�ݺ�ߣ

�ձ��Ǳ��í��
Consuelo Batalla García
Institut Valldemossa
Barcelona

Índex
1. �ձ��Ǳ��í��
2. Primer principi de termodinàmica
3. Entalpia estàndard de reacció
4. Entalpia estàndard de formació
5. Energia d’enllaç
6. Lleis de la termoquímica
7. Entropia
8. Energia lliure de Gibbs
9. Llocs webs

�ձ��Ǳ��í��
La �ձ��Ǳ��í�� és la part de la Termodinàmica que estudia les variacions
d'energia que es produeixen en les reaccions químiques, és a dir, la conversió
d'energia química en energia tèrmica i viceversa.
Hi ha reaccions en què es produeix una emissió de calor a l'exterior, reaccions
exotèrmiques, i d’altres en què la reacció absorbeix calor, reaccions
endotèrmiques.
Funcions d’estat:
• Pressió, Pa.
• Volum, m3
• Temperatura, K
• Energia interna, J
• Entropia, J K-1
• Entalpia, J
La calor i el treball no són funcions d'estat, ja que el seu valor depèn del tipus de
transformació que experimenta un sistema des del seu estat inicial al seu estat
final.

Primer principi de termodinàmica
La variació d'energia interna d'un sistema ve donada per la suma algebraica de la
calor absorbida / desprès i el treball realitzat pel sistema o en contra.
ΔU = Q + W
Per conveni, la calor té signe positiu quan és absorbit pel sistema (la seva energia
interna augmenta) i negatiu si és cedit pel sistema (la seva energia interna
disminueix). El treball té signe positiu quan és realitzat contra el sistema (per
exemple quan es comprimeix un gas), ja que la seva energia interna augmenta, i
negatiu si és realitzat pel sistema (per exemple quan un gas s'expandeix), ja que
la seva energia interna disminueix.
Treball d'expansió per a un gas ideal en un procés a pressió constant:
W = - P · ΔV = - Δn · R . T
Processos a volum constant: ΔU = Q + 0 = QV
Processos a pressió constant: ΔU = Q - P · ΔV = Qp - Δn · R . T
Qp = ΔU + P · ΔV = (U2 + PV2) - (U1 + PV1) = ΔH
Aquesta nova magnitud, H, se l’anomena entalpia.
Hreactius < Hproductes → ΔH > 0 Reacció endotèrmica
Hreactius > Hproductes → ΔH < 0 Reacció exotèrmica

Primer principi de termodinàmica
Exercicis:
1.- S’introdueixen dos gasos en un vas a pressió constant. Quan es
produeix la reacció entre ells, alliberen 165 kJ a l’entorn, i alhora
aquest realitza un treball sobre el sistema de 92,5 kJ. Calcula el
valor de la variació d’energia interna en aquesta reacció química.
R: -72,5 kJ.
2.- Quan es crema una mescla de gasolina i aire en un cilindre d’un
motor d’explosió, s’alliberen 104 kJ. Si els gasos produïts en la
reacció de combustió mouen el pistó fent un treball de 42 kJ,
calcula la variació d’energia interna que es produeix en el procés.
R: -146 kJ

Entalpia estàndard de reacció
L’entalpia estàndard duna reacció és l'increment entàlpic
quan, tant reactius com productes estan en condicions
estàndard (p = 1 atm; T = 298,15 K = 25 º C i la
concentració de les substàncies dissoltes = 1 mol dm-3).
Equacions termoquímiques: expressen tant els reactius com
els productes indicant entre parèntesis el seu estat físic, i a
continuació la variació energètica, expressada generalment com
a ΔH).
Exemples:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l); ΔH0 = –890 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g); ΔH0 = –241,4 kJ

Entalpia estàndard de reacció
Exercicis:
1.- Es pot obtenir oxigen en el laboratori mitjançant la descomposició del clorat de potassi sòlid
per donar clorur de potassi sòlid i oxigen gas. Sabent que la variació d’entalpia del procés és de
–22,2 kJ per mol de clorat descompost, calcular la calor despresa en obtenir 11,2 l d’oxigen,
mesurats a 0ºC i 1 atm. Escriu l’equació termoquímica del procés.
R: -7,4 kJ
2.- Sabent que per la reacció: 2 Òxid d’alumini (s) → 4 alumini (s) + 3 oxigen (g), ∆H=-3351
kJ, a 25ºC, trobar quina calor es desprendrà a 25ºC i 1 atm, si es descomponen 10 g de òxid
d’alumini.
R: -164,3 kJ.
3.- Tenint en compte l’equació termoquímica: 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g), ∆H=181 kJ
Calcula: a) l’energia necessària per a descompondre 60,6 g d’òxid de mercuri (II); b) el volum
d’oxigen mesurat a 25ºC i 1 atm que es produeix per calfament de òxid de mercuri (II) quan
s’absorbeixen 100 kcal.
R: a) 25,3kJ; b) 56,2 l
4.- L’alcohol etílic (etanol), té un valor energètic similar al dels hidrats de carboni. Si l’entalpia
de combustió de l’etanol és –1362,6 kJ/mol, calcula el contingut energètic de l’alcohol que
ingerim quan prenem un got de vi de 120 ml de 12,5º (12,5% en volum). La densitat de
l’alcohol etílic és de 0,79 cm-3
R: 351 kJ

