• Share
  • Email
  • Embed
  • Like
  • Save
  • Private Content
Termodinamica quimica
 

Termodinamica quimica

on

  • 32,418 views

 

Statistics

Views

Total Views
32,418
Views on SlideShare
17,032
Embed Views
15,386

Actions

Likes
23
Downloads
0
Comments
1

63 Embeds 15,386

http://agora.xtec.cat 6929
http://cursos.inslaferreria.com 1564
http://moodle.rb4.xeill.net 878
http://insalella.cat 865
http://moodle199.ieslagarrotxa.cat 816
http://www.francescribalta.cat 763
http://www.iesmacardona.cat 576
http://www.bellera.cat 357
http://termodinamicaecc.blogspot.com 277
http://quimicapierrecurie.blogspot.com.es 270
http://quimicasacolomina.blogspot.com.es 265
http://cursos.inslaferreria.cat 191
http://cursos.inslaferreria.net 180
http://quimicasacolomina.blogspot.com 166
http://quimicapierrecurie.blogspot.com 166
http://perfeccionate.urp.edu.pe 159
http://agora.educat1x1.cat 138
http://www.ieslagarrotxa.cat 101
http://www.slideshare.net 72
http://www.edmodo.com 71
http://termodinamicaecc.blogspot.mx 68
http://benjaminanglada.wordpress.com 56
http://intranet.sunion.net 54
http://educarenquimica.blogspot.com 54
http://formacion.novaeduca.es 42
http://formacion-test.novaeduca.es 40
http://fisyquimy.blogspot.com.es 40
http://moodle.lamercemartorell.cat 40
http://www.iesperefontdevila.cat 31
http://moodle.assumpciobadalona.com 22
http://phobos.xtec.net 21
http://educarenquimica.blogspot.com.es 12
http://moodle.cfasinguerlin.xeill.net 11
https://jujo00obo2o234ungd3t8qjfcjrs3o6k-a-sites-opensocial.googleusercontent.com 9
http://elcolordelaquimica.blogspot.com 8
http://qbalafia2batx.blogspot.com.es 7
http://www.quimicasacolomina.blogspot.com 6
http://gestor.ieslaferreria.net 6
http://www.maristes.org 6
http://termodinamicaecc.blogspot.com.ar 5
http://quimica2nbatxinsseros.blogspot.com 5
http://phobos.xtec.cat 3
http://www.blogger.com 3
http://quimasteruib.blogspot.com 3
http://racodeciencia.wordpress.com 3
http://termodinamicaecc.blogspot.com.es 3
http://antic.inslaferreria.com 2
http://qbalafia2batx.blogspot.com 2
http://fisyquimy.blogspot.com 2
http://translate.googleusercontent.com 2
More...

Accessibility

Upload Details

Uploaded via as Microsoft PowerPoint

Usage Rights

© All Rights Reserved

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel

11 of 1 previous next

  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Processing…
  • ¡Unas diapositivas fantásticas! Estoy haciendo un resumen de química para el año que viene empezar bien en la carrera y me ha servido para acordarme de conceptos que no había caído.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Processing…
Post Comment
Edit your comment

