Your SlideShare is downloading. ×
Termoquimica2bachq
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×

Thanks for flagging this SlideShare!

Oops! An error has occurred.

×
Saving this for later? Get the SlideShare app to save on your phone or tablet. Read anywhere, anytime – even offline.
Text the download link to your phone
Standard text messaging rates apply

Termoquimica2bachq

2,589
views

Published on

Published in: Education

0 Comments
5 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total Views
2,589
On Slideshare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
2
Actions
Shares
0
Downloads
6
Comments
0
Likes
5
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 Fco. Mariño Domínguez Francisco Mariño Domínguez 2º Bacharelato - Química
  • 2. ¿ Que é a calor ?
  • 3.
    • A Enerxía interna (U)
    • A Calor (Q)
    • O Traballo (W)
  • 4. A enerxía interna
    • Enerxía interna, U:
      • Enerxía total (cinética e potencial) do sistema.
        • Enerxía cinética traslacional.
        • Rotación molecular.
        • Enerxía vibracional.
        • Atraccións intermoleculares.
        • Enlaces químicos.
        • Electróns.
  • 5. A Calor
    • A calor é a enerxía que se intercambia entre un sistema e os seus arrededores como resultado dunha diferenza de temperaturas.
    • A calor flúe desde o corpo máis quente ata o corpo máis frío
  • 6. Unidades para o calor e o traballo
    • Caloría (cal):
      • É a cantidade de calor necesaria para variar un grao Celsius a
      • temperatura dun gramo de auga.
    • Xulio (J):
      • É a unidade de enerxía básica para o calor no Sistema internacional (S.I)
    1 cal = 4,184 J
  • 7. Sistemas químicos
  • 8. As variables termodinámicas Na termodinámica, a descrición do estado dun sistema realízase mediante os valores de determinadas propiedades macroscópicas denominadas variables termodinámicas , tales como P, V, T, m, ... Non tódalas variables son independentes, chega coñecer os valores dun pequeno número delas para caracterizar o sistema. Estas variables independentes denomínanse variables de estado . Toda función que poda expresarse con axuda das variables de estado denomínase función de estado do sistema. Exemplo: Enerxía interna (U), entalpía (H), Temperatura (T), Volume (V), Presión (P) etc
  • 9. O primeiro principio da termodinámica
    • Un sistema só ten enerxía interna: Un sistema non contén calor ou traballo.
    • A calor e o traballo, poden modificar a enerxía interna dun sistema.
    Δ U = q + w A enerxía dun sistema illado permanece constante. ( Δ U = 0) MOI IMPORTANTE O calor e o traballo son as dúas maneiras cas que podemos modificar a enerxía dun sistema
  • 10. O criterio de signos SISTEMA Q > 0 Q < 0 W < 0 W > 0
  • 11. O primeiro principio da termodinámica Δ U = q + w Vamos a fixarnos en cada un dos termos traballo (w) e calor (q)
  • 12. O traballo: compresión – expansión (traballo presión – volume) w = F x d = ( P x A ) x h = P  V w = - P  V Existe varios tipos de traballo: Eléctrico, mecánico ou de compresión - expansión. Nos tan só nos fixaremos no traballo de expansión e compresión
  • 13. Un exemplo:
    • Traballo de expansión - compresión ( traballo presión-volume).
    • O volume varía. Logo hai traballo
    • O gas osíxeno que se forma empuxa contra a atmósfera. w < 0
    KClO 3(s) -> KCl (s) + 3/2 O 2(g) w = - P Δ V
  • 14. A calor
  • 15. Calor a volume constante (Q v ) É o intercambio de enerxía nun recipiente pechado que non cambia de volume. Se V = constante, é dicir, Δ V = 0 entón W = 0 e como Δ U = q + w Entón Qv = Δ U A calor á volume constante e igual a variación de enerxía interna MOI IMPORTANTE
