Your SlideShare is downloading. ×
  • Like
  • Save

Loading…

Flash Player 9 (or above) is needed to view presentations.
We have detected that you do not have it on your computer. To install it, go here.

×

Now you can save presentations on your phone or tablet

Available for both IPhone and Android

Text the download link to your phone

Standard text messaging rates apply
Published

 

Published in Technology
  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Be the first to comment
No Downloads

Views

Total Views
1,412
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
2

Actions

Shares
Downloads
0
Comments
0
Likes
1

Embeds 0

No embeds

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
    No notes for slide

Transcript

  • 1. TERMOQUÍMICA Estudia los canvis energètics en les reaccions químiques . Des de un punt de vista termodinàmic: sistema (partícules que es interessen , com els àtoms dels reactius per exemple). entorn univers La frontera pot ser real o fictícia. El sistema pot ser: - obert : intercanvia matèria i energia - tancat : “ sols energia - aïllat : No pot intercanviar res. L'energia interna ( U) d'un sistema és la suma de les energies potencial i cinètica de totes les seues partícules presents. No inclou les associades al moviment del centre de masses del sistema. Depèn dels enllaços químics i les velocitats.
  • 2. Una variació d'energia interna del sistema depèn sols de l'estat inicial (reactius) i de l'estat final (productes) i no del camí seguit en la transformació, segons el principi de conservació de l'energia. És a dir, U és una funció d'estat: No es pot mesurar de forma absoluta U , però sí es pot determinar la seua variació fent mesures que permeten avaluar l'energia transferida a l'entorn, o des de l'entorn al sistema. Dues maneres de transferir energia: mitjançant la realització de treball (W) o la realització de calor (Q). Per tant el 1 r principi de la termodinàmica és :  U = Q + W Evidentment  U = - ∆ E entorn  U = U final - U inicial Sistema W>0 Q>0 W<0 Q<0 Entorn (S'han trencat enllaços i s'han format altres de diferent energia, ha canviat U )
  • 3. Treball d'expansió. En condicions ordinàries el treball realitzat per l'entorn sobre el sistema és una compressió, i el realitzat pel sistema una expansió. Si suposem una força exterior F que es desplaça ∆ x comprimint el sistema gasos tancat en un cilindre, gràcies a un pistó, el treball realitzat, en valor absolut és F ∆ x i com P exterior = F/S | W | = F ∆ x = P ext S ∆ x = P ext ∆ V i com és una compressió ( ∆ V<0 ), és treball realitzat sobre el sistema, positiu : W = - P ext ∆ V S ∆ x gas F
  • 4. Calor de reacció a volum constant.  U = Q + W = Q - P ext ∆ V = Q V 0 Calor de reacció a pressió constant: VARIACIÓ D' ENTALPIA La gran majoria de les reaccions químiques no tenen lloc a volum constant sinó a pressió constant ( generalment P atm ), en aquest cas P ext = P sist = P  U = Q + W = Q P - P ∆ V Q P =  U + P ∆ V =  H Q P = U f - U i + P ( V f - V i ) = ( U f + PV f ) - ( U i + P V i ) = H f - H i Si en una reacció sols participen líquids i/o sòlids ( ∆V ≈0 ):  U ≈  H Si participen gasos i T és constant P ∆V = ∆nRT Calorímetre Q = cm ∆ T Funció d'estat
  • 5. Diagrama entàlpic : Es representen les entalpies de reactius i de productes. H H Reactius Reactius Productes Productes Reacció exoenergètica ∆ H<0 Reacció endoenergètica ∆ H>0 Equació termoquímica: Equació química ajustada amb la corresponent variació d'entalpia referida a la estequiometria tal com ha sigut escrita. Si invertim l'equació canvia sols el signe de “l'entalpia”. Entalpia de reacció estàndard, ∆ H 0 és el canvi d'entalpia produït quan els reactius i els productes es troben en els seus estats estàndard ( forma pura , 1 bar ( o i atm) de pressió i 298 K (25ºC) ).
