Energi i kemi: Termokemi 6 Vad är energi? 100kg=m h=1000m U potentiell energi (PE) = m·g·h PE = 100kg·9,80m/s2·1000m = 9,8·105kg·m2/s2 arbete kinetisk energi (rörelseenergi) (KE) = ½m·u2 ½m·v2 = m·g·h v2 = 2·g·h stanna värme, v = o värme q = -PE = -9,80·105kg·m2/s2 Enheten för energi är Joule = kg·m2/s2 q =-9,80·105J =-980kJ

Energi är förmåga att utföra arbete eller ge värme. Termodynamikens första lag: Energi i universum är konstant  Potentiell energi kinetisk energi  värme  öka H2O  kemisk eller elektrisk arbete Systemet förlorar lika mycket energi som omgivningen vinner. Inre energin E = kinetisk energi (KE) + (systemet) potentiell energi (PE) • E är en tillståndsfunktion, dvs beror bara på tillståndet (ex. m, P, V, T, ...), inte på hur man kom dit • E är relativt en referenspunkt.

Energiinnehåll i olika födoämnen: Standardmjölk 2,6 kJ/g Lättmjölk 1,6 kJ/g Okokt ris 14,5 kJ/g Fett 38 kJ/g Kolhydrat 17 kJ/g Protein 17 kJ/g Varför denna stora skillnad? Jfr etanol 29 kJ/g Fett = (CH2)n kolhydrat = (CH2O)n dvs mer oxiderat

Storleksordningen är hundratals kilojoule (kJ) per mol. Värdet kan omräknas i t.ex kronor och ören. 1J = 1ws, 1Kwh = 103·3600ws = 3,6·106ws 1kWh kostar ~ 36 öre 100kJ = 100·103ws · · ~ 1 öre 1Kwh 3·6·106ws ________ 36 öre 1kWh _____ Man får alltså 10MJ för en krona Vad är en människas muskelarbete värt? Hårt arbete, t.ex. cykling, utvecklar max 300 watt. På en timme blir det 0,3 kWh På en arbetsdag 8·0,3 kWh = 2,4 kWh Ett dagsverke kostar ~en krona!

Kemiska energin i ett system kan omvandlas till värme + arbete q värme w arbete E = q+w Inre energi E: E< 0, energi bortfört ur systemet. Systemet förlorar sitt värde. (Tänk i pengar) E> 0, energi infört i systemet

Systemets energi ändras genom att ge värme till omgivningen (q<0), exoterm eller få värme av omgivningen (q>0), endoterm. Värme: energiförflyttning pga temperaturskillnad. OBS! T men inte värme q är en egenskap hos systemet. H2O Ex. NaOH(s) Na+(aq)+OH-(aq) q<o NaOH(s) Na+(aq)+OH-(aq) q>o H2O 2) Systemet utför arbete på omgivningen, w<o eller omgivningen utför arbete på systemet, w>o. arbete: kraft·avstånd, t.ex. tryck-volymarbete Tecknet ses från systemets synvinkel av oss kemister (men ingenjörer ser energin från användarens synpunkt och får då omvänt tecken).

Hur mäter vi energiförändringar? genom att mäta värme (q) och arbete (w) Kalorimetri: mäta värme q värmekapacitet C = specifik värmekapacitet: J/°C·g molär värmekapacitet: J/°C·mol q T ___ Bombkalorimeter: konstant volym V=0 inget tryck-volymarbete w (sluten) E = q Öppen kalorimeter: konstant tryck P=0 E = q+w t

Ex. Vattens specifika värmekapacitet är c = 4,18J/°C·g Hur mycket energi krävs för att värma 1 liter vatten till kokning? 1 cal = 4,18J värmer 1g H2O 1°C. 1000g H2O från 20°c till 100°C, T=80°C q = m·c·T = 1000g·4,18J/°c·g·80°C = 334kJ ~ 4öre (0,09kWh) (Kolla svaret: en vanlig kokplatta är på c:a 1kW. Det tar c:a 8 minuter att koka upp 1 liter vatten ~ 0,12kWh.)

De flesta kemiska reaktioner utförs vid konstant tryck P~1atm 2 H2O2(aq) 2H2O(l) + O2(g) + värme 10ml 35% H2O2 ~1,4 l gas vid T=20°c E EH2O2 Potentiell energi P=1atm Inre E: EH2O2 EH2O EO2 E = (EH2O+EO2) — EH2O2 EH2O+EO2 • arbetet (w) kan beräknas: (Tryck-volymarbete) w = -PV = -1atm·1,4 l = -1,4 l·atm (1·atm = 101,325J BD, s.13) w = -1,4·l·atm· = -141J 101,325J ________ 1l·atm • värmen (q) kan mätas med kalorimeter: q = -mlösn.·Cp·T ~ 15g·4,18J g-1·°c-1T eller q = E - w = E + PV Inre energi E= w+q • Tryck-volymarbete utförs bara om gaser deltar i reaktionen; de kan bildas eller eller förbrukas (utvidgas (w = -PV<0) eller komprimeras (w = -PV>0)). • Tryck-volymarbete -PV är alltså ganska litet (eller = 0) om inga gaser. ingår i reaktionen

Ibland vill vi använda energi för att utföra arbete: E maximalt omvandlas till w. Ex. Bensin förbränns i bilar, i bästa fall 30% E w. Ibland vill vi använda energi för att utveckla värme: Ex. Kol förbränns i husen — värma husen. Naturgas förbränns — värma vatten. Hur mycket värme vill en reaktion ge eller ta upp? Entalpi H

Entalpi H = E+PV E, P och V är tillståndsfunktioner. H är en tillståndsfunktion. För gaser, H = E + PV =E + nRT Vid konstant tryck  P = 0: H = E + (PV) = E + PV Om arbetet i reaktionen är BARA tryck-volymarbete w = -PV E = H - PV = E + (PV) jfr med termodynamikens första lag: E = q + w q = H vid konstant tryck och bara tryck-volymarbete utförs.