Entalpia estàndard de formació
És l'increment entàlpic (ΔH) que es produeix en la reacció de formació d'un mol d'un determinat
compost a partir dels elements en l'estat físic normal (en condicions estàndard).
Exemples:
C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔHf
0 = – 393,13 kJ/mol
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔHf
0 = – 285,8 kJ/mol
Exercicis:
1.- Les entalpies estàndard de formació del monòxid de nitrogen (gas) i del diòxid de nitrogen
(gas) són 90,2 i 33,2 kJ/mol, respectivament. Per al procés: NO2(g) → NO(g) +1/2 O2(g)
a)Escriu una equació termoquímica per aquesta reacció
b)Calcula la variació d’entalpia estàndard;
c)Calcula la variació de l’energia interna estàndard.
R: b) 57 kJ/mol; c) 55,76 kJ/mol
2.- L’entalpia de combustió d’un compost orgànic de fórmula C6H12O2 és –2540 kJ/mol. Sabent
que l’entalpia estàndard de formació del diòxid de carboni és –394 kJ/mol i la de l’aigua és –242
kJ/mol, calcula la entalpia de formació del compost orgànic.
R: -1276 kJ/mol
3.- Les entalpies de formació estàndard de l’età, diòxid de carboni i aigua són, respectivament,
–84,7; -393,5 i – 285,5 kJ/mol. Calcular la calor despresa en la combustió completa de 30 g
d’età.
R: - 1558,8 kJ Consuelo Batalla García

Entalpia estàndard de formació
Exercicis:
4.- L’entalpia estàndard de formació de l’octà líquid val –252 kJ/mol. Les entalpies de formació
del diòxid de carboni i de l’aigua són –393 i –285 kJ/mol respectivament. Amb aquestes dades,
escriu l’equació termoquímica corresponent a la combustió de l’octà i calcula la quantitat de
calor despresa en la combustió completa de 10 g d’octà.
R: -478,68 kJ
5.- Per descompondre el carbonat de calci en diòxid de carboni i òxid de calci es necessiten
42,55 kcal/mol. Les entalpies de formació de l’òxid de calci i del carbonat de calci són –151, 90
kcal/mol i – 288,50 kcal/mol, respectivament. Calculeu, a partir de les dades anteriors,
l’entalpia de formació del diòxid de carboni.
R: -94,05 kcal/mol
6.- Calcular la calor de formació de l’etí, coneguts les calors de formació de l’aigua (-285,5
kJ/mol) i del diòxid de carboni (-393,13 kJ/mol), així com la calor de combustió de l’etí (-1300
kJ/mol).
R: 228,24 kJ/mol
7.- Calcula l’entalpia de formació del monòxid de carboni, coneixent que l’entalpia de formació
del diòxid de carboni és –393,5 kJ/mol i que l’entalpia de combustió del monòxid de carboni a
diòxid de carboni és –283 kJ/mol.
R: -110,5 kJ/mol
8.- Alguns automòbils poden utilitzar gas butà com a combustible. Calcula l’energia alliberada
en la combustió de 10 litres de butà mesurats a 298 K i 1 atm si l’entalpia de formació de
l’aigua, diòxid de carboni i del butà són –285,8; –393,5 i –124,7 kJ/mol, respectivament.
R: -1177,9 kJ

