Chem-Chapter 6.docx

18 Pages
Unlock Document

CHEM 1320

Chapter 6: Thermochemistry  9/27 Energy is the capacity to do work. Work: force X distance ­Potential Energy: available by virtue of an object’s position ­Kinetic Energy: energy of motion ­Radiant Energy: in electromagnetic waves, (light) (kinetic) ­Thermal Energy: random motion of atoms and molecules (kinetic) ­Chemical Energy: store within chemical bonds (potential) ­Nuclear Energy: stored with atomic nuclei (potential)  Energy changes in chemical reactions: Heat: transfer of thermal energy between two bodies that are at  different temperatures. Temperature: measure of the thermal energy Temperature IS NOT the same as thermal energy Bathtub=lower temperature, greater thermal energy Coffee=higher temperature, lower thermal energy Thermal energy in an object depends on… ­Temperature ­Mass ­Material Temperature vs. heat Analogy: bank account  ­How much money is in my account? ­How many transfers are in my account? Doesn’t make sense. Consider a solution ­What is the temperature? ­How much heat is in it? Doesn’t make sense ­How much energy? Kinetic energy=temperature  Thermochemistry: study of heat change in chemical reactions System: the part of the universe being studied Exchanged=mass and energy Exothermic process: gives off heat­thermal energy goes from  system to surroundings  2H2 (g) + O2 (g)  ▯ 2H2O (l) + penergy H2O (g)  ▯H2O (l) + energy Endothermic process: heat has to be supplied­thermal energy goes  from surroundings to system energy + 2HgO (s)  ▯ 2Hg (l) + O2 (g) energy + H2O (s)  ▯H2O (l) Exothermic or exothermic? Making ice cubes from water=exo Conversion of frost to water vapor=endo Baking bread=endo Forming a He+ from He (g)=endo Nuclear fission=exo Cl2  ▯ 2Cl=endo 2Na + S  ▯Na2S=exo Units of energy: Joule (J) 1 kg x m^2 x s^­2 ~1 human heartbeat Lift 1 kg by 10 cm calorie (cal) Raise temperature of 1g of H2O by 1°C =4.184 J Calorie=1000 calories = 1 kcal Label on food information 37.2 J to cal 37.2 J    1 cal            x ­­­­­­­­ = 8.81cal               4.184 J 892.1 cal to kJ 892.1 cal     4.184 J       1 kJ                    x ­­­­­­­­­ x ­­­­­­­­­ = 3.732 kJ                        1 cal        1000 J 104.6 kJ to kcal 104.6 kJ     1000J         1 cal          1kcal                  x ­­­­­­­­­­ x ­­­­­­­­­ x ­­­­­­­­­­­­­ = 25.00 kcal                        1kJ          4.184 J     1000 cal 29.4 cal to J 29.4 cal       4.184 J                   x ­­­­­­­­­ =123 J                        1 cal What is energy? The ability to do work or produce heat ­Heat is microscopic ­Work is macroscopic Analogy: coffee in a fridge vs. pushing a desk Heat and work: the only ways to transfer energy Thermodynamics: State functions: properties that are determined by the state of the  system, regardless of how that condition was achieved.  ΔU=U fin­U initial ΔP=P fin­Pinitial ΔV=V fin­V initial ΔT=T fin­T initial 1  law of thermodynamics: ­ energy can’t be created or destroyed  (can change form). ΔU syst+ ΔU surround = 0  or   ΔUsyste= ­ΔU surrounding C3H3 + 5O2  ▯ 3CO2 + 4H2O Exothermic chemical reactions! Chemical energy lost by combustion=energy gained by the  surroundings  9/30 ΔU= q + w ΔU is the change in internal energy of a system q is the heat exchange between the system and surroundings w is the work done (or by) the system w=­PΔV when a gas expands against a constant external pressure *******Table 6.1 Work done by the system: PxV=F x d^3=Fd=w         ­­­­        d^2 w=F x Δd P=F/A F=P x A w= P x A x Δd A x Δd =ΔV w=­PΔV ΔV>0 ­PΔV<0 W sy<0 *Work is not state function ΔW=Wf­Wi Unit canceling w=­PΔV (x)J=L x atm 1000cm^3=1000mL=1L=10^­3m^3 1 atm=101.3x10^3 Pa=101.3x10^3N/m^2 N=kg x M     ­­­­­­­­­­         s^2 x=101.3 101.3J=1L x atm A gas expands from 1.6 L to 5.4 L (constant T). What is the work  (in joules) (a) against a vacuum (b) against a pressure of 3.7 atm? w=­PΔV (a)   ΔV=5.4L­1.6L=3.8L     P=0atm         w=­0atm x 3.8 L = 0Latm=0joules (b) ΔV=5.4L­1.6L=3.8L     P=3.7atm        w=­3.7atm x 3.8 L =­14.1 Latm        w=­14.1Latm x 101.3 J       ­­­­­­­­­­ = ­1430J         Latm 50g of water is cooled from 30°C to 15°C, losing 3140 J of heat.  