Termochemie

Na počátku termochemie byly dvě myšlenky:

1. Lavoisier a Laplaceův zákon (1780): V tomto zákoně se uvádí, že změna energie při jakékoliv přeměně je rovna změně energie při opačném procesu.
2. Hessův zákon (1840): Hessův zákon: Změna energie při jakékoli přeměně je stejná, ať už probíhá v jednom kroku nebo v mnoha.

Tyto objevy přišly ještě před přijetím prvního termodynamického zákona (1845). Pomohly vědcům tento zákon pochopit.

Edward Diaz a Hess zkoumali měrné a latentní teplo. Joseph Black vyvinul koncept latentních energetických změn.

Gustav Kirchhoff v roce 1858 ukázal, že změna reakčního tepla je dána rozdílem tepelné kapacity produktů a reaktantů: ∂ Δ H ∂ T = Δ C p {\displaystyle {{\partial \Delta H} \přes \část T}=\Delta C_{p}} . Integrace této rovnice umožňuje vyhodnotit reakční teplo při jedné teplotě na základě měření při jiné teplotě.

Měření tepelných změn se nazývá kalorimetrie. Měří teplo chemických reakcí nebo fyzikálních změn. Kalorimetr, přístroj pro kalorimetrii, je obvykle uzavřená komora.

Kalorimetrie má tyto kroky: Chemikové provedou změnu uvnitř komory. Teplota v komoře se měří buď teploměrem, nebo termočlánkem. Teplota se vynese do grafu v závislosti na čase. Chemikové použijí graf k výpočtu základních veličin.

Moderní kalorimetry mají malé počítače, které měří teplotu a rychle poskytují vypočtené údaje. Příkladem je diferenciální skenovací kalorimetr (DSC).

V termochemii je velmi užitečných několik termodynamických definic. "Systém" je konkrétní část vesmíru, která je předmětem zkoumání. Vše mimo systém se považuje za okolí nebo prostředí. Systémem může být např:

• izolovaný systém - když si nemůže vyměňovat energii nebo hmotu s okolím, jako je tomu u izolovaného kalorimetru bomby;
• uzavřený systém - když si může vyměňovat energii, ale ne hmotu s okolím, jako je tomu u parního radiátoru;
• otevřený systém - když si může vyměňovat hmotu i energii s okolím, například s hrncem vařící vody.

Systém prochází "procesem", když se změní jedna nebo více jeho vlastností (charakteristik). Proces souvisí (navazuje) na změnu stavu. K izotermickému procesu (při stejné teplotě) dochází, když teplota systému zůstává stejná. K izobarickému (stejný tlak) procesu dochází, když tlak soustavy zůstává stejný. Adiabatický (bez výměny tepla) proces nastává, když se v systému nepohybuje žádné teplo.

• Důležité publikace z termochemie
• Izodesmická reakce
• Princip maximální práce
• Reakční kalorimetr
• Thomsenův-Berthelotův princip
• Julius Thomsen
• Termodynamické databáze pro čisté látky
• Kalorimetrie
• Tepelná fyzika