Energia d’enllaç
Energia d'enllaç és l'energia necessària per trencar un mol d'un enllaç d'una substància en
estat gasós.
En el cas de molècules diatòmiques amb un sol enllaç, es correspon amb l'energia necessària
per dissociar 1 mol d'aquesta substància en els àtoms que la constitueixen.
Per a molècules poliatòmiques, l'energia d'enllaç es pren com el valor mitjà necessari per
trencar cadascun dels enllaços iguals. Per exemple, se sap que per trencar el primer enllaç
H-O del H2O es precisen 495 kJ / mol mentre que només es necessiten 425 kJ / mol per
trencar el segon, per la qual cosa se sol prendre el valor mitjà (460 kJ / mol) com a energia
de l'enllaç H-O.
A-B (g) → A (g) + B (g); ΔH = Eenllaç= Ee
Exemple:
H2(g) → 2 H(g); ΔH = 436 kJ
L’energia d’enllaç és positiva perquè és necessari aportar energia al sistema.
Càlcul de ΔH0 a partir de les energies d’enllaç:
ΔH0 = Σnf · Ee (enllaços trencats) – Σni · Ee (enllaços formats)

Energia d’enllaç
Exercicis:
1.- Determina a partir de les entalpies d'enllaç, l'entalpia de la reacció de combustió a 298K del
propanol gas.
Dades: C-C: 348 kJ/mol; C-H: 413 kJ/mol; C-O: 358 kJ/mol; C=O: 804 kJ/mol; O-H: 463
kJ/mol; O=O: 498 kJ/mol.
R: -1879 kJ/mol
2.- Determina a partir de les entalpies d'enllaç, l'entalpia de la reacció de combustió del metà a
298K.
Dades: C-H: 413,4 kJ/mol; C=O: 711,3 kJ/mol; O-H: 462,8 kJ/mol; O=O: 401,7 kJ/mol.
R: -816,8 kJ/mol
3.- Calcula l'entalpia de la següent reacció: 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g), a partir
de les entalpies d’enllaç: N-H 393 kJ/mol, O=O 497 kJ/mol, N=O 631 kJ/mol, O-H 460 kJ/mol.
R: -843 kJ/mol.
4.- Calcula l’entalpia de combustió del propà a partir de les següents entalpies d’enllaç:
C-H 415 kJ/mol, O=O 494 kJ/mol, C=O 730 kJ/mol, O-H 460 kJ/mo, C-C 347 kJ/mol.
R: -1576 kJ/mol.
5.- Calcula el valor aproximat de l’entalpia de reacció en la hidrogenació de l’etè:
Dades: C=C 611 kJ/mol; H-H 436 kJ/mol; C-C 347 kJ/mol; C-H 413 kJ/mol.
R: -126 kJ/mol.
6.- Calcula l’entalpia de reacció de la hidrogenació de l’1,3-butadiè fins a butà a partir de les
dades següents: entalpies d’enllaç (kJ/mol): C=C 612,9; C-C 348,2; H-H 436,4; C-H 415,3

Lleis de la termoquímica
• Llei de Lavoisier-Laplace (1780):
"La quantitat de calor que s'ha de subministrar a un compost per
descompondre’l en els seus elements és igual a la calor despresa en
formar el compost a partir dels seus elements”.
"El canvi tèrmic que acompanya una reacció química en una direcció és
de magnitud exactament igual, però de signe oposat, al qual va associat
amb la mateixa reacció en sentit invers“.
• Llei de Hess (1840):
"El canvi tèrmic, a pressió o volum constant, d'una reacció química, és
el mateix, tant si té lloc en una etapa com si es verifica en vàries
etapes".
"Les equacions termoquímiques es poden sumar i restar com si fossin
equacions algebraiques".
La llei de Hess pot ser utilitzada per al càlcul de calors de reacció, ja
que podem combinar equacions amb variacions d'entalpia conegudes
fins arribar a l'equació la variació d’entalpia de la qual ignorem,
determinant d'aquesta manera la dada desconeguda.

Lleis de la termoquímica
Exercicis:
http://agora.xtec.cat/iesb7/moodle/pluginfile.php/94118/
mod_resource/content/2/exercicis%20Q2%20U12%20ter
modinamica%202013-14.pdf
http://www.xtec.cat/~rdavila/quimica/unitat2.pdf
Laboratori: càlcul de l’entalpia d'una reacció àcid-base:
http://trabajosyapuntes.blogspot.com.es/2013/12/practic
a-quimica-deteccio-dentalpia.html

Entropia
L’entropia és una mesura del desordre del sistema que pot mesurar-se i tabular-se:
ΔS = Sfinal – Sinicial
En una reacció química:
ΔS0 = Σnp · S0
(productes) – Σnr · S0
(reactius)
Exemple:
Calcula ΔS0 per a les següents reaccions químiques:
a) N2(g) + O2(g) → 2 NO(g);
b) 3 H2(g) + N2(g) → 2 NH3(g).
Dades: S0 (J·mol–1·K–1): H2(g) = 130,6; O2(g) =205; N2(g) = 191,5; NO(g) = 210,7;
NH3(g) =192,3
a) ΔS0 = 2 mol · 210,7 J · mol-1 · K-1 – (191,5 J · mol-1 · K-1 + 205 J · mol-1 · K-1) =
24,9 J · K-1
b) ΔS0 = 2 · 192,3 J · K-1 – (3 mol · 130,6 J · mol-1 · K-1 + 191,5 J · K-1) = - 198,7 J · K-1

