Energetics and Thermochemistry.notebook

1

April 15, 2019

Apr 11­4:13 PM

TOPIC 5 ­ ENERGETICS AND THERMOCHEMISTRY

Apr 11­4:09 PM

5.1 Measuring Energy Changes

Energetics and Thermochemistry.notebook

2

April 15, 2019

Apr 11­2:19 PM

Thermodynamics ­ the study of energy and how it is interconverted

Law of Conservation of Energy ­ also called the first law of thermodynamics, states that energy can be converted from one form to another BUT IT CAN NOT BE CREATED OR DESTROYED!

This law holds true for chemistry ­ in a chemical reaction, total energy is conserved.

Chemical potential energy is stored in the chemical bonds of reactants and products, while the temperature of a reaction is a function of the kinetic energy of the particles involved.

Apr 11­2:53 PM

Units for energy ­ most common is JOULES, J. 

­ A joule of energy is essentially the work done when you exert 1 N of force over a distance of 1 m.

­ One joule of energy is used every time your heart beats

­ Other units include: calories (think about energy content of food), although one Calorie in food is actually a kilocalorie or 1000 calories

Energetics and Thermochemistry.notebook

3

April 15, 2019

Apr 11­2:35 PM

WHAT IS HEAT (q, in J)? 

Heat, q, is a form of energy that is always transferred FROM a warmer object to a cooler object until the temperature of the objects matches.

 ­ Heat can be transferred by conduction, convection or radiation

­ When heat is transferred to an object, it does WORK by increasing the kinetic energy of the particles in the material, resulting in an increase in the temperature of the object

­ Absolute zero, 0 K (­273.15 C) is the point at which particles theoretically STOP MOVING

Apr 11­2:50 PM

To analyze energy changes in a chemical reaction, we divide the "universe" into two parts

Energetics and Thermochemistry.notebook

4

April 15, 2019

Apr 11­3:00 PM

A chemical system can be open (matter and energy can be transferred), closed (only energy can be transferred), or isolated (nothing is transferred)

Note: the arrows could also point the other way for the first two systems.

Apr 11­3:03 PM

Bond Dissociation Energy ­ During a chemical reaction, chemical bonds in the reactants are BROKEN (requires energy, endothermic) and the atoms are rearranged. The amount of energy needed to break a specific bond is called bond dissociation energy, and it can be measured for every different bond.

New bonds are FORMED (releases energy, exothermic) between these newly rearranged atoms to form products.

Thermochemistry is the study of heat changes that take place during a chemical reaction!

Energetics and Thermochemistry.notebook

5

April 15, 2019

Apr 11­4:43 PM

Enthalpy (H, kJ or kJ/mol) ­ the heat content of a system. We typically are more interested in how the enthalpy of a system CHANGES during a chemical reaction,  ΔH. 

­ At constant pressure, we assume q = ΔH.

­ Otherwise, q = nΔH

Enthalpy is a state function, meaning any change in the value is independent of the pathway between the initial and final value

Apr 11­3:11 PM

Endothermic Reaction ­ a chemical reaction where more energy is absorbed from the surroundings to break chemical bonds in reactants than is returned to the surroundings when chemical bonds of the products form.

Exothermic Reaction ­ a chemical reaction where more energy is returned to the surroundings when product bonds are formed than was required to break the bonds of the reactants

+ ΔH ­ ΔH

Energetics and Thermochemistry.notebook

6

April 15, 2019

Apr 11­3:39 PM

Apr 11­3:45 PM

Every substance has a property called specific heat capacity (c) that measures how easily the temperature of that substance can be raised.

­ Specific heat capacity measures how much heat is needed to raise 1 g of a pure substance by 1 oC or 1 K.

­ Specific heat capacity is an INTENSIVE property, meaning it does not depend on the size of the sample. 12 g of water and 475 kg of water both have a specific heat capacity of 4.18 kJ kg­1 K­1

This formula is frequently rearranged to allow us to calculate the heat absorbed or released by a pure substance:

q = mcΔT

Energetics and Thermochemistry.notebook

7

April 15, 2019

Apr 12­10:34 AM

Larger c means more energy is required to heat the subtance.

Apr 11­3:09 PM

Heat capacity is slightly different than specific heat capacity ­ it only measures how much heat is needed to increase the temperature of an OBJECT (so mass and size are now important) by 1 oC or 1 K.

The heat capacity of a swimming pool is much larger than the heat capacity of a tea kettle.

Energetics and Thermochemistry.notebook

8

April 15, 2019

Apr 11­4:00 PM

Example: How much heat is released when 10.0 g of copper with a specific heat capacity of 0.385 J g­1 oC­1 is cooled from 85.0 oC to 25.0 oC? Is this endothermic or exothermic?

Apr 11­4:05 PM

Example 2: 180.0 J of heat is transferred to a 100.0 g sample of iron, causing its temperature to increase from 22.0 oC to 26.0 oC. Calculate the:

a) heat capacity of the iron sample

b) specific heat capacity of pure iron

c) amount of heat needed to cause the same temperature change in a 325.0 g sample of pure iron

Energetics and Thermochemistry.notebook

9

April 15, 2019

Apr 11­4:15 PM

Homework

Apr 11­4:27 PM

The change in heat of the surroundings is the opposite as the change in heat of the system: qsystem = ­ qsurroundings or ΔHsystem = ­ ΔHsurroundings

Energetics and Thermochemistry.notebook

10

April 15, 2019

Apr 12­10:44 AM

Calorimetry ­ a process for measuring the amount of heat released or absorbed during a chemical reaction or phase change.

