Energia internă a unui sistem
Sistemul văzut din exterior
Un sistem material (de exemplu, o telecabină în mișcare) poate avea energie cinetică (de exemplu, datorită vitezei sale) și energie potențială (de exemplu, datorită înălțimii sale sau a tensiunii cablului sau a încărcării unei baterii). În chimie, totuși, suntem interesați de sistemele care constau dintr-o mulțime de substanțe în interiorul recipientului în care reacționează. Factorii globali, cum ar fi viteza cu care se mișcă containerul sau înălțimea la care este situat, nu au niciun interes în caracterizarea acestor sisteme chimice.
Sistemul din interior
Sistemul este format din 2 moli $ H_2 $ și 1 mole $ O_2 $ în condiții standard. Se poate face mult mai multă muncă în mediul extern în această stare decât în starea în care s-a transformat în doi moli de apă. (Dovada: motorul cu hidrogen!). Prin urmare, trebuie să existe factori care determină energia internă a sistemului.
Energia internă $ U $
Energia internă $ U $ a unui sistem chimic într-un anumit moment este determinată de - energia cinetică a tuturor speciilor chimice, moleculelor, atomilor sau ionilor care alcătuiesc acest sistem - energia potențială conținută în legăturile chimice. Gândiți-vă la aceste conexiuni ca la izvoare, în unele cazuri mai „tensionate” decât în altele, deci mai energice!
Mișcarea moleculelor de apă
Este mult prea dificil de evaluat energia internă U, luând în considerare individual mișcările și interacțiunile numărului mare de specii care alcătuiesc sistemele chimice! Cu toate acestea, în principiu, energia internă U trebuie să poată fi calculată din parametrii de stare $ P, V, T $ și $ n_i $. (Se spune că U este o funcție de stare). Deoarece acest calcul s-a dovedit a fi prea complicat în multe cazuri concrete, se examinează mai degrabă cum se schimbă U când un sistem se schimbă de la o stare la alta. Într-adevăr, fiecare reacție chimică completă poate fi privită ca o tranziție de la un sistem de la o stare inițială (reactivi) la o stare finală (produsele).
Primul principiu al termodinamicii
Fizica ne învață că căldura și munca sunt două forme de energie „echivalente”, adică pot fi convertite reciproc. Prin urmare, acestea sunt exprimate în aceeași unitate: $ 1 \; Joule $ ($ J $) = $ 1 \; Newton \ contor $ ($ Nm $)
Energia trebuie păstrată la nivel global
Modificări ale energiei interne a unui sistem
Să aplicăm această lege fundamentală sistemelor chimice: atunci când un sistem câștigă energie (adică atunci când crește energia sa internă), această energie trebuie să provină din mediul extern sub formă de căldură și/sau muncă. Specificând $ Q $ și $ W $ pentru căldura și lucrările primite de sistem, avem:
Amintiți-vă că $ \ Delta U $ înseamnă $ U_ $ $ - $ $ $ U_, deci este câștigul intern de energie. (Dacă $ \ Delta U \ lt 0 $, adică inegalitatea înseamnă că energia internă scade, această energie pierdută trebuie găsită în mediul extern sub formă de căldură și/sau muncă).
Deoarece căldura și munca schimbate cu mediul printr-un sistem chimic sunt ușor de măsurat, putem determina experimental schimbarea energiei interne în timpul unei transformări chimice!
Lucrarea care este schimbată de un sistem
Lucrarea care este schimbată între un sistem chimic și mediul extern provine, în majoritatea cazurilor, doar din fluctuațiile de volum. În motorul cu ardere internă al unui automobil, explozia de gaz (= sistemul) asigură lucrul asupra pistonului și deplasează vehiculul înainte (= mediul extern).