  • 16. Calor a presión constante (Q p ) O termo Δ U + p · Δ V coñécese co nome de Entalpía ( Δ H) Δ H = Δ U + p · Δ V A calor a presión constante e igual a variación de entalpía IMPORTANTISIMO A maioría dos procesos químicos ocorren a presión constante, normalmente a atmosférica. Si p = cte W = – p · Δ V entón Δ U = Q p – p · Δ V Q p = Δ U + p · Δ V ( Δ U = Q + W)
  • 17. Relación entre Q v e Q p MOI IMPORTANTE Δ H = Δ U + p · Δ V Δ H = Δ U + Δ n R T P · V = n · R · T Calor a presión constante Calor a volume constante Onde Δ n é a variación de moles gas Δ n = moles gas nos productos – moles gas nos reactivos R = 8,31 J·K-1·mol-1
  • 18. Diferenza entre Δ H e Δ U q V = - 563,5 kJ/mol =  U q P = - 566 kJ/mol =  H Se a reacción anterior a volume constante é exotérmica, ¿ a calor desprendida a presión constante será maior ou menor ? CO (g) + ½ O 2 (g)  CO 2 (g) Un exemplo: Fai os exercicios 1, 2 e 3 da páxina 3 e o 4 e 5 da páxina seguinte
  • 19. Entalpía: diagramas entálpicos  H = H (productos) – H (reactivos)  H = calor emitido ou absorbido durante unha reacción a presión constante H productos < H reactivos  H < 0 H productos > H reactivos  H > 0 É imposible coñecer a entalpía dunha substancia, pero non será difícil coñecer a súa variación.
  • 20. Entalpía das reaccións ∆ Hº r Pero sería imposible tabular tódalas entalpías de tódalas reaccións. 2 H 2 (g) + O 2 (g)  2 H 2 O (l) CO (g) + 2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) CO 2 (g) + 2 H 2(g)  CH 3 OH (l) ∆ Hº1= -571,6 kJ ∆ Hº2= -283 kJ ∆ Hº3= +726,5 kJ Para a realización dos exercicios de termoquímica, sería ideal poder dispoñer de tódalas entalpías de reacción, por exemplo: ..............................
  • 21. Entalpía estandar de formación, Definimos a entalpìa estándar de formación, ∆Hºf , “ como a variación de entalpìa ( Δ H) que ten lugar cando se forma un mol de composto a partir dos elementos que o constitúen, no seu estado de agregación máis estable en condicións estándar” ( 1 atm e 298 K ) . Para poder coñecer as variacións de entalpía necesitamos establecer un punto de referencia. Por definición asignase o valor 0 a os elementos no seu estado máis normal nas condicións estándar. Observa a táboa da páxina 5 Para solucionar o problema anterior: ∆ H º f  H 0 (O 2 ) = 0 f  H 0 (O 3 ) = 142 kJ/mol f  H 0 (C, grafito) = 0 f  H 0 (C, diamante) = 1.90 kJ/mol f
  • 22. Lei de Hess “ Cando uns reactivos se converten en produtos a variación de entalpía é a mesma independentemente de se a reacción ocorre nun só paso ou nunha serie de pasos consecutivos”
    • Da cordo ca lei de Hess, as ecuacións termoquímicas poden tratarse como ecuacións alxébricas, así:
    • Se invertemos o sentido dunha ecuación termoquímica o signo da entalpía cambia.
    • Se multiplicamos unha reacción por un factor n, entón tamén deberemos multiplicar a entalpía
    • polo mesmo factor
  • 23. Lei de Hess: exemplo (páx. 6) CO (g) + 2 H 2 (g)  CH 3 OH (l) ¿ Δ Hº r ? CO (g) + 2H 2(g) CH 3 OH (l) CO (g) + 2H 2 O (l) ∆ Hºr = ¿? CO 2 (g) + 2H 2 O (l) +O 2 (g) + ½ O 2 (g) ∆ Hº3= +726,5 kJ ∆ Hº2= -283 kJ ∆ Hº1= -571,6 kJ Δ H 2 x ( H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O (l) ) CO (g) + 1/2 O 2 (g)  CO 2 (g) -1 x ( CH 3 OH (l) + 3/2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) ) ∆ Hº1= 2x(-285,8) kJ ∆ Hº2= -283 kJ ∆ Hº3= +726,5 kJ ∆ Hºr= - 128,1 kJ
  • 24. Lei de Hess Unha formulación matemática da lei sería: Que usaremos cando dispoñamos das entalpías estandar de formación (táboa) Outra posibilidade sería aplicar a lei de Hess pero empregando as entalpías de formación
  • 25. Lei de Hess (entalpías de formación) CO (g) + 2 H 2 (g)  CH 3 OH (l) ¿ Δ Hº r ? CO (g) + 2H 2(g) CH 3 OH (l) ∆ Hºr = C (grafito) + 1/2 O 2 (g) C (grafito) + 1/2 O 2 (g) + 1/2 H2 (g) ∆ Hºf = - 110,5 kJ/mol ∆ Hºf = - 238,6 kJ/mol ¿? ∆ Hºr = - 110,5 – (- 238,6 ) = 128,1 kJ Lei de Hess A entalpía estandar de formación do hidróxeno, é cero por definición ∆ Hº f
