
Fx er ∆E (ændringen i indre energi) =
Eslut(indre energi til sluttilstanden)-Eindre (start).
Når vi ser på ændringen (∆) i en termodynamisk størrelse, tager vi altid sluttilstanden og trækker starttilstanden fra; ∆ = slut-start.
At ændringen i en tilstandsfunktion kun afhænger af starttilstanden og sluttilstanden huskes på, at ordet tilstand går igen – en association.
∆ = slut-start (og ikke omvendt ∆ = Start-slut)huskes på det bibelske ordsprog fra Matthæusevangeliet: ”de sidste skal blive de første og de første skal bliver de sidste.”
Temperaturen målt i Kelvin (T), er lig med temperaturen målt i Celsius (t) plus 273,15:
T = t + 273,15.
Lær det udenad via ”lærekassemetoden”. Se i bogen.
Termodynamikkens 1. hovedsætning gælder også for systemer, hvor trykket (p) er konstant: fx p = atmosfæretrykket: ∆Eindre = Ap+Qp.
Følger af logikken.
Systemets arbejde ved forskydning af et stempel ved konstant tryk (p) og en volumenændring på ∆V: Ap = -p∙∆V.
∆V = Vslut -Vstart.
Formlen Ap = -p∙∆V huskes ud fra associationen:”Trykket arbejder mod rummet itrykbeholderen”.
Logik: Hvis systemet udvider sig mod omgivelserne udfører systemet et arbejde på omgivelserne (A<0, negativ*) bliver Vslut større end Vstart og ∆V bliver et positivt tal. MEN da systemets arbejde på omgivelserne regnes negativt, skal vi sætte et minus foran ”p”, da Apellers ikke bliver negativ, når systemet udfører volumenarbejde på omgivelserne.
*Huskes på associationen: ”Det er surt/negativt, at du (tænk på dig selv som et system) skal udføre arbejde på samfundet/omgivelserne”.
Vi får nu:
1) ∆Ep = Ap+Qp = -p∙∆V + Qp ↔ Qp = ∆Ep+p∙∆V
Qp kan måles i et åbent kaloriemeter! Trykket, p, er atmosfæretrykket, som systemet konstant er påvirket af, og det ændrer sig ikke ret meget.
2) Entalpi (H) = Ep+p∙V (definition)
Dvs. H er en tilstandsfunktion ligesom E.
1) Følger logisk af ovenstående.
Ad 2. Formlen for entalpi (H) huskes ved at kombinere forståelse/hukommelse af det ovenstående med dette visualiseringsbillede for dit indre blik i et rutepunkt: ”En tapir**[69]**(≈entalpi) drikker en energidrik (en rød tyr) og trykker på rummet (≈p∙V)”.
Entalpiændringen (∆H) for et lukket kemisk system ved konstant tryk: ∆H = ∆Ep+p∙∆V.
Qp = ∆Ep+p∙∆V ↔ ∆H = Qp (Entalpiændringen for et lukket system er lig med den til systemet tilførte varme ved konstant tryk).
∆H = Hslut-Hstart, da entalpi er en tilstandsfunktion.
Formlen, ∆H = ∆Ep+p∙∆V = Qp, følger logisk af ovenstående.
For p (tryk) konstant gælder:
∆H>0 (endoterm reaktion. Systemet tilføres varme fra omgivelserne, og omgivelserne bliver koldere).
∆H<0 (exoterm reaktion. Systemet afgiver varme til omgivelserne, som bliver varmere).
Fortegn huskes på associationerne:”Varmetilførsel til dit indre system er positivt, da du så ikke fryser, hvorimod varmeafgivelse fra dit indre system, er negativt, da du så fryser.”
1) Standardtilstanden af et fast stof eller en væske er det rene stof ved et ydre tryk på 1 bar.
2) Standardtilstanden af en gas er den pågældende gas betragtet som en idealgas med partialtrykket 1 bar.
3) Standardtilstanden af et opløst stof i et opløsningsmiddel er en ideal opløsning af stoffet med koncentrationen 1 mol/liter (1M).
Den molare standardentalpi for kemiske stoffer har symbolet Hө. Altså betyder Hmө entalpien for et mol stof ved standardbetingelser.
Associationer:
Ad 1 og 2. Tænk på, at det er ”standard (normalt) på Jordkloden”, at trykket er 1 bar.
Ad 3. 1M ligger i forlængelse af 1 bar – rent talmæssigt.
Symbolet for standardtilstand, ө, ligner et æg, så tænk på et æg i standardstørrelse.
Nulpunktet for standardentalpi er fastlagt ved to regler:
1) Grundstofferne har i deres mest stabile tilstand ved 298 K (25 grader Celsius) den molare standardentalpi 0 kJ/mol.Hmө(grundstoffer) = 0 kJ/mol(standardtilstand p = 1bar).
