Termoquímica Fco. Mariño Domínguez Francisco Mariño Domínguez 2º Bacharelato - Química
¿ Que é a calor ?
<ul><li>A Enerxía interna (U) </li></ul><ul><li>A Calor (Q) </li></ul><ul><li>O Traballo (W) </li></ul>
A enerxía interna <ul><li>Enerxía interna, U: </li></ul><ul><ul><li>Enerxía total (cinética e potencial) do sistema. </li>...
A Calor <ul><li>A calor é a enerxía que se intercambia entre un sistema e os  seus arrededores como resultado dunha difere...
Unidades para o calor e o traballo <ul><li>Caloría (cal): </li></ul><ul><ul><li>É a cantidade de calor necesaria para vari...
Sistemas químicos
As variables termodinámicas Na termodinámica, a descrición do  estado   dun sistema realízase  mediante os valores de dete...
O primeiro principio da termodinámica <ul><li>Un sistema  só  ten enerxía interna: Un sistema non contén calor ou traballo...
O criterio de signos SISTEMA Q > 0 Q < 0 W < 0 W > 0
O primeiro principio da termodinámica Δ U  =  q  +  w Vamos a fixarnos en cada un dos termos traballo (w) e calor (q)
O traballo: compresión – expansión (traballo presión – volume) w  =  F  x  d   = ( P  x  A ) x  h   =  P  V w  = - P    ...
Un exemplo:  <ul><li>Traballo de expansión - compresión ( traballo presión-volume). </li></ul><ul><li>O volume varía. Logo...
A calor
Calor a volume constante (Q v ) É o intercambio de enerxía nun recipiente pechado que non cambia de volume.  Se  V = const...
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  ...
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 presi...
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 constan...
Entalpía: diagramas entálpicos  H  =  H   (productos)  –  H   (reactivos)  H  =  calor emitido ou absorbido durante unha...
Entalpía das reaccións ∆ Hº r Pero sería imposible  tabular tódalas entalpías de tódalas reaccións. 2 H 2 (g)  + O 2   (g)...
Entalpía estandar de formación, Definimos a entalpìa estándar de formación,  ∆Hºf ,  “ como a variación  de entalpìa ( Δ H...
Lei de Hess “  Cando uns reactivos se converten en produtos a variación de entalpía é a mesma independentemente de se a re...
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 ...
Lei de Hess Unha formulación matemática da lei sería: Que usaremos cando dispoñamos das  entalpías estandar de formación  ...
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 ...
Entalpías de enlace A partir das entalpías de enlace  pódense  estimar  as entalpías de reacción Reacción química : :  Pro...
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  ...
Resumindo: ¿ Como podo calcular a  ∆H dunha reacción ?
Temos tres maneiras de averiguar a entalpía dunha reacción Mediante as entalpías de formación.  Combinando diferentes reac...
Calorimetría Q proceso  = - Q desprendida ou absorbida Q absorbida ou desprendida  =  Q  dos compoñentes  +  Q  recipiente...
Calorimetría Q proceso  = - Ce  auga  · (m  substancias  + m  eq   )·   T
¿Por que os procesos ocorren nun sentido e non no contrario?
¿Por que ocorren unhas reaccións e outras non? Diremos que unha reacción química é  espontánea  cando é un proceso permiti...
Segundo principio da termodinámica. Entropía (S) Nun principio creuse que a variación de entalpía ( Δ H)  era un bo indica...
Segundo principio da termodinámica. Entropía (S) Primer Principio  É  IMPOSIBLE GAÑAR Á NATUREZA Segundo Principio  É IMPO...
Segundo principio da termodinámica <ul><li>Calquera proceso que ocorre espontaneamente  </li></ul><ul><li>produce un aumen...
A entropía (S) A entropía pode considerarse como unha medida da   desorde do sistema S  sólidos  < S  líquidos  < S  gases
A entropía (S)
A entropía aumenta ca temperatura Existen táboas para poder calcular as variacións de entropía (páxina 8)
A enerxía libre de GIBBS (  Δ G ) Como xa vimos a  determinación da espontaneidade dunha reacción pode determinarse se coñ...
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 >...
A enerxía libre de GIBBS  G°    n   G° prod  -    n   G°  reaction  H° -      S° - RT ln K eq  G - RT ln Q
Upcoming SlideShare
Loading in …5
×

