ݺߣ

ݺߣShare a Scribd company logo

ձDZí

•Download as PPT, PDF•
•
David Mur
David Mur
1 of 17
Downloaded 40 times
TERMOQUÍMICA Estudia els intercanvis energètics en una reacció química
Conceptes previs Termodinàmica : ciència que estudia les transformacions entre energia, calor i treball. Energia : capacitat de fer algun tipus de treball. Unitats d’energia: Joules (J) 1 J = 1 N·m 1 J = 0,24 cal Energia interna (U) : energia total de les partícules que constitueixen el sistema. Temperatura : mesura de l’energia cinètica mitjana de les partícules del cos. Calor : energia que es transfereix entre dos cossos a causa de la diferència de temperatura.
Conceptes termodinàmics Sistema termodinàmic : part de l’univers que investiguem independentment de la resta. Entorn : part de l’univers que no és el sistema. Univers = entorn + sistema Reacció exotèrmica : es desprèn energia calorífica. Reacció endotèrmica : necessiten energia calorífica per produir-se. Variable termodinàmica : magnituds que descriuen un sistema termodinàmic. Ex: calor, treball. Funció d’estat : variable termodinàmica independent del procés per arribar l’estat del sistema que descriuen. Ex: P, T, V
Tipus de transformacions Oberts : intercanvien amb l’entorn matèria i energia. Tancats : intercanvien amb l’entorn energia però no matèria. Aïllats : no intercanvien amb l’entorn ni energia ni matèria. Sistemes termodinàmics Isòbares : P constant. Isocores : V constant. Isotermes : T constant. Adiabàtiques : sense intercanvi de calor.
Intercanvis de calor i treball Calor: Sense canvi d’estat Q = m·C e · Δ T (J) Amb canvi d’estat Q = m·L (J) on C e = calor específica o capacitat calorífica (J·kg -1 ·K -1 ) L = calor latent de canvi d’estat (J·kg -1 ) Treball: W = F·dr = -P·S· Δ r = -P· Δ V (J) Q>0 calor absorbida pel sistema Criteri de signes Q<0 calor cedida pel sistema W>0 treball realitzat sobre el sistema W<0 treball realitzat pel sistema Compressió Expansió
Primer principi de la Termodinàmica L’energia ni es crea ni es destrueix: es manté constant. La variació d’energia interna d’un sistema és igual a la suma del calor i el treball intercanviats entre aquest sistema i l’entorn. Δ U = Q + W (J) Ex: Calcula la variació d’energia interna d’un sistema que ha absorbit una quantitat de calor de 4000 J i que fa un treball de 5000 J sobre el seu entorn. Dades: Q = 4000 J, W=-5000 J Δ U = Q + W = 4000 + (-5000) = -1000 J Ha disminuït l’energia interna del sistema en 1000 J
Aplicacions del primer principi Transformació isotèrmica: ΔT = 0 -> ΔU = 0 ΔU = Q + W = 0 -> Q = - W Transformació adiabàtica : Q = 0 ΔU = Q + W = W -> ΔU = W Transformació isocora: ΔV = 0 -> W = 0 ΔU = Q + W = Q -> ΔU = Qv Transformació isòbara: ΔP = 0 ΔU = Q + W = Qp – P·ΔV -> Qp = ΔU + P·ΔV
Entalpia Normalment, P = P atmosfèrica = 1 atm (constant) Entalpia ( Δ H ): calor intercanviada per un sistema en un procés a P constant. És una funció d’estat. Δ H = Qp -> Δ H = Δ U + P· Δ V O el que és el mateix: Qp = Qv + P· Δ V En reaccions sense gasos: Δ V ~ 0, per tant -> Qp = Qv En reaccions amb gasos: Δ V ≠ 0, i si suposem comportament ideal dels gasos: P·V = n·R·T -> P· Δ V = Δ n·R·T Per tant: Qp = Qv + Δ n·R·T Δ H = Δ U + Δ n·R·T Δ n = increment de mols gasos
Entalpia estàndard de reacció Entalpia estàndard de reacció (ΔHº) : variació d’entalpia en una reacció en que els reactius en estat estàndard es transformen en productes en estat estàndard . Entalpia estàndard de formació (ΔH f º) : variació d’entalpia corresponent a la formació d’1 mol de substància en estat estàndard a partir dels seus elements en estat estàndard. Entalpia estàndard de combustió (ΔH c º) : variació d’entalpia corresponent a la combustió d’1 mol de substància en estat estàndard . Estàndard Estàndard Estat estàndard d’una substància : La forma pura més estable de la substància a P=1 atm i T=25ºC Δ H f º elements = 0 J/mol