What is the energy change? ΔU= q + w ΔU= ­3140 J w=­PΔV=0 A balloon is heated by adding 900 J of heat. Expansion does 422 J  of work on the atm. What is the energy change? ΔU= q + w ΔU= 900J – 422J=478J 42.6L of gas expands 48.2L following addition of 1060 J of heat at  1.0 atm. What is the energy change? ΔU= q +w ΔU=1060J w=­PΔV w= ­(1atm)(48.2L­42.6L) w=­(1atm)(5.6L) w=­5.6Latm    101.3 J     x ­­­­­­­­­  = ­570J            Latm ΔU=1060J+(­570J) ΔU=490J 30.2 L of gas expands to 84.2 L following addition of 512 J of heat  at 1.2 atm. What is the energy change? ΔU=q + w ΔU=512J w=­PΔV ΔV=84.2L­30.2L=54.0L w=­(1.2atm)(54.0L) w=­64.8Latm      101.3 J        x ­­­­­­­­­­­ =  6600J  Latm ΔU=512J­6600J=­6100J   or   ­6.1kJ 612 J of heat is removed from 37.2 L of gas at 0.80 atm and the  volume becomes 20.0L. What is the energy change? ΔU=q + w ΔU=­612J w=­PΔV ΔV=20.0L­37.2L=­17.2L w=­(0.80atm)(­17.2L) w=14Latm      101.3 J   x ­­­­­­­­­­­ =  1400J         Latm ΔU=­612J+1400J=800J 10/2 Enthalpy (ΔH) and the first law of thermodynamics At constant pressure: q=ΔH and w= ­PΔV ΔU=ΔH­PΔV or ΔH=ΔU+PΔV Enthalpy (H) Definition: Thermodynamic potential ­Like U ­Measure of a system’s potential energy ­Mathematically: H=U + PV ▯ ΔH=ΔU + PΔV (at constant pressure) ­Units: J or cal ­Recall: ΔU=q + w = q – PΔV ΔH=q­PΔV + PΔV ΔH=q *But only at constant P! Differences between q and ΔH Imagine: P1V1  P2V2        ­­­▯ ­­­­­ T1     T2 Lots of q/w combinations ­Heat and work are NOT state functions ΔH: Same regardless of path ­Enthalpy IS a state function ­Defined in terms of U, P, and V ­ΔH=H f­Hi ­ΔH is intrinsic ­Amount matters Enthalpy and the first law of thermodynamics ΔU= q + w At constant pressure: q=ΔH and w=­PΔV ΔU=ΔH­PΔV ΔH=ΔU+PΔV Constant P: often good enough for chemistry Gas expands, 18 KJ work (done on surroundings) 79 kJ heat released ΔH? = ­79kJ ΔU? = ΔH­PΔV          = ­79kJ­18kJ ΔU   = ­97kJ 418 J heat added P=1.12atm V:5.261L  ▯6.189L ΔH? = 418J ΔU? = ΔH­PΔV          = 418J­(1.12atm)(0.928L)     101.3 J           x ­­­­­­­­­ =  105J     Latm          =418J­105J ΔU   =313J Exothermic: heat given off by the system to the surroundings  ΔH<0 products0 products>reactants 6.01 kJ are absorbed for every 1 mole of ice that melts at 0°C and 1  atm. Endothermic reactions, positive, system absorbs heat. 890.4 kJ are released for every 1 mole of methane that is  combusted at 25°C and 1 atm. Exothermic reaction, negative,  system gives off heat. Thermochemical equations ­Coefficients: always of moles of a substance H2O (s)  ▯H2O (l)   ΔH=6.01kJ ­Reverse the reactions, change the sign of ΔH H2O (l)  ▯H2O (s)     ΔH—6.01kJ ­Multiply both sides of the equation: ΔH changes bi same factor 2H2O (s)  ▯ 2H2O (l)     ΔH=2 x 6.01= 12.0kJ ­Note: change in state  ▯change in enthalpy! Thermochemical equations ­The physical states of all reactants and products must be specified  in the thermochemical equations Heat evolved during combustion of 266 g of P 4? P4 (s) + 5O2 (g)  ▯P4O10 (s)     ΔH=
More Less

Related notes for CHEM 1320

Log In


Join OneClass

Access over 10 million pages of study
documents for 1.3 million courses.

Sign up

Join to view


By registering, I agree to the Terms and Privacy Policies
Already have an account?
Just a few more details

So we can recommend you notes for your school.

Reset Password

Please enter below the email address you registered with and we will send you a link to reset your password.

Add your courses

Get notes from the top students in your class.