THERMOCHEMISTRY

CHAPTER 11

ENERGY AND HEAT

nThermochemistry:   The study of the energy changes that accompany chemical reactions and changes in the physical states of matter. 

ENERGY AND HEAT

nWork:    Energy used moving objects against a force. 

nFormula:     Work = Force * Distance 

ENERGY AND HEAT

nHeat:   Energy transfer from one object to another. Represented by the symbol q.

ENERGY AND HEAT

nEnergy:   The ability to do work or supply heat.

ENERGY AND HEATn There are two main types of energy:

A. Kinetic:    Energy of motion 

ENERGY AND HEATB. Potential:    Energy of position

nInternal Energy The sum of the kinetic and potential energies of the particles making up a substance. 

ENERGY AND HEATnSystem:   That which is under study, e.g.. a reaction. 

nSurroundings:   Everything outside of the system. 

ENERGY AND HEAT

nUniverse:     System + surroundings.    

ENERGY AND HEAT

nThere are two types of thermodynamic reactions:     A. Endothermic     B. Exothermic

ENERGY AND HEAT

A. Endothermic:    A chemical reaction or physical change in which heat is absorbed (q is positive). 

ENERGY AND HEATB. Exothermic:    A chemical reaction or  physical change in which heat is released (q is negative). 

ENERGY AND HEAT

n http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/media_portfolio/text_images/019_THERMITE.MOV

ENERGY AND HEATnLaw of Conservation of Energy:   Energy cannot be created or destroyed.

Measuring Heat

nCalorie:   A.The amount of heat energy    needed to raise 1 g H2O at 1°C.

   B. 1 cal = 4.184 Joule   

Measuring Heat

nJoule:   A.The SI unit for energy       B. One joule of heat raises the    T of 1 g of water.

      C.  1 J = 0.2390 cal

Measuring Heat

nSpecific heat capacity (C) or (Cp) 

    A. The amount of heat needed to raise the temperature of 1 gram of a substance by 1°C 

Measuring HeatB. Equation:

      q = m x c x ΔT  q = heat  m= mass of material  c = specific heat  ΔT = change in T

Measuring Heat

C. Units are      J/g°C.

Measuring HeatnHeat Capacity

A. An object's ability to absorb or release heat. 

Measuring Heat

B. Depends on the product of its specific heat capacity and the mass. ( c x m) 

Measuring Heat

C. Depends on heat divided by the change in temperature (q/∆ T). 

Measuring HeatD. Units are 

usually J/°C.

Measuring Heat

Examples:1. The T of Cu with a mass of 95.4 g increases from 25°C to 48°C when the metal absorbs 849 J. What is the specific heat capacity of Cu?

Given: m = 95.4 g q = 849 JT1 = 25 °C T 2 = 48 °C

∆ T =  23 °C

Formula:q = m x c x ∆T

c = q

m x ∆T

c = 849 J

95.4 g x 23 °C

= 0.387 J / g°C

2.   How much heat is required to raise the temperature of 250.0 g of Hg to 52 °C?

Given: C = 0.14 J/g°Cm = 250 g∆T = 52°C 

Formula: q = m x c x T

q =

250 g x 0. 14 J / g °C x 52 °C

= 1820 J= 1.82 kJ

3. Calculate the mass of water required to change the temperature to 56 °C and produce 1324 J of energy?

Given: 

q = 1324 J C =  4.184 J/g°C

T = 56 °C  m = ?

q = mcTFormula:

m = q

cT

m = 1324 J

(4.184J /g°C) (56 °C)

= 5.66 g

Calorimetry

nWe can determine the heat flow (Hrxn) associated with a chemical reaction by measuring the temperature change it produces.

Calorimetry

nCalorimetry is   The measurement of heat flow.

Calorimetry

nA calorimeter is    An apparatus that measures heat flow.

Calorimetry

nThere are two types:   1. Coffee cup

   2. Bomb calorimeter

CalorimetrynCoffee cup  A. Constant Pressure

   B. Used in heat changes involving reactions in aqueous solutions. 

Calorimetry

C. The reaction occurs in a known volume of water.

Calorimetry

nBomb Calorimeter:  A. Constant Volume

   B. Used to measure heat flows for gases and high temperature reactions. 

EnthalpyA. The variable H

B. The energy gained or lost

C. q =H

nExample 1:50 ml of 1.0 M HCl and 50 ml of NaOH are combined in a constant pressure calorimeter. The temperature of the solution is observed to rise from 21.0 °C to 27.5 °C. Calculate the enthalpy change for the reaction (assume density is 1.0 gram/ml, and that the specific heat of the solution is that of water).

T =  6.5° C c= 4.18 J/g° C

m = 100 mL x 1 g/mL= 100 g

Hsolution = ?

Formula:

Hsolution = mcT

(100 g)(4.18 J/g°C) (6.5 °C)

= 2717 J

nThe heat absorbed by an aqueous solvent is equal to the heat given off by the reaction of the solutes: 

nqaq solution = -qrxn 

Final answer is

-2717 J

Why?

Because we were looking for the qrxn

Exothermic or Endothermic??

Exothermic

Why?

Negative sign

Example 2:A small pebble is heated and placed in a foam cup calorimeter containing 25 mL of water at 25 °C. The water reaches a maximum temperature of 26.4 °C. How many joules of heat were released by the pebble?

T = 1.4 °C c = 4.18 J/g°C

m = 25 mL x 1 g1 mL

= 25 g

H = mcTFormula:

= (25 g) (4.18 J/g°C) (1.4 °C)

= 146 J

Exothermic or Endothermic?