­ One method ­ two styrofoam cups stacked, inner one has water inside it. Initial temperature of water is recorded, and then some sort of reaction or phase change is performed in the water. The reaction releases heat to or absorbs heat from the water, and the temperature change of the water is noted. 

qsystem = ­ qsurroundings

      qrxn = ­ qwater

Apr 12­2:08 PM

Example: You drop a 385 K piece of hot iron (45.0 g) into 275 g of 298 K water. If the specific heat capacity of iron is 0.450 J g­1 K­1, what temperature will the iron and the water reach when the heat transfer is complete?

Energetics and Thermochemistry.notebook

11

April 15, 2019

Apr 12­10:50 AM

What are some assumptions we make when we say that in a coffee cup calorimeter, qrxn = ­qwater? 

Apr 12­10:37 AM

Example: You have an aqueous solution of copper (II) sulfate to which you add solid zinc after a short period of time, according to the following equation:

CuSO4(aq) + Zn(s) ZnSO4(aq) + Cu(s)

The heating curve for this is shown on the next slide:

­ When was the zinc added to the solution?

­ According to the data points, what is the maximum temperature?

­ Can we determine a better maximum temperature that accounts for any potential heat loss through the walls of the cup to the surroundings?

Energetics and Thermochemistry.notebook

12

April 15, 2019

Apr 12­1:29 PM

Apr 12­1:33 PM

Example: 1.15 g of anhydrous lithium chloride, LiCl, was added to 25.0 g of warm water in a coffee cup calorimeter. A temperature increase of 3.80 K was recorded. Calculate the enthalpy change of solution for 1 mol of lithium chloride.

Energetics and Thermochemistry.notebook

13

April 15, 2019

Apr 15­10:44 AM

How do we experimentally determine the heat of combustion?

IB Value is ­1367 kJ/mol

Apr 15­10:42 AM

Homework: Worksheet

Energetics and Thermochemistry.notebook

14

April 15, 2019

Apr 12­8:01 AM

When a molecule changes states of matter (from solid to liquid to gas), the temperature of the molecule REMAINS CONSTANT until the sample has completely changed state. This means we can't use       q = mcΔT to calculate the heat content during this process. In these moments we can use:

q = nΔH

Apr 12­9:31 AM

Energetics and Thermochemistry.notebook

15

April 15, 2019

Apr 12­10:11 AM

The possible phase changes are:

molar heat of fusion: ΔHfus ­ solid melting to liquid

molar heat of solidification: ΔHsolid = ­ΔHfus ­ freezing a liquid

molar heat of vaporization: ΔHvap ­ liquid evaporating to gas

molar heat of condensing: ΔHcond = ­ΔHvap ­ gas to liquid

molar heat of solution: ΔHsoln = dissolving a solid in solvent

Apr 12­10:24 AM

Molar heats of fusion, vaporization, etc are CONSTANT values for specific substances, provided we assume standard conditions

Energetics and Thermochemistry.notebook

16

April 15, 2019

Apr 12­10:32 AM

Example: How much heat is needed to melt 125 g of ice, assuming the ice starts at 0 oC?

How much heat would be released when the same sample of ice froze again?

Apr 12­10:33 AM

Example: A 252 K sample of ice (be careful, this is below zero!) has a mass of 1.85 kg. How much heat is needed to melt this ice, and increase its temperature to 375 K, where it will be a gas?

*Start by drawing a heating curve that includes phase changes!

Energetics and Thermochemistry.notebook

17

April 15, 2019

Apr 15­10:44 AM

Worksheet

Apr 12­2:09 PM

Thermochemical Equations

We can write chemical equations that include the enthalpy change during that reaction. When we combine these two things, a chemical equation becomes a THERMOCHEMICAL EQUATION

Energetics and Thermochemistry.notebook

18

April 15, 2019

Apr 12­2:14 PM

Apr 12­2:15 PM

How do we calculate the values of enthalpy change for thermochemical equations? 

ΔHfΘ is the standard enthalpy change of formation, which is the energy change that occurs when 1 mol of a particular substance is formed. We use existing information about these enthalpies to calculate energies for particular reactions.

ANY ELEMENT IN ITS NATURAL STATE HAS ΔHfΘ = 0

Energetics and Thermochemistry.notebook

19

April 15, 2019

Apr 12­2:34 PM

Apr 12­2:34 PM

We can use the exact same idea for many types of reaction ­ for example, the standard enthalpy change of combustion can be calculated using ΔHcΘ, which is the amount of heat that is released when 1 mol of a particular substance burns in the presence of oxygen. Notice, we calculated this in the previous example.

Energetics and Thermochemistry.notebook

20

April 15, 2019

Apr 12­2:50 PM

Example: Determine the enthalpy change for the combustion of gaseous hydrogen sulfide.

Apr 12­2:57 PM

Homework ­ IB questions (worksheet)