Entalpia d’enllaç L’entalpia d’enllaç és la variació d’entalpia produïda en trencar-se l’enllaç. Δ Hº(reacció) = Δ H (enllaços trencats) – Δ H (enllaços formats) Reacctius Productes Entalpia estàndard de reacció a partir de les entalpies estàndard de formació Δ Hº(reacció) = Δ H f º (productes) – Δ H f º(reactius)
Llei de Hess ΔH = Funció d’estat Per tant, si una reacció pot produir-se en diverses etapes la variació d’entalpia total serà igual a la suma de les entalpies de reacció de les etapes intermèdies. Ex: Calcula la variació d’entalpia de la reacció 2 C (s) + H 2 (g) -> C 2 H 2 (g) Δ Hº = ? a partir de les reaccions següents: C (s) + O 2 (g) -> CO 2 (g) Δ Hº = -393 kJ H 2 (g) + ½ O 2 (g) -> H 2 O (l) Δ Hº = -286 kJ 2 C 2 H 2 (g) + 5 O 2 (g) -> 4 CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) Δ Hº = -2599 kJ 2 C (s) + 2 O 2 (g) -> 2 CO 2 (g) Δ Hº = 2 (-393) kJ H 2 (g) + ½ O 2 (g) -> H 2 O (l) Δ Hº = -286 kJ 2 CO 2 (g) + H 2 O (l) -> C 2 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) Δ Hº =-½ (-2599) kJ Δ Hº = 2 a + b – ½ c = 2·(-393) + (-286) – ½·(-2599) = 227,5 kJ 2 C (s) + H 2 (g) -> C 2 H 2 (g)
ENTROPIA L’entropia (S), és una funció d’estat que mesura el grau de desordre de les molècules del sistema. ΔS > O -> Augmenta el desordre molecular ΔS < O -> Disminueix el desordre molecular Unitats de S: J/K S (gasos) >>> S (líquids) > S (sòlids) Ex: PCl 3 (l) + Cl 2 (g)-> PCl 5 (s) ΔS és <0 o >0? ΔS < 0 perquè ha augmentat l’ordre del sistema en eliminar-se el gas i formar-se un sòlid.
Variació d’entropia en un procés químic Procés isotèrmic reversible: Δ S = Q / T J/K Procés isotèrmic irreversible: Δ S > Q / T J/K Segon principi de la Termodinàmica L’entropia de l’univers augmenta espontàniament. Tot tendeix al desordre. Llei de Murphy: Tot tendeix a empitjorar més i més…
Entropia estàndard de reacció Entropia estàndard de reacció (ΔSº) : variació d’entropia en una reacció en que els reactius en estat estàndard es transformen en productes en estat estàndard . Estat estàndard d’una substància : La forma pura més estable de la substància a P=1 atm i T=25ºC Entropia estàndard de reacció a partir de les entropies estàndard de formació Δ Sº(reacció) = S f º (productes) – S f º(reactius)
Energia lliure de Gibbs És una funció d’estat que relaciona entalpia i entropia. Unitats d’energia lliure = J Equació de Gibbs - Helmholtz: ΔG = ΔH – T·ΔS J Criteris d’espontaneïtat: ΔG > 0 -> Procés no espontani. ΔG = 0 -> Procés en equilibri. ΔG < 0 -> Procés espontani. Qüestió: com serà el signe de l’entropia lliure en el procès d’expansió d’un gas? També entalpia lliure El procés espontani serà l’invers ΔG < 0 (Espontani)
Entalpia lliure estàndard de reacció Entalpia lliure estàndard de reacció (ΔGº) : variació d’entalpia lliure en una reacció en que els reactius en estat estàndard es transformen en productes en estat estàndard . Entalpia lliure estàndard de formació (ΔG f º) : variació d’entalpia lliure corresponent a la formació d’1 mol de substància en estat estàndard a partir dels seus elements en estat estàndard. Estat estàndard d’una substància : La forma pura més estable de la substància a P=1 atm i T=25ºC Δ G f º elements = 0 J/mol Entalpia lliure estàndard de reacció a partir de les entalpies lliures estàndard de formació Δ Gº(reacció) = Δ G f º (productes) – Δ G f º(reactius)
CRITERIS D’ESPONTANEÏTAT ΔH<0 ΔS<0 ΔH>0 ΔS>0 ΔG<0 ΔG>0 Entalpia Entropia ΔG = ΔH – T·ΔS ΔG>0 ΔG<0 ΔG>0 ΔG<0 T alta T baixa T alta T baixa

More Related Content

ձDZí

  • 1. TERMOQUÍMICA Estudia els intercanvis energètics en una reacció química
  • 2. Conceptes previs Termodinàmica : ciència que estudia les transformacions entre energia, calor i treball. Energia : capacitat de fer algun tipus de treball. Unitats d’energia: Joules (J) 1 J = 1 N·m 1 J = 0,24 cal Energia interna (U) : energia total de les partícules que constitueixen el sistema. Temperatura : mesura de l’energia cinètica mitjana de les partícules del cos. Calor : energia que es transfereix entre dos cossos a causa de la diferència de temperatura.