    Termodinamica quimica Termodinamica quimica Presentation Transcript

    • Termodinàmica química
    • • Conceptes bàsics • Primer principi de la termodinàmica • Entalpia • Entropia: segon i tercer principis • Espontaneïtat de les reaccions
    • Conceptes bàsics Termodinàmica La termodinàmica és la ciència que estudia els canvis d’energia que es produeixen en els processos físics i químics. La termodinàmica ens ajudarà a respondre a 2 preguntes importants: Quina quantitat d’energia s’allibera o s’absorveix en una reacció química? En quines condicions la reacció es produirà de manera espontània?
    • Conceptes bàsics Sistema termodinàmic És una part de l’univers que considerem separadament per sotmetre-la a estudi. Sistema d’energia Obert Tancat Aïllat Intercanvi de matèria SÍ NO NO Intercanvi Sí Sí NO
    • Conceptes bàsics Variables termodinàmiques Són les magnituds que caracteritzen l’estat d’un sistema. Són variables termodinàmiques la temperatura, el volum, la pressió, la massa, etc. Processos termodinàmics Són transformacions del sistema amb intercanvi d’energia amb l’entorn. En un procés termodinàmic el sistema passa d’un estat inicial a un estat final. - Isotèrmics: temperatura constant ( ΔT = 0 ) - Isocors: volum constant ( ΔV = 0 ) - Isobàrics: pressió constant (ΔP = 0 ) - Adiabàtics: sense intercanvi de calor ( Q = 0 ) - Exotèrmics: desprenen calor ( ΔH < 0 ) - Endotèrmics : absorbeixen calor ( ΔH > 0 )
    • Conceptes bàsics Processos termodinàmics
    • Conceptes bàsics Processos termodinàmics http://www.educaplus.org/play-138-Transformaciones-termodin%C3%A1micas.html
    • Conceptes bàsics Reacció exotèrmica Reacció endotèrmica
    • Conceptes bàsics Reacció exotèrmica 2 Al + Fe2O3 --> Al2O3 + 2 Fe http://www.youtube.com/watch?v=cjPRMx0JE0o
    • Conceptes bàsics Funcions d’estat Són variables termodinàmiques el valor de les quals només depèn de l’estat en que es trobi el sistema, sense importar com s’ha arribat fins aquest estat o el procés seguit per passar d’un estat a un altre. ΔX = Xfinal –Xinicial Les principals funcions d’estat són el volum (V), la pressió (P), la temperatura (T), l’energia interna (U), l’entalpia (H), l’entropia (S) i l’energia lliure de Gibbs ( G ).
    • Conceptes bàsics Epfinal= 200 J Funcions d’estat La variació d’una funció d’estat no depèn del procés seguit, només dels valors inicial i final. ΔEp(1) = ΔEp(2) = ΔEp(3) = Epfinal – Epinicial = 200 J – 50 J = 150 J L’energia potencial ( Ep ) és un exemple de funció d’estat. Epinicial = 50 J
    • Primer principi de la termodinàmica Energia interna d’un sistema (U) És la suma de totes les energies ( cinètica, potencial, vibratòria, etc. ) que posseeixen les partícules que formen el sistema. El valor absolut d’U no es pot mesurar, però en la pràctica tan sols ens interessarà conèixer la seva variació en un procés (ΔU).
    • Primer principi de la termodinàmica Energia interna d’un sistema (U) L’energia interna, U , és una funció d’estat, és a dir, el seu valor només depèn dels estats inicial i final del sistema i no del camí seguit per passar d’un a l’altre. Per contra, la calor (Q) i el treball (W) no són funció d’estat, el seu valor numèric depèn tant de condicions inicials i finals com dels estats intermedis aconseguits per passar d’un estat a l’altre.
    • Primer principi de la termodinàmica Primer principi de la termodinàmica L’energia interna d’un sistema (U) es pot transferir en forma de calor (Q) i treball (W). La variació d’energia interna d’un sistema ( ∆U ) és igual a la suma de la calor ( Q ) intercanviada entre el sistema i l’entorn, i el treball ( W ) realitzat pel sistema o sobre el sistema: ∆U = Q + W Aquest principi és una versió de la llei de conservació de l’energia. Q i W no són funcions d’estat.
    • Primer principi de la termodinàmica Primer principi de la termodinàmica http://www.wainet.ne.jp/~yuasa/flash/Eng1stLawofThermodynamics.swf
