Termoquímica

1,757 views

Published on

Published in: Technology
0 Comments
2 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total views
1,757
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
299
Actions
Shares
0
Downloads
0
Comments
0
Likes
2
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Termoquímica

  1. 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. 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 1r principi de la termodinàmica és : U = Q + W Evidentment U = - ∆Eentorn U = Ufinal - 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. 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 Pexterior = F/S | W | = F∆x = Pext S∆x = Pext ∆V i com és una compressió (∆V<0 ), és treball realitzat sobre el sistema, positiu : W = - Pext ∆V F S ∆x gas
  4. 4. Calor de reacció a volum constant. U = Q + W = Q - Pext ∆V = QV 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 Pext = Psist = P U = Q + W = QP - P∆V QP = U + P∆V = H QP = U f - U i + P ( Vf - Vi ) = ( U f + PVf ) - ( U i + P Vi ) = Hf - Hi 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. 5. Diagrama entàlpic :Es representen les entalpies de reactius i de productes. H H Reactius ReactiusProductes 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, ∆H0 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. 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 ∆H0 f (O2 (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. 7. Conseqüència de la llei de Hess i de definició de ∆H0 f : ENTALPIA DE REACCIÓ ∆HR = ∑ nproductes ∆Hf , productes - ∑ nreactius ∆Hf , 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. ∆HR ≈ ∑ Eenllaços trencats - ∑ Eenllaços formats Estimació
  8. 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. 9. SEGON PRINCIPI DE LA TERMODINÀMICA. En qualsevol procés espontani augmenta l'entropia de l'univers. ∆STOTAL > 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. 10. S0 sòlid < S0 líquid << S0 gas Per a calcular la variació d'entropia del sistema en un procés: ∆S0 R = ∑ nproductes S0 productes - ∑ nreactius S0 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: ∆Sentorn ∝ - ∆Hsistema Si és baixa la temperatura, una mateixa ∆Hsistema produirà major impacte en els distints moviments moleculars de l'entorn, són inversament proporcionals: ∆Sentorn = - ∆Hsistema T
  11. 11. CRITERI D'ESPONTANEÏTAT : ENERGIA LLIURE DE GIBBS ( G ) ( a P i T constant) ∆STOTAL = ∆Ssistema + ∆Sentorn > 0 ∆STOTAL = ∆Ssistema - ∆Hsistema T > 0 Si . (-T) : -T∆STOTAL = -T∆Ssistema + ∆Hsistema < 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 ∆G0 i el signe ens informa de l'extensió ( el grau d'avanç) d'una reacció: * Si ∆G0 > 0 reacció amb poca tendència a produir-se, es formarà un xicotet percentatge de productes. * Si ∆G0 < 0 reacció afavorida, gran percentatge de reactius es transformarà en productes.
  12. 12. Exemple: Condensació de l'aigua H2 O (g) H2 O (l) ∆Hsistema < 0 (formació de ponts d'H) ∆Ssistema < 0 ( ∆n<0 ) ∆G0 = ∆H0 -T∆S0 < 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).

×