  • 3. Conceptes termodinàmics Sistema termodinàmic : part de l’univers que investiguem independentment de la resta. Entorn : part de l’univers que no és el sistema. Univers = entorn + sistema Reacció exotèrmica : es desprèn energia calorífica. Reacció endotèrmica : necessiten energia calorífica per produir-se. Variable termodinàmica : magnituds que descriuen un sistema termodinàmic. Ex: calor, treball. Funció d’estat : variable termodinàmica independent del procés per arribar l’estat del sistema que descriuen. Ex: P, T, V
  • 4. Tipus de transformacions Oberts : intercanvien amb l’entorn matèria i energia. Tancats : intercanvien amb l’entorn energia però no matèria. Aïllats : no intercanvien amb l’entorn ni energia ni matèria. Sistemes termodinàmics Isòbares : P constant. Isocores : V constant. Isotermes : T constant. Adiabàtiques : sense intercanvi de calor.
  • 5. Intercanvis de calor i treball Calor: Sense canvi d’estat Q = m·C e · Δ T (J) Amb canvi d’estat Q = m·L (J) on C e = calor específica o capacitat calorífica (J·kg -1 ·K -1 ) L = calor latent de canvi d’estat (J·kg -1 ) Treball: W = F·dr = -P·S· Δ r = -P· Δ V (J) Q>0 calor absorbida pel sistema Criteri de signes Q<0 calor cedida pel sistema W>0 treball realitzat sobre el sistema W<0 treball realitzat pel sistema Compressió Expansió
  • 6. Primer principi de la Termodinàmica L’energia ni es crea ni es destrueix: es manté constant. La variació d’energia interna d’un sistema és igual a la suma del calor i el treball intercanviats entre aquest sistema i l’entorn. Δ U = Q + W (J) Ex: Calcula la variació d’energia interna d’un sistema que ha absorbit una quantitat de calor de 4000 J i que fa un treball de 5000 J sobre el seu entorn. Dades: Q = 4000 J, W=-5000 J Δ U = Q + W = 4000 + (-5000) = -1000 J Ha disminuït l’energia interna del sistema en 1000 J
  • 7. Aplicacions del primer principi Transformació isotèrmica: ΔT = 0 -> ΔU = 0 ΔU = Q + W = 0 -> Q = - W Transformació adiabàtica : Q = 0 ΔU = Q + W = W -> ΔU = W Transformació isocora: ΔV = 0 -> W = 0 ΔU = Q + W = Q -> ΔU = Qv Transformació isòbara: ΔP = 0 ΔU = Q + W = Qp – P·ΔV -> Qp = ΔU + P·ΔV
  • 8. Entalpia Normalment, P = P atmosfèrica = 1 atm (constant) Entalpia ( Δ H ): calor intercanviada per un sistema en un procés a P constant. És una funció d’estat. Δ H = Qp -> Δ H = Δ U + P· Δ V O el que és el mateix: Qp = Qv + P· Δ V En reaccions sense gasos: Δ V ~ 0, per tant -> Qp = Qv En reaccions amb gasos: Δ V ≠ 0, i si suposem comportament ideal dels gasos: P·V = n·R·T -> P· Δ V = Δ n·R·T Per tant: Qp = Qv + Δ n·R·T Δ H = Δ U + Δ n·R·T Δ n = increment de mols gasos
  • 9. Entalpia estàndard de reacció Entalpia estàndard de reacció (ΔHº) : variació d’entalpia en una reacció en que els reactius en estat estàndard es transformen en productes en estat estàndard . Entalpia estàndard de formació (ΔH f º) : variació d’entalpia corresponent a la formació d’1 mol de substància en estat estàndard a partir dels seus elements en estat estàndard. Entalpia estàndard de combustió (ΔH c º) : variació d’entalpia corresponent a la combustió d’1 mol de substància en estat estàndard . Estàndard Estàndard Estat estàndard d’una substància : La forma pura més estable de la substància a P=1 atm i T=25ºC Δ H f º elements = 0 J/mol