    • Primer principi de la termodinàmica Calor ( Q ) És una forma d’intercanvi d’energia . Si hi ha un augment o disminució de la temperatura de la substància es calcula amb l’expressió: Q =m · c · ∆T m = massa ( kg) c = calor específica ( J · kg-1 ·K-1 ) ∆T = variació de temperatura ( K ) Si la calor produeix un canvi d’estat (fusió o vaporització) Q =m · L m = massa ( kg) Lf i Lv = calor latent de canvi d’estat ( J · kg-1 ) T = temperatura (K) ; és constant durant el canvi d’estat
    • Primer principi de la termodinàmica Treball ( W) Treball d’expansió d’un gas Δx Àrea (A) W =-F·∆x =-P·A·∆x =P·∆V
    • Primer principi de la termodinàmica Treball ( W) Treball d’expansió d’un gas W =-F·∆x =-P·A·∆x =P·∆V W = treball ( J ) F = força (N) ∆x = desplaçament èmbol (m) P = pressió externa ( Pa) A = àrea de l’èmbol (m2) ∆V = variació de volum (m3)
    • Primer principi de la termodinàmica Treball ( W) Unitats de pressió: 1 atm = 1,01325 bar = 101.325 Pa = 760 mmHg Unitats de volum: 1 m3 = 1.000 L (1.000 dm3)
    • Primer principi de la termodinàmica Treball d’expansió d’un gas durant una reacció química 2 KClO3 (s)  2 KCl (s) + 3 O2 (g)
    • Primer principi de la termodinàmica Treball d’expansió d’un gas durant una reacció química http://www.youtube.com/watch?v=wPz9uIM5oXY CH3COOH (aq) + NaHCO3 (s)  NaCH3COO (aq) + H2O (l) + CO2 (g)
    • Primer principi de la termodinàmica Q i W : criteri de signes http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap7/sign_conventions_for_heat_and_workchanges.htm
    • Primer principi de la termodinàmica -
    • Entalpia Entalpia ( H ) És una funció d’estat termodinàmica que es defineix com: H = U + P ·∆V Variació d’entalpia ( ∆H ) La calor intercanviada en un procés a pressió constant ( Q p ) coincideix amb la variació d’entalpia : Q p = ∆H = ∆U + P ·∆V Reaccions endotèrmiques ∆H > 0 Reaccions exotèrmiques ∆H < 0
    • Entalpia Relació entre l’energia interna i l’entalpia Q v = Q intercanviada a V constant = ∆U Q p = Q intercanviada a P constant = ∆H Si susbtituïm Qv i Qp en l’expressió de ∆H: ∆H = ∆U + P ·∆V Q p = Qv + P ·∆V Si la reacció és entre gasos: ∆H = ∆U + ∆n·R·T ∆n = nº mols gas productes – nº mols gas reactius
    • Entalpia Entalpia estàndard de reacció ( ∆Hº ) És la variació d’entalpia en una reacció en què els reactius i els productes es troben en estat estàndard . L’estat estàndard d’una substància és la forma pura més estable a 1 atm i 25 ºC.
    • Entalpia Mètodes per calcular la variació d’entalpia d’una reacció Métode 1 A partir de la definició d’entalpia La variació d’entalpia (∆H) és la calor intercanviada en un procés a pressió constant ( Q p ) ∆H = ∆U + P ·∆V Q p = Qv + P ·∆V Si la reacció és entre gasos: ∆H = ∆U + ∆n·R·T
    • Entalpia Mètodes per calcular la variació d’entalpia d’una reacció Métode 2 A partir de dades d’entalpies estàndard de formació ( ∆Hºf ) ∆Hº = Σ np · ∆Hºf (productes) - Σ nr · ∆Hºf (reactius) np i nr = coeficients estequiomètrics de cada reactiu i producte. ∆Hºf = variació d’entalpia en la reacció de formació d’un mol de substància en estat estàndard a partir dels seus elements també en estat estàndard. Per definició, l’entalpia de formació dels elements en estat estàndard és zero.
    • Entalpia Les dades de ∆Hºf les podem trobar en taules: C (s) + ½ O2 ( g )  CO (g) ∆Hºf = - 110,5 kJ/mol Les substàncies amb ∆Hºf < 0 són més estables, perquè el producte té menys energia que els elements per separat.
    • Entalpia Mètodes per calcular la variació d’entalpia d’una reacció Métode 3 A partir de dades d’entalpies d’enllaç ∆Hº = Σ nR · ∆Henllaços trencats - Σ np · ∆Henllaços formats L’entalpia d’enllaç és l’energia necessària per trencar aquest enllaç en un mol de molècules a P constant i en estat gasòs. En una reacció química es trenquen enllaços en les molècules de reactius i es formen enllaços nous en les molècules de productes.