Lucrări primite de sistem: $ W $ $ = $ $ -P \ cdot \ Delta V $
Căldura schimbată de un sistem
Măsurătorile cantității de căldură schimbate cu mediul exterior se efectuează în calorimetru:
S: Sistemul care este format din speciile chimice care reacționează și produsele lor E: Apa face parte din mediul extern, primește o cantitate de căldură (în jouli) egală cu 4184 $ \ cdot m \ cdot (\ theta_f $ $ - $ $ \ theta_i) $ unde $ 4184 \ frac $ este capacitatea termică specifică a apei (= numărul de jouli necesari pentru creșterea temperaturii unui kilogram de apă cu $ 1 \; K $) $ m $ este masa apei (în kilograme), $ \ theta_i $ este temperatura de la începutul reacției și $ \ theta_f $ este temperatura de la sfârșitul reacției (vezi fizica) C: calorimetrul face parte din mediul extern, primește o cantitate de căldură (în jouli) egală cu $ C \ cdot (\ theta_f $ $ - $ $ \ theta_i) $ unde $ C $ este capacitatea sa de căldură (în jouli per $ ^ oC $).
Căldură primită de sistem: $ Q $ $ = $ $ -4184 \ cdot m \ cdot (\ theta_f $ $ - $ $ \ theta_i) $ $ - $ C $ \ cdot (\ theta_f $ $ - $ $ \ theta_i) $ unde: $ Q $ (în jouli) este cantitatea de căldură primită de sistem, $ m $ (în kilograme) este masa apei, $ C $ (în jouli pe grad) este capacitatea termică a calorimetrului. $ \ theta_i, \ theta_f $ sunt temperaturile finale de început și de sfârșit,
0,625 dolari \; g $ Formaldehida ($ H_2CO $) sunt arse într-un calorimetru deschis, de exemplu: $ H_2CO $ $ + $ $ O_2 $ $ \ longrightarrow $ $ CO_2 $ $ + $ $ H_2O $ Temperatura băii de apă (150 $ g; H_20 $) crește de la $ 24,0 ^ oC $ la $ 39,2 \; ^ oC $. Capacitatea de căldură a calorimetrului este de 150 $ \ frac $: $ Q $ $ $ $ = -4184 \ cdot 0.150 \ cdot 15.2 $ $ - $ 150 $ \ cdot 15.2 $ $ \ approx $ -11820 J $
Calorii și jouli
Caloria este o unitate veche pentru cantitatea de căldură.
O calorie ($ 1 \; cal $) este cantitatea de căldură necesară pentru a crește temperatura de 1 gram de apă cu un grad
Dacă intrăm în ecuația (2) și lăsăm al doilea termen deoparte, vom găsi: 1 $ cal $ $ = $ 4184 $ ori 0,001 \ ori 1 $ $ = $ 4,184 J $
1 $ \; cal $ $ = $ 4.184 $ \; J $ 1 $ \; Joule $ $ = $ 0,239 $; cal $
Chimiștii (încă) preferă adesea caloriile pentru unitatea de căldură și gramul pentru unitatea de masă. Ecuația (3) în acest caz devine:
Căldură primită de la sistem: $ Q $ $ = $ $ - 1 \ cdot m \ cdot (\ theta_f $ $ - $ $ \ theta_i) $ $ - $ $ C \ cdot (\ theta_f $ $ - $ $ \ theta_i) $ unde: $ 1 \ frac $ este capacitatea specifică de căldură a apei, $ Q $ este exprimat în $ cal $, $ m $ în $ g $ $ C $ în $ \ frac $
Determinarea variației energiei interne
Dacă facem ca comanda $ W $ primită de sistem în ecuația (2) să fie anulată, atunci urmează: $ \ Delta U $ $ = $ $ Q $, variația internă a energiei va fi pur și simplu căldura pe care aceasta Sistem obținut prin calorimetrie! În plus, pentru a evita modificările de volum, care sunt singurul responsabil pentru munca schimbată prin sistem în chimie, se numește lucrul cu un volum constant într-un calorimetru închis ermetic („= bomba calorimetrică”)
Într-un calorimetru închis (cu volum constant): Variația energiei interne a sistemului: $ \ Delta U $ $ = $ $ Q $ = căldura primită de sistem