Entropia
Variació d’entropia en un procés isotèrmic:
ΔS = Sfinal – Sinicial = Q / T
Predicció del signe de la variació d'entropia d'algunes reaccions
químiques:
Per poder mesurar el grau de desordre d'un sistema, és necessari
establir una nova magnitud, l'entropia (S) que es mesura en J / K i és,
igual que l'entalpia o l'energia interna una funció d'estat. L'entropia
augmenta amb la temperatura i és més gran en gasos, que en líquids,
que en sòlids.
Per tant, en una reacció química, o en un sistema, l’entropia augmenta,
ΔS > 0, quan augmenta la temperatura, quan el número de mols
gasosos augmenta, quan es produeix una fusió, etc.

Energia lliure de Gibbs
Per determinar si un procés és o no espontani, cal prendre en consideració la
variació de l'entalpia i de l'entropia. Aquestes dues magnituds termodinàmiques es
relacionen entre elles mitjançant una nova magnitud termodinàmica, l'energia
lliure de Gibbs, G, (energia alliberada per un sistema per realitzar treball útil a
pressió constant), de manera que: ∆G = ∆H – T∆S
Si en una reacció química s'allibera treball útil, l'ΔG és negatiu i per tant serà una
reacció espontània.
Si:
ΔG <0 La reacció és espontània en el sentit establert.
ΔG > 0 La reacció no és espontània en el sentit establert.
ΔG = 0 El sistema està en equilibri.
L'energia estàndard de reacció, és el canvi de l'energia estàndard de productes
menys el canvi de l'energia estàndard de reactius
ΔG0 (reacció) = Σn ΔG0 (productes) - Σn ΔG0 (reactius)

Exercicis:
1.- Per a la reacció: Ag2O → 2 Ag (s) + 1/2 O2 (g) les variacions d’entalpia i d’entropia són 7
kcal mol-1 i 15,8 cal mol-1 K-1, respectivament. Suposant que tant ∆H com ∆S romanen
constants amb la temperatura, calcula la variació d’energia lliure per la mateixa reacció a 25ºC i
a 500ºC. Indica a quina d’aquestes temperatures la reacció serà espontània.
R: 2,29 kcal/mol; -5,21 kcal/mol
2.- Pel procés de fusió del gel, ∆H = 6,007 kJ mol-1 i ∆S = 21,99 J mol-1 K-1. Suposant aquests
valors constants amb la temperatura:
a) És espontània la fusió del gel a –1ºC?
b) I a 1ºC?
c) Calcula la temperatura a la qual el gel estarà en equilibri en l’aigua líquida.
R: a) no; b) si; c) 273,16K
3.- Per la vaporització de l’aigua a 25ºC i 1 atm, ∆H = 44,01 kJ mol-1 i ∆S=117,9 J mol-1 K-1.
Calcula: a) L’energia lliure de vaporització de l’aigua en aquestes condicions; b) la temperatura
a la qual l’aigua líquida estarà en equilibri amb el seu vapor, a la pressió d’una atmosfera.
R: a) 8,87 kJ/mol; b) 373,28 K

Llocs webs consultats
1.-
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_1_princ.htm#Cal
or_Volumen_y_presion_constante
2.-
https://fisicayquimicaiesmoraima.wikispaces.com/file/view/Termodin%C3%A1mica
%20qu%C3%ADmica.pdf/383290370/Termodin%C3%A1mica%20qu%C3%ADmic
a.pdf
3.- http://mit.ocw.universia.net/7.51/f01/pdf/fa01-lec06.pdf
4.-
http://www.educa.madrid.org/web/ies.isidradeguzman.alcala/departamentos/fisic
a/temas/termoquimica/entropia.html
5.- http://prepa8.unam.mx/academia/colegios/quimica/infocab/unidad118.html
6.- http://www.alonsoformula.com/inorganica/_private/Quimica2bach04cast.pdf
Última consulta: 8 de juny de 2014

�ݺ�ߣ

�ձ�����Ǳ��í��������

More Related Content

�ձ�����Ǳ��í��������

�ձ��Ǳ��í��

�ձ��Ǳ��í��