    • Entalpia Les dades d’entalpies d’enllaç estan tabulades. Aquests valors són un promig de l’entalpia d’aquests enllaços en diferents molècules. Quan més alt és el valor de l’energia d’enllaç, més fort serà l’enllaç . Aquest és un mètode aproximat vàlid per a reaccions entre gasos.
    • Entalpia Mètodes per calcular la variació d’entalpia d’una reacció Métode 4 Llei de Hess (1840) Estableix que la variació d’entalpia per a una reacció que es porta a terme en una sèrie d’etapes és igual a la suma de les variacions d'entalpia de les diferents etapes individuals. ΔH = Σ ΔH i El seu interès rau en el fet que permet calcular entalpies de reacció que no es poden determinar per via experimental. Germain Henri Hess (1802-1850)
    • Entalpia Llei de Hess La determinació de la variació d’entalpia de la reacció de formació del CO és difícil de realitzar experimentalment: C (s) + ½ O 2 (g)  CO (g) ; ΔH = ? C (s) ΔH (kJ/mol) ΔH 1 ΔH ? + O2 (g) + 1/2 O2 (g) CO (g) ΔH 2 + 1/2 O2 (g) CO2 (g) R = R1 - R2 ΔH 2  ΔH = ΔH 1 -
    • Entalpia Llei de Hess R 1 : C (s) + O2 (g)  CO2 (g) ΔH1 = - 393,5 kJ/mol R 2 : CO (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g) ΔH2 = - 283,0 kJ/mol R : C (s) + 1/2 O 2 (g)  CO (g) R = R1 - R2 ΔH 2  ΔH = ? ΔH = ΔH 1 - ΔH = -393,5 - (-283,0) = - 110,5 kJ/mol
    • Entalpia Mètodes per calcular la variació d’entalpia d’una reacció Métode 5 Determinació experimental amb un calorímetre La quantitat de calor intercanviada pel sistema (Q) es determina a partir de l’augment de temperatura de la massa d’aigua continguda en el calorímetre. Q = m · c · ∆T (kJ) ΔH = Q mols reactiu (kJ/mol) Un calorímetre senzill
    • Entalpia Energia reticular d’un compost iònic (ΔHoreticular ) L’energia reticular (ΔHoreticular ) es defineix com la variació d’entalpia de la reacció de formació d’un mol d’un compost iònic sòlid a partir dels ions en estat gasós i en condicions estàndard. Na+ (g) + Cl- (g)  NaCl (s) ΔHoreticular = - 790 kJ·mol-1 L’energia reticular és l’energia alliberada quan es forma l’estructura tridimensional d’un compost iònic. És una mesura de l’estabilitat de la xarxa cristal.lina. No és possible determinar-la directament, s’ha de recòrrer a cicles termodinàmics i aplicar la llei de Hess (cicle de Born-Haber)
    • Entalpia Determinació de l’ ΔHo reticular (Cicle de Born-Haber)
    • Entalpia Determinació de l’ ΔHo reticular (Cicle de Born-Haber) Na+ (g) + Cl (g) ∆H5 (afinitat electrònica del Cl) Entalpia (kJ) ∆H4 (1/2 energia dissociació del Cl2) Na+ (g) + Cl- (g) Na+(g) + 1/2 Cl2 (g) ∆H3 (ionització del Na) ΔHoreticular? Na(g) + 1/2 Cl2 (g) ∆H2 (sublimació del Na) Na(s) + 1/2 Cl2 (g) NaCl (s) ∆H1 (entalpia estàndard formació NaCl)
    • Entalpia Determinació de l’ ΔHo reticular (Cicle de Born-Haber) Si apliquem la llei de Hess al diagrama d’energia: ΔHoreticular + ∆H5 = ∆H1 - ∆H2 - ∆H3 - ∆H4 ΔHoreticular = ∆H1 - ∆H2 - ∆H3 - ∆H4 - ∆H5
    • Entalpia Determinació de l’ ΔHo reticular (Cicle de Born-Haber) ΔHoreticular = ∆H1 - ∆H2 - ∆H3 - ∆H4 - ∆H5 ΔHoreticular = -441 – 109 – 496 - 1/2 ·244 – (-348) ΔHoreticular = - 790 kJ/mol
    • Entalpia Determinació de l’ ΔHo reticular (Cicle de Born-Haber) Max Born (1882-1970) Fritz Haber (1868-1934)
    • Entalpia Energia reticular d’un compost iònic (ΔHoreticular ) També dóna una idea de la força d’atracció entre els ions del compost iònic. Aquesta atracció depèn, segons el model electrostàtic del sòlid iònic (llei de Coulomb), de la càrrega dels ions i de la distància que els separa: F = k ( q+ · q- ) r2 Com més alta sigui la càrrega dels ions i més petita la distància entre ells (radi dels ions més petit), hi haurà més força d’atracció (energia reticular més elevada).
    • Entalpia Entalpia de dissolució ( ΔHdissolució) Quan es dissol un solut en un dissolvent es produeix un intercanvi d’energia que es manifesta en un augment o disminució de la temperatura del sistema. L’energia absorvida o alliberada (a pressió constant) quan es dissol completament un mol de solut per formar una dissolució 1 M, s’anomena entalpia o calor de dissolució. Es mesura en kJ/mol.