2) I vandig opløsning er den molare standardentalpi 0 kJ/mol for H+(aq) ved 298K. Hmө(H+(aq)) = 0 kJ/mol(standardtilstand, c = 1M).
Associationer:
Ad 1. Tænk på, ”at helt nede ved grunden (altså niveauet nul) har vi grundstoffer.”
OG ”25 grader Celsius er standardtemperaturen i kemilaboratoriet.”
Ad 2. Følger af ovenstående omkring standardtilstand og nulpunktsvedtægter.
1) Ved standardbetingelserne er den molare entalpitilvækst for en kemisk reaktion lig med forskellen mellem summen af reaktionsprodukternes molare standardentalpier, og summen af reaktanternes molare standardentalpier.
∆Hmө = (∑∆Hmө(produkter) – ∑∆Hmө(reaktanter)).
2)Hess’ lov: ”∆Hө for en given kemisk reaktion afhænger kun af begyndelses- og sluttilstanden, men er uafhængig af reaktionsvejen.”
3) Ændringer i molare standardentalpier for en reaktion kan beregnes under anvendelse af molare standardentalpier ved 298 K. Blot skal reaktionen starte og slutte ved samme temperatur. ∆Hө(298 K)≈∆Hө(T).
Tilsvarende gælder, at de molare standardentalpier kan anvendes ved andre tryk end 1 bar.
Ad 1 & 2. Association til Hess’lov – ∆Hmөberegning: Tænk igen på Matthæusevangeliet: ”de sidste skal blive de første og de første skal bliver de sidste” og ”∆ = slut-start”.
Reaktanterne er det vi starter med, ogprodukterne er det vi slutter med ved en reaktion. Så tankegangen er analog. [”Efter reaktionen kan vi se på et produkt”]
Ordet Hess kan være svært at huske, men Hess minder om ordet hæsligt, så tænk på(association), at formlen skal bruges til at regne ud, ”hvor hæsligt varmt eller hvor hærligt (herligt) koldt det bliver ved en kemisk reaktion.”
Ad 3. At ∆Hө(298 K)≈∆Hө(T) er vigtigt at huske, da det bruges tit. Det læres nok bedst ud fra de gode forklaringer, som kemibøgerne typisk bruger som argumentation for, hvorfor dette er sandt.
En spontan (frivillig) kemisk reaktion vil forløbe af sig selv, uden at vi behøver at gøre noget ekstra.
Association: ”Ordet spontan betyder frivillig, af fri vilje eller af sig selv.”
Entropi, S, er et mål for systemets grad af uorden.
Dan et visualiseringsbillede for dit indre blik af dette i et rutepunkt: ”En trup (spejdertrup?) af piger (≈entropi = en trup af piger) laver en masseuorden i en Systue (”S” for systue).
Et isoleret kemisk system udveksler hverken stof eller energi (arbejde og varme) med omgivelserne.
Tænk på (association), at man er helt isoleret på en øde ø!
Termodynamikkens 2. hovedsætning: ”I et isoleret system kan der kun ske kemiske reaktioner, som øger systemets entropi (uorden); ∆S>0 (Systemets orden stiger).”
Logik: En stigning i uorden (entropi) er den eneste drivkraft bag en kemisk reaktion i et isoleret system.
Dan et visualiseringsbillede for dit indre blik af dette i et rutepunkt: ”En trup af spejderpiger (≈en trup piger = entropi) – på en isoleret, øde ø – laver en masse uorden i en svanerede (svane; et 2-tal i ”Nummer-form-krog-systemet” ≈2. hovedsætning).”
Entropi (S) er en tilstandsfunktion ligesom entalpi (H) er det.
Den molare standardentropi (Sɵm) indføres på samme måde som den molare standardentalpi (Hɵm) ved valg af standardtilstande og fastsættelse af nulpunkter:
Standardtilstande: p = 1 bar, c = 1M.
Sɵ298K(H+(aq)) = 0 J/mol∙K og
Sɵ0K(rent, krystallinsk stof) = 0 J/mol∙K, hvilket udgør Termodynamikkens 3. hovedsætning.
Ligger tæt opad tænkningen for valg af standardtilstande og fastsættelse af nulpunkter for entalpi. Se tidligere.
Association: ”Der en masser af orden (og mangel på uorden) i rent, krystallinsk stof ved det absolutte nulpunkt. Minimal uorden og ingen bevægelse = nul uorden”.
En reaktion siges at være reversibel (kan forløbe den modsatte vej), ”hvis en uendelig lille ændring af de forhold, hvorunder reaktionen forløber, kan få reaktionen til at forløbe i den modsatte retning”.
Association. Ordet reversibel kommer af reversus(latin, engelsk; revers), som betyder omvendt, tilbage eller baglæns.
Entropiændring (∆S) for et system (som har temperaturen T), der får tilført varme (Q) på enreversibel måde, er givet ved ∆S = Qrev/T.