  • 26. Entalpías de enlace A partir das entalpías de enlace pódense estimar as entalpías de reacción Reacción química : : Proceso no que se rompen uns enlaces e fórmanse otros novos. Posto que a entalpía de enlace depende da molécula tabúlanse valores promedio ¡Ollo! * É un método aproximado  ESTIMACIÓN Fiabilidade:  10 kJ * Só é aplicable a reaccións entre gases .
  • 27. Un exemplo: CH 4 + Cl 2  CH 3 Cl + HCl H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl H H H H H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl H H H H  H = 4 · 415 + 243 - 335 – 3 ·415 - 431 = –108 kJ
  • 28. Resumindo: ¿ Como podo calcular a ∆H dunha reacción ?
  • 29. Temos tres maneiras de averiguar a entalpía dunha reacción Mediante as entalpías de formación. Combinando diferentes reaccións Mediante as entalpías de enlace. LEI DE HESS
  • 30. Calorimetría Q proceso = - Q desprendida ou absorbida Q absorbida ou desprendida = Q dos compoñentes + Q recipientes e aparellos Q proceso = - (Ce substancias · m substancias ·  T + Ce aparellos · m aparellos · Δ T ) Q proceso + Q desprendida ou absorbida = 0 A calor producida nun proceso transmítese tanto as substancias que interveñen como ao propio recipiente Q proceso = - Ce substancias · (m substancias + m eq )·  T Q proceso = - Ce auga · (m substancias + m eq )·  T Q = Ce · m ·  T
  • 31. Calorimetría Q proceso = - Ce auga · (m substancias + m eq )·  T
  • 32. ¿Por que os procesos ocorren nun sentido e non no contrario?
  • 33. ¿Por que ocorren unhas reaccións e outras non? Diremos que unha reacción química é espontánea cando é un proceso permitido, e dicir, que unha vez comezado o proceso, pode continuar por si só. ¡¡¡ A espontaneidade non ten nada que ver ca velocidade !!!
  • 34. Segundo principio da termodinámica. Entropía (S) Nun principio creuse que a variación de entalpía ( Δ H) era un bo indicador da espontaneidade dunha reacción química, pois, tódalas reacción exotérmicas eran espontáneas Sen embargo coñécense procesos espontáneos e a vez endotérmicos, como por exemplo: a descomposición do carbonato de calcio ou mesmo o paso do xeo a auga entre outros. CaCO 3 CO 2 + CaO Δ H > 0 H 2 O sólido H 2 O líquido Δ H > 0
  • 35. Segundo principio da termodinámica. Entropía (S) Primer Principio É IMPOSIBLE GAÑAR Á NATUREZA Segundo Principio É IMPOSIBLE MESMO EMPATAR 1 er Principio Enerxía interna (U) 2º Principio Entropía (S)
  • 36. Segundo principio da termodinámica
    • Calquera proceso que ocorre espontaneamente
    • produce un aumento da entropía do universo
    Criterio de espontaneidade:  S univ > 0 Δ S universo = Δ S sistema + Δ S arredores > 0
  • 37. A entropía (S) A entropía pode considerarse como unha medida da desorde do sistema S sólidos < S líquidos < S gases
  • 38. A entropía (S)
  • 39. A entropía aumenta ca temperatura Existen táboas para poder calcular as variacións de entropía (páxina 8)
  • 40. A enerxía libre de GIBBS ( Δ G ) Como xa vimos a determinación da espontaneidade dunha reacción pode determinarse se coñecemos a variación da entropía total (sistema + arredores) Δ S UNIVERSO > 0 O americano J. W. Gibbs estableceu unha nova magnitude para determinar a espontaneidade dunha reacción: A enerxía libre de Gibbs ( Δ G) : Máxima cantidade de traballo que pode converterse en traballo útil Para o cálculo da enerxía libre poderemos empregar a expresión anterior ou táboas como as da páxina 9
  • 41. A enerxía libre de GIBBS ( Δ G ) Δ G = Δ H - T Δ S Δ G < 0 : proceso espontáneo Δ G = 0 : proceso en equilibrio Δ G > 0 : proceso non espontáneo Termo entálpico Termo entrópico
  • 42. A enerxía libre de GIBBS  G°  n  G° prod -  n  G° reaction  H° -   S° - RT ln K eq  G - RT ln Q