    • Entalpia Entalpia de dissolució (ΔHdissolució) Dissolucions exotèrmiques i endotèrmiques Bosses de fred (NH4NO3) i calor (CaCl2) Begudes “autoescalfables”
    • Entalpia Entalpia de dissolució (ΔHdissolució) Es pot determinar experimentalment amb un calorímetre. La calor absorvida o alliberada en la reacció fa canviar la temperatura d’una determinada massa d’aigua : Q aigua = m · c · ΔT (kJ) ΔH dissolució = Q aigua (kJ/mol) mols dissolts http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/simDownload/ThermoChem/heat_soln.zip
    • Entalpia Entalpia de dissolució (ΔHdissolució) L’entalpia de dissolució també es pot calcular a partir de la combinació de dues etapes teòriques: 1. Energia reticular: energia alliberada en la formació de la xarxa (procés exotèrmic). 2. Energia d’hidratació dels ions: energia alliberada durant el procés de solvatació dels ions per part del dissolvent (procés exotèrmic). ΔH dissolució = ΔH hidratació ions – ΔH reticular
    • Entalpia Determinació de l’entalpia de dissolució del CaCl 2 (procès exotèrmic) CaCl 2 (s)  Ca 2+ (aq) + 2 Cl - (aq) Ca2+ (g) + 2 Cl - (g) ∆Hreticular = ∆Hhidratació ions = - - 2260 kJ/mol 2340 kJ/mol CaCl2 (s) ΔHdissolució ? Ca2+ (aq) + 2 Cl - (aq) ΔHdissolució = ΔHhidratació ions - ΔHreticular = (-2340) - (-2260 ) = - 80 kJ/mol
    • Entalpia Determinació de l’entalpia de dissolució del NaCl (procès endotèrmic) NaCl (s)  Na + (aq) + Cl - (aq) Na+ (g) + Cl - (g) ΔHhidratació ions = - 784 kJ/mol ∆Hreticular = - 788 kJ/mol Na+ (aq) + Cl - (aq) NaCl (s) ΔHdissolució ? ΔH dissolució = ΔH hidratació ions – ΔH reticular = (-784) - (-788 ) = + 4 kJ/mol
    • Entalpia Energia d’hidratació dels ions Durant el procés d’hidratació (solvatació) dels ions s’allibera energia, és un procés exotèrmic:
    • Entalpia Solvatació dels ions
    • Entalpia Solvatació dels ions http://www.youtube.com/watch?v=8yZOPNH8sf4
    • Entalpia Corbes de solubilitat La majoria de sals incrementen la seva solubilitat amb la temperatura. Pels compostos iònics amb ∆H dissolució > 0 un augment de la T afavoreix la dissolució. Si ∆H dissolució < 0 un augment de la T disminueix la solubilitat. (Principi de Le Chatelier).
    • Entropia: segon i tercer principis Entropia ( S ) És una funció d’estat que mesura el grau de desordre molecular. L’entropia augmenta quan el sistema es desordena, i disminueix quan augmenta l’ordre molecular.
    • Entropia: segon i tercer principis Entropia ( S ) Hi ha molts estats microscòpics compatibles amb un estat macroscòpic. L’entropia és una mesura del nombre d’estats microscòpics associats amb un estat macroscòpic determinat. Un sistema desordenat és més probable que un sistema ordenat perquè té més estats microscòpics possibles.
    • Entropia: segon i tercer principis Segon principi de la termodinàmica L’univers tendeix a l’estat de màxim desordre. Els processos espontanis (possibles termodinàmicament) són aquells en que augmenta l’entropia total de l’univers ∆Sunivers > 0
    • Entropia: segon i tercer principis Segon principi de la termodinàmica L'entropia és també coneguda com la fletxa del temps termodinàmica. Segons el segon principi de la termodinàmica, els processos que tenen lloc de manera espontània són aquells en que augmenta l’entropia (el desordre) de l’univers.
    • Entropia: segon i tercer principis Segon principi de la termodinàmica ∆Sunivers > 0 ∆Sunivers = ∆Ssistema + ∆Sentorn > 0 En els processos espontanis sempre augmenta l’entropia de l’univers, però l’entropia del sistema pot augmentar o disminuir.
    • Entropia: segon i tercer principis Segon principi de la termodinàmica ∆Sunivers = ∆Ssistema + ∆Sentorn > 0 Exemples de processos espontanis en que augmenta l’entropia del sistema (∆Ssistema >0) . Difusió Fusió