Gælder kun for reversible kemiske reaktioner.
Huskes på dette visualiseringsbillede for dit indre blik: ”En spejderpigetrup (≈entropi) tilfører en masse varme (≈Qrev) oven på (≈varmen er over T) et stort termometer (≈T)”.
Entropiændring (∆S) for et system, der undergår en irreversibel proces?
Entropi er en tilstandsfunktion. Systemets entropitilvækst afhænger kun af begyndelsestilstanden og sluttilstanden. Så det er ikke nødvendigt, at reaktionen forløber reversibelt for at udregne ∆S. Vi kan bare regne på en tænkt reversibel reaktion.
Der er ingen nye formler at lære.
Beregning af entropiændringer ud fra standardentropier ved 25 grader Celsius:
∆Smө = (∑∆Smө(produkter) – ∑∆Smө(reaktanter)),hvilket er helt analogt til Hess’ lov. Se tidligere.
Er analog til Hess’ lov. Hvis man kan den, kan man også denne formel.
∆Sɵ for kemiske reaktioner kan beregnes med med rimelig nøjagtighed ved andre temperaturer end 25 grader Celsius:
∆Sө(298 K)≈∆Sө(T).
Hvis T ikke afviger væsentligt fra 298K.
Hvis vi har et system, hvor temperaturen, T, er konstant og som er underlagt et konstant ydre tryk, p, har vi at systemets Gibbs-energi er givet ved G = H-T∙∆S (definition).
Formlen, G = H-T∙∆S, kan udledes, men kan også huskes ved visualiseringsbilleder for dit indre bliki 2 rutepunkter: Punkt 1: ”Brødrene Gibbs (≈Gibbs-energi) går over en bro (bro er lighedstegn) til entalpige[70] (≈entalpi). Talpigen får forfrysninger(≈minus), da hun giver hånd til TS[71]”.
Eller prøv med den engelske huskeremse: "GoodHoney Tastes Sweet.”[72]
Da der i definitionen på Gibbs energi kun indgår tilstandsfunktioner (H og S), er ”G” også en tilstandsfunktion og for enhver reaktion ved konstant tryk og temperatur gælder at ∆G = ∆H-T∙∆S.
∆G skal være negativ for at en reaktion kan forløbe spontant.
Formlen ∆G = ∆H-T∙∆S følger af ovenstående visualisering.
Af ovenstående følger, at en kemisk reaktion kun vil forløbe spontant, så længe at ∆G er negativ, men vil gå i stå (ligevægt nås), når ∆G = 0 (nul).
Association: ”Når Gibbs går i nul, går reaktionen i stå ≈ nul bevægelse”.
Tabelværdier kan benyttes til at beregne ∆Gɵ ved standardbetingelse (298K, 1 bar, osv.):
∆Gmө = (∑∆Gmө(produkter) – ∑∆Gmө(reaktanter)).
Ved temperaturer, T, der er forskellige fra 298K, er man nødt til at benytte formlen:
∆Gɵ = ∆Hɵ-T∙∆Sɵ.
Er analog til Hess’ lov. Hvis man kan den, kan man også denne formel.
Det, der rent faktisk afgør om en reaktion kan forløbe spontant ved en given temperatur T, er ∆G (som skal være negativ) og den er givet ved:∆G = ∆Gɵ+R∙T∙lnY, hvor
R = gaskonstanten
T = den givne temperatur, hvor vi skal beregne ∆G
Y = reaktionsbrøken
∆Gɵ = Gibbs energi ved standardbetingelser (beregnes fra tabelværdier).
Formlen ∆G = ∆Gɵ+R∙T∙lnY huskes ved et visualiseringsbillede for dit indre blik i 2 rutepunkter:
Punkt 1: ”Brødrene Gibbs (≈∆G) går over en bro(bro er lighedstegn) til Brødrene Gibbs og Bent Fabricius**[73]**”.
Punkt 2: ”RT**[74]** bokser (≈gange) til ln’s**[75]** Yver (≈lnY)”.
Tegn abonnement på
BioNyt Videnskabens Verden (www.bionyt.dk) er Danmarks ældste populærvidenskabelige tidsskrift for naturvidenskab. Det er det eneste blad af sin art i Danmark, som er helliget international forskning inden for livsvidenskaberne.
Bladet bringer aktuelle, spændende forskningsnyheder inden for biologi, medicin og andre naturvidenskabelige områder som f.eks. klimaændringer, nanoteknologi, partikelfysik, astronomi, seksualitet, biologiske våben, ecstasy, evolutionsbiologi, kloning, fedme, søvnforskning, muligheden for liv på mars, influenzaepidemier, livets opståen osv.
Artiklerne roses for at gøre vanskeligt stof forståeligt, uden at den videnskabelige holdbarhed tabes.
Recent Comments