  • 6. Balanç termoquímic és una proporció matemàtica ( regla de tres) entre l'entalpia i la quantitat de substància, (de l'equació ajustada i el problema plantejat) ja que si reacciona doble quantitat s'alliberarà ( o absorbirà) doble quantitat d'energia. ENTALPIA DE FORMACIÓ ESTÀNDARD D'UN COMPOST Canvi d'entalpia que es produeix quan es forma un mol de compost a partir dels seus elements, en els seus estats d'agregació corresponents, en condicions estàndard. Per definició, dels elements és zero ∆ H 0 f (O 2 (g)) = 0 LLEI DE HESS. És una conseqüència del principi de conservació de l'energia. L'entalpia és una funció d'estat, no depèn del camí seguit sinó dels reactius i dels productes i en quines condicions es troben. Per tant, la variació d'entalpia d'un procés pot expressar-se com a suma algebraica d'entalpies d'equacions químiques , equacions que addicionades donen l'equació química del procés.
  • 7. Conseqüència de la llei de Hess i de definició de ∆ H 0 f : ENTALPIA DE REACCIÓ ∆ H R = ∑ n productes ∆ H f , productes - ∑ n reactius ∆ H f , reactius ENTALPIES D'ENLLAÇ. Existeixen taules on els valors són positius, energia necessària per a trencar l'enllaç. Si és molècula diatòmica és dissociació, i si no existeix espècie diatòmica és un valor mitjà de les espècies on es troba dita unió química. Un camí alternatiu d'un procés químic pot ser el trencament d'els enllaços dels reactius i després la formació dels enllaços presents en els productes. ∆ H R ≈ ∑ E enllaços trencats - ∑ E enllaços formats Estimació
  • 8. PER QUÈ OCORREN LES REACCIONS QUÍMIQUES? Com més probable siga un procés major és la possibilitat que ocórrega. Exemple: Difusió d'un gas. Quina és la probabilitat que totes les molècules tornen a la situació inicial, totes en un matràs? Una de quatre. El nombre de distribucions possibles és elevadíssim si augmenta el nombre de partícules, i només una correspon a la situació de partida, per tant és més probable la difusió del gas. L'increment en el nombre de possibilitats s'ha expressat en un augment del desordre molecular ( augment d'entropia).
  • 9. SEGON PRINCIPI DE LA TERMODINÀMICA. En qualsevol procés espontani augmenta l'entropia de l'univers. ∆ S TOTAL > 0 Des de el punt de vista termodinàmic, el nombre de possibilitats és el nombre d'estats energètics (quàntics) que correspon a un determinat estat termodinàmic (les molècules estan subjectes a moviments de translació, rotació i vibració), és a dir, nombre de possibilitats de distribució de l'energia. Exemple: dues molècules, cadascuna amb un contingut energètic vibracional igual a 3 E, poden intercanviar part de la seua energia , les possibilitats són: Molècula 1 Molècula 2 3E 3E 4E 2E 2E 4E 5E 1E 1E 5E Com més gran siga el contingut energètic de les molècules, major nombre de molècules o més tipus de moviments moleculars, major serà el nombre de possibilitats d'intercanviar energia, major el desordre molecular, major entropia.
  • 10. S 0 sòlid < S 0 líquid << S 0 gas Per a calcular la variació d'entropia del sistema en un procés: ∆ S 0 R = ∑ n productes S 0 productes - ∑ n reactius S 0 reactius En un procés exotèrmic, s'augmenta el desordre molucular de l'entorn ( més energia per a distribuir entre les seues partícules), i viceversa, per tant: ∆ S entorn ∝ - ∆H sistema Si és baixa la temperatura, una mateixa ∆H sistema produirà major impacte en els distints moviments moleculars de l'entorn, són inversament proporcionals: ∆ S entorn = - ∆H sistema T - ∆H sistema
  • 11. CRITERI D'ESPONTANEÏTAT : ENERGIA LLIURE DE GIBBS ( G ) ( a P i T constant) ∆ S TOTAL = ∆ S sistema + ∆ S entorn > 0 ∆ S TOTAL = ∆ S sistema - ∆ H sistema T > 0 Si . (-T) : -T ∆ S TOTAL = -T ∆ S sistema + ∆H sistema < 0 Tot referit ja al sistema ∆ G = ∆H -T ∆ S < 0 Si és positiu, procés invers espontani. Si és nul, sistema en equilibri (reversibilitat) en eixes condicions de P i T El seu càlcul no és d'aquest nivell. Però sí ∆ G 0 i el signe ens informa de l'extensió ( el grau d'avanç) d'una reacció: * Si ∆ G 0 > 0 reacció amb poca tendència a produir-se, es formarà un xicotet percentatge de productes. * Si ∆ G 0 < 0 reacció afavorida, gran percentatge de reactius es transformarà en productes.
  • 12. Exemple: Condensació de l'aigua H 2 O (g) H 2 O (l) ∆H sistema < 0 (formació de ponts d'H) ∆ S sistema < 0 ( ∆n<0 ) ∆ G 0 = ∆H 0 -T ∆ S 0 < 0 (Procés afavorit) - - + El factor entàlpic és favorable. A T baixa sí està afavorit, perquè el factor entròpic , que és desfavorable, és menys rellevant i determina la espontaneïtat (sobre una botella freda).