    • Entropia: segon i tercer principis Segon principi de la termodinàmica ∆Sunivers = ∆Ssistema + ∆Sentorn > 0 En un procés espontani pot passar que l’entropia del sistema disminueixi (quedi més ordenat) però a costa d’augmentar l’entropia de l’entorn (i per tant la de l’univers). ∆Sentorn > 0 ∆Ssistema < 0
    • Entropia: segon i tercer principis Segon principi de la termodinàmica ∆Sunivers = ∆Ssistema + ∆Sentorn > 0 En un procés espontani pot passar que l’entropia del sistema disminueixi (quedi més ordenat) però a costa d’augmentar l’entropia de l’entorn (i de l’univers). ∆Sentorn > 0 ∆Ssistema < 0 Evaporació de l’aigua en les salines
    • Entropia: segon i tercer principis Segon principi de la termodinàmica R. Clausius va establir el segon principi de la termodinàmica i va definir el concepte d’entropia. Rudolf Clausius 1822-1888
    • Entropia: segon i tercer principis Segon principi de la termodinàmica ∆Sunivers = ∆Ssistema + ∆Sentorn > 0 Procés “espontani” ?
    • Entropia: segon i tercer principis Tercer principi de la termodinàmica Una substància sòlida cristal·lina pura perfectament ordenada i a la temperatura de 0 K té una entropia zero. S(T=0K)=0
    • Entropia: segon i tercer principis Això permet tenir entropies absolutes estàndard ( Sº ) Càlcul de la variació d’entropia d’una reacció ∆Sº = Σ np · Sº (productes) - Σ nr · Sº (reactius) Sº ( J/mol·K) Ca (s) Ca (g) H2O (s) H2O (l) H2O (g) 41 154 48 70 184 En general es compleix que Sº sòlid < Sº líquid < Sº gas
    • Espontaneïtat de les reaccions Entalpia lliure de Gibbs ( G ) És una funció d’estat que ens proporciona un criteri d’espontaneïtat de les reaccions que només depèn de les propietats del sistema ( no com ∆Sunivers > 0 que també depèn de ∆Sentorn ). L’entalpia lliure o energia lliure de Gibbs es defineix com: G = H – T·S Variació de G ( a P i T constants ): ∆ G = ∆ H – T · ∆S Josiah Willard Gibbs (1839-1903)
    • Espontaneïtat de les reaccions Criteri d’espontaneïtat de les reaccions • Si ∆G < 0 R→P procés irreversible ( espontani ) • Si ∆G > 0 R←P procés no espontani ( l’espontani és l’invers ) • Si ∆G = 0 R↔P procés reversible ( equilibri ) Una reacció espontània és una reacció possible termodinàmicament.
    • Espontaneïtat de les reaccions Criteri d’espontaneïtat de les reaccions Que una reacció sigui espontània vol dir que és possible, però pot ésser tan lenta que no s’hi noti cap canvi. Per exemple, la combustió del carbó és espontània, tanmateix, si no iniciem la reacció amb una espurna, el carbó pot mantenir-se en contacte amb l’oxigen de l’aire durant molt de temps sense reaccionar. C + O2  CO2
    • Espontaneïtat de les reaccions Criteri d’espontaneïtat de les reaccions La termodinàmica ens permet saber si una reacció és espontània (ΔG <0) o no. La cinètica química ens informarà de la velocitat de la reacció i dels factors que la modifiquen.
    • Espontaneïtat de les reaccions Tot sistema tendeix a Mínima energia ( H mínima ) Màxim desordre ( S màxima ) ∆H < 0 ∆S > 0 (-) (+) ∆G = ∆H – T · ∆S < 0 Procés espontani
    • Espontaneïtat de les reaccions ∆ G = ∆ H – T · ∆S ΔH ΔS ΔG – + – – + + – + – Espontani Sí – si ∆H>T∆S (T baixes) Sí + si ∆H<T∆S (T altes) No + si ∆H>T∆S (T baixes) No – si ∆H<T∆S (T altes) Sí + No
    • Espontaneïtat de les reaccions Càlcul de ∆G Métode 1 A partir de dades de ∆H i ∆S ∆ G=∆ H–T· ∆S Métode 2 A partir de dades d’entalpies lliures estàndard de formació ( ∆Gºf ) ∆Gº = Σ np · ∆Gºf (productes) - Σ nr · ∆Gºf (reactius) Hi ha taules amb les dades de ∆Gºf per a diverses substàncies.
    • Referències de les imatges http://www.sciencephoto.com/ Autor José Ángel Hernández Santadaría Institut Badalona VII jherna24@xtec.cat “Termodinàmica química” de José Ángel Hernández Santadaría està subjecta a una llicència de Reconeixement-NoComercial 3.0 No adaptada de Creative Commons