H = Hprodukter — Hreaktanter I- 2H2O2(aq) 2H2O(l) + O2(g) q = H = (HH2O + HO2 - HH2O2) istället för q = E+PV I en kemisk reaktion: H = Hprodukter — Hreaktanter • Om en reaktion är omvänd, byterH tecken. • H är proportionell mot antal mol reaktanter och produkter.

Hur mäter vi entalpiförändringar? konst Kalorimetri i ett öppet kärl H = qp tryck (I praktiken använder man bombkalorimetri, dvs vid konstant volym E = qv, sen använd PV = nRT och H = E+PV H = qv + RTngas) noggrannheten ±0,01kJ/mol 2H2O2(aq) 2H2O(l) + O2(g) H = -98kJ/mol H2O2 Vi får även H för: jämför w bara 0,141kJ/mol 2H2O(l) + O2(g) 2H2O2(aq) H = 98kJ/mol H2O2

är oberoende av vägen dit. Hess’ lag: Entalpiförändringen för en nettoreaktion är oberoende av vägen dit. Ex: 1mol N2(g) + 2mol O2(g) 2mol NO2(g) Ett steg: N2(g)+2O2(g) 2NO2(g) H1 = 68kJ eller Två steg: N2(g) + O2(g) 2NO2(g) H2 = 180kJ 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) H3 = 112kJ ____________________________________ N2(g)+2O2(g) 2NO2(g) H2 + H2 = 68kJ H1 = H2 + H3 = 68kJ

Standard bildningsentalpier Hf0 Entalpin för att bilda en mol av föreningen ur dess grundämnen under standardtillstånd. Standardtillstånd (o) Föreningar: 1) gaser: 1atm 2) löst ämne: 1mol dm-3 = 1M 3) flytande fas och fasta faser: rena Grundämnen: agregationstillstånd vid 1atm, 25°c Ex: O2(g), Na(s), Hg(l), Ar(g), H2O(l), Fe(s), H2(g) Icke standardtillstånd: I luften, p(O2) = 0,221atm salt vatten stål — Fe(s) med 2% C(s)

Standard bildningsentalpi Hfo (25°c) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) Hfo = -285,8kJ/mol Jfr H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) Hfo = -241,8kJ/mol H2O(g) H2(g) + ½ O2(g) Hfo = + 241,8kJ/mol H2O(g) H2O(l) Ho = -44,0kJ/mol Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s) Hfo = -411,2kJ/mol Hfo finns i BD, oorganiska ämnen tabell 5.4 organiska ämnen tabell 5.5 joner i vattenlösningar tabell 5.6 OBS! Hfo är för 1mol produkter!

Vad är H0 för reaktionen CH4(g) + 2O2(g)  2H2O(l) + CO2(g) ? C(s) + 2H2(g)  CH4(g) Hf0 = -74,8kJ/mol CH4(g)  C(s) + 2H2(g) H0 = - (-74,8kJ/mol) 2·(O2(g)  O2(g) Hf0 = 0 kJ/mol) C(s) + O2  CO2(g) Hf0 = -393,5kJ/mol 2·(H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) Hf0 = -285,8kJ/mol) ____________________________________________________ CH4(g) + 2O2(g)  2H2O(l) + CO2(g)  oreaktion = -393.5kJ/mol + 2·(-285,8kJ/mol) – (-74,8kJ/mol) = -891,1kJ/mol

Kom ihåg: • När en reaktion är omvänd, är storleken H samma, men tecknet bytes. • Om den balanserade reaktionsformeln är multiplicerad med n, är reaktionsentalpin n·H. • Horek = (npHfo(produkter) - nrHfo(reaktanter)). • Hfo för ett element vid standardtillstånd är noll.

Vad är H°, dvs q för reaktionen NH4NO3(s)  NH4+(aq) + NO3-(aq) Antal 0,10mol NH4NO3(s) i 100ml vatten vid 25°c [NH4+] = [NO3-] = = 1mol dm-3 = 1M 0,1mol ______ 100ml Horek = n·{HfoNH4+(aq) + HfoNO3-(aq) – HfoNH4NO3(s)} = 0,10mol·(-132,5kJ·mol-1 – 207,4kJ·mol-1 – (365,6kJ·mol-1)) = 0,10mol·25,7kJ·mol-1 = 2,57kJ BoD s.113 och s.87

Cp = 4,18J·g-1·°c-1  ~1,0g·cm-3 Vad blir temperaturen då? q = Horek = 2,57kJ, endoterm, t<0 Cp = 4,18J·g-1·°c-1  ~1,0g·cm-3 t = = = -6,1°C -q m·Cp ____ -2,57·103J 100cm3·1,0g·cm-3·4,18J-1°C-1 ______________________ tfin = 25°C – 6,1°C = 19°C

Energikällor Fotosyntes: 6CO2(g) + 6H2O(l) C6H12O6(s) + 6O2(g) H = 2,8·103kJ klorofyll solljus 300 miljoner år!! Kol med 80% C 1 sekund! CO2 + NO + SO2 + ..... växthuseffekt smog surt regn