Endothermic

Because it is positive.

Thermochemical Equations

nAn equation that includes the heat change (H) for the reaction.

Thermochemical Equations

nExamples:

n2N(g)  N2(g)  H = -941 kJ

nO2(g)  2O(g)  H = +502 kJ

Enthalpies of Phase Changes

nEnthalpy of fusion (Hfus):

  Heat to melt 1 mole of solid to liquid. 

  Always positive.

Enthalpies of Phase ChangesnEnthalpy of Vaporization (Hvap):

  Heat to evaporate 1 mol of liquid

  Always positive. 

Enthalpies of Phase Changes

nEnthalpy of Condensation (Hcond):

  Heat released when 1 mol of vapor condenses.

  Always negative.

Examples:

1. How many grams of ice at              0°C & 101325 Pa could be melted by the addition of 2.25 kJ of heat?

What kind of phase change is it?

Fusion

Find the Hfus for water

1 mol = 6.01 kJ

What are you looking for?

Mass of ice melted

2.25 kJ 1 mol6.01 kJ

18 g H2O1 mol

Hfus GFM H2O

=  6. 74 g

2. How much heat in kJ is absorbed when 63.7 g H2O (l) at 100°C is converted to steam at 100°C?

What kind of phase change is it?

Vaporization

Find the Hvap for water

1 mol = 40.7 kJ

What are you looking for?

Amount of heat

63.7 g H2O 1 mol

18 g H2O40.7 kJ1 mol

= 144 kJ

 GFM H2O  Hvap

Enthalpy of formation (Hf)

nThe enthalpy associated with the reaction that forms a compound from its elements in their most thermodynamically stable states.  

Enthalpy of formation (Hf)nEqual to 

In the above reaction, n and m are the coefficients of the products and the reactants in the balanced equation.

Example:Calculate the heat given off when one mole of B5H9 reacts with excess oxygen according to the following reaction:

2 B5H9 (g) + 12 O2 (g)  5 B2O3 (g) + 9 H2O (g)

Compound Hf

B5H9 73.2 kJ/mol

B2O3 -1272.77 kJ/mol

O2 0 kJ/mol

H2O -241.82 kJ/mol

Sum of Reactants2 mol B5H9 73.2 kJ

1 mol= 146.4 kJ

12 mol O2 0 kJ

1 mol =  0 kJ

Sum of Reactants:

146.4 kJ  + 0 kJ =

146.4 kJ

Sum of Products

5 mol B2O3 -1272.77 kJ1 mol

=

- 6363.85 kJ

Sum of Products

9 mol H2O -241.82 kJ

1 mol=

-2176.38 kJ

Sum of Products

-6363.85 kJ + -2176.38 kJ

= -8540.23 kJ

H° =

-8540.23 kJ - 146.4  kJ

 ∑Hproducts ∑ Hreactants

= -8686.63 kJ

Hess’s LawnHeat transferred, or change in enthalpy (H), in a reaction is the same regardless whether the reaction occurs in a single step or in several steps.  

Hess’s LawnIf a series of reactions are added together, the net change in the heat of the reaction is the sum of the enthalpy changes for each step.  

Hess’s Lawn Rules for Using Hess’s Law:   1. If the reaction is multiplied (or divided) by number, H must also be multiplied (or divided) by that number.  

Hess’s Law 2. If the reaction is reversed (flipped), the sign of H must also be reversed.  

Hess’s LawnExample:   Nitrogen and oxygen gas combine to form nitrogen dioxide according to the following reaction: 

N2 (g) + 2 O2  2 NO2 (g)

Hess’s LawCalculate the change in enthalpy for the above overall reaction, given:

N2 (g) + O2 (g)  2NO (g)2 NO (g) + O2 (g)   2 NO2 (g)

N2 (g)  + 2 O2 (g)  2 NO2 (g)

ΔH = 181 kJ + - 131 kJ= 50 kJ

From the following enthalpy changes:

OF2 (g) + H2O (l)  O2 (g) + 2 HF (g) ∆H° = -277 kJ

SF4 (g) + 2 H2O (l) SO2 (g) + 4 HF (g) ∆H° = -828 kJ

S (g) + O2 (g)  SO2 (g) ∆H° =-297 kJ

Calculate the value of ∆H for the reaction: 

2 S (g) + 2 OF2 (g)  SO2 (g) + SF4 (g)

TARGET 

OF2 (g) + H2O (l)  O2 (g) + 2 HF (g)

How do you need to change this equation to look like the target equation?

2 S (g) + 2 OF2 (g)  SO2 (g) + SF4 (g)

Multiply it by 2

SF4 (g) + 2 H2O (l) SO2 (g) + 4 HF (g)How do you need to change this equation to look like the target equation?

2S(g) + 2 OF2 (g) SO2 (g) + SF4 (g)Flip the equation

S (g) + O2 (g)  SO2 (g)

How do you need to change this equation to look like the target equation?2S(g) + 2 OF2 (g) SO2 (g) + SF4 (g)

Multiply by 2

2 OF2(g) + 2 H2O (l) 2 O2 (g) + 4 HF (g)

SO2 (g) + 4 HF (g)SF4 (g) + 2 H2O (l) 2 S(g) + 2 O2 (g)  2 SO2 (g)

2 S(g) + 2 OF2 (g)  SO2 (g) + SF4 (g)

ΔH = -554 kJ + 828 kJ +- 594 kJ

= -320 kJ