  • 10. Entalpia d’enllaç L’entalpia d’enllaç és la variació d’entalpia produïda en trencar-se l’enllaç. Δ Hº(reacció) = Δ H (enllaços trencats) – Δ H (enllaços formats) Reacctius Productes Entalpia estàndard de reacció a partir de les entalpies estàndard de formació Δ Hº(reacció) = Δ H f º (productes) – Δ H f º(reactius)
  • 11. Llei de Hess ΔH = Funció d’estat Per tant, si una reacció pot produir-se en diverses etapes la variació d’entalpia total serà igual a la suma de les entalpies de reacció de les etapes intermèdies. Ex: Calcula la variació d’entalpia de la reacció 2 C (s) + H 2 (g) -> C 2 H 2 (g) Δ Hº = ? a partir de les reaccions següents: C (s) + O 2 (g) -> CO 2 (g) Δ Hº = -393 kJ H 2 (g) + ½ O 2 (g) -> H 2 O (l) Δ Hº = -286 kJ 2 C 2 H 2 (g) + 5 O 2 (g) -> 4 CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) Δ Hº = -2599 kJ 2 C (s) + 2 O 2 (g) -> 2 CO 2 (g) Δ Hº = 2 (-393) kJ H 2 (g) + ½ O 2 (g) -> H 2 O (l) Δ Hº = -286 kJ 2 CO 2 (g) + H 2 O (l) -> C 2 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) Δ Hº =-½ (-2599) kJ Δ Hº = 2 a + b – ½ c = 2·(-393) + (-286) – ½·(-2599) = 227,5 kJ 2 C (s) + H 2 (g) -> C 2 H 2 (g)
  • 12. ENTROPIA L’entropia (S), és una funció d’estat que mesura el grau de desordre de les molècules del sistema. ΔS > O -> Augmenta el desordre molecular ΔS < O -> Disminueix el desordre molecular Unitats de S: J/K S (gasos) >>> S (líquids) > S (sòlids) Ex: PCl 3 (l) + Cl 2 (g)-> PCl 5 (s) ΔS és <0 o >0? ΔS < 0 perquè ha augmentat l’ordre del sistema en eliminar-se el gas i formar-se un sòlid.
  • 13. Variació d’entropia en un procés químic Procés isotèrmic reversible: Δ S = Q / T J/K Procés isotèrmic irreversible: Δ S > Q / T J/K Segon principi de la Termodinàmica L’entropia de l’univers augmenta espontàniament. Tot tendeix al desordre. Llei de Murphy: Tot tendeix a empitjorar més i més…
  • 14. Entropia estàndard de reacció Entropia estàndard de reacció (ΔSº) : variació d’entropia en una reacció en que els reactius en estat estàndard es transformen en productes en estat estàndard . Estat estàndard d’una substància : La forma pura més estable de la substància a P=1 atm i T=25ºC Entropia estàndard de reacció a partir de les entropies estàndard de formació Δ Sº(reacció) = S f º (productes) – S f º(reactius)
  • 15. Energia lliure de Gibbs És una funció d’estat que relaciona entalpia i entropia. Unitats d’energia lliure = J Equació de Gibbs - Helmholtz: ΔG = ΔH – T·ΔS J Criteris d’espontaneïtat: ΔG > 0 -> Procés no espontani. ΔG = 0 -> Procés en equilibri. ΔG < 0 -> Procés espontani. Qüestió: com serà el signe de l’entropia lliure en el procès d’expansió d’un gas? També entalpia lliure El procés espontani serà l’invers ΔG < 0 (Espontani)
  • 16. Entalpia lliure estàndard de reacció Entalpia lliure estàndard de reacció (ΔGº) : variació d’entalpia lliure en una reacció en que els reactius en estat estàndard es transformen en productes en estat estàndard . Entalpia lliure estàndard de formació (ΔG f º) : variació d’entalpia lliure corresponent a la formació d’1 mol de substància en estat estàndard a partir dels seus elements en estat estàndard. Estat estàndard d’una substància : La forma pura més estable de la substància a P=1 atm i T=25ºC Δ G f º elements = 0 J/mol Entalpia lliure estàndard de reacció a partir de les entalpies lliures estàndard de formació Δ Gº(reacció) = Δ G f º (productes) – Δ G f º(reactius)
  • 17. CRITERIS D’ESPONTANEÏTAT ΔH<0 ΔS<0 ΔH>0 ΔS>0 ΔG<0 ΔG>0 Entalpia Entropia ΔG = ΔH – T·ΔS ΔG>0 ΔG<0 ΔG>0 ΔG<0 T alta T baixa T alta T baixa