Termoquimica2bachq

3,359 views

Published on

Published in: Education

Termoquimica2bachq

  1. 1. Termoquímica Fco. Mariño Domínguez Francisco Mariño Domínguez 2º Bacharelato - Química
  2. 2. ¿ Que é a calor ?
  3. 3. <ul><li>A Enerxía interna (U) </li></ul><ul><li>A Calor (Q) </li></ul><ul><li>O Traballo (W) </li></ul>
  4. 4. A enerxía interna <ul><li>Enerxía interna, U: </li></ul><ul><ul><li>Enerxía total (cinética e potencial) do sistema. </li></ul></ul><ul><ul><ul><li>Enerxía cinética traslacional. </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>Rotación molecular. </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>Enerxía vibracional. </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>Atraccións intermoleculares. </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>Enlaces químicos. </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>Electróns. </li></ul></ul></ul>
  5. 5. A Calor <ul><li>A calor é a enerxía que se intercambia entre un sistema e os seus arrededores como resultado dunha diferenza de temperaturas. </li></ul><ul><li>A calor flúe desde o corpo máis quente ata o corpo máis frío </li></ul>
  6. 6. Unidades para o calor e o traballo <ul><li>Caloría (cal): </li></ul><ul><ul><li>É a cantidade de calor necesaria para variar un grao Celsius a </li></ul></ul><ul><ul><li>temperatura dun gramo de auga. </li></ul></ul><ul><li>Xulio (J): </li></ul><ul><ul><li>É a unidade de enerxía básica para o calor no Sistema internacional (S.I) </li></ul></ul>1 cal = 4,184 J
  7. 7. Sistemas químicos
  8. 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. 9. O primeiro principio da termodinámica <ul><li>Un sistema só ten enerxía interna: Un sistema non contén calor ou traballo. </li></ul><ul><li>A calor e o traballo, poden modificar a enerxía interna dun sistema. </li></ul>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. 10. O criterio de signos SISTEMA Q > 0 Q < 0 W < 0 W > 0
  11. 11. O primeiro principio da termodinámica Δ U = q + w Vamos a fixarnos en cada un dos termos traballo (w) e calor (q)
  12. 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. 13. Un exemplo: <ul><li>Traballo de expansión - compresión ( traballo presión-volume). </li></ul><ul><li>O volume varía. Logo hai traballo </li></ul><ul><li>O gas osíxeno que se forma empuxa contra a atmósfera. w < 0 </li></ul>KClO 3(s) -> KCl (s) + 3/2 O 2(g) w = - P Δ V
  14. 14. A calor
  15. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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” <ul><li>Da cordo ca lei de Hess, as ecuacións termoquímicas poden tratarse como ecuacións alxébricas, así: </li></ul><ul><li>Se invertemos o sentido dunha ecuación termoquímica o signo da entalpía cambia. </li></ul><ul><li>Se multiplicamos unha reacción por un factor n, entón tamén deberemos multiplicar a entalpía </li></ul><ul><li>polo mesmo factor </li></ul>
  23. 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. 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. 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. 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. 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. 28. Resumindo: ¿ Como podo calcular a ∆H dunha reacción ?
  29. 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. 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. 31. Calorimetría Q proceso = - Ce auga · (m substancias + m eq )·  T
  32. 32. ¿Por que os procesos ocorren nun sentido e non no contrario?
  33. 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. 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. 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. 36. Segundo principio da termodinámica <ul><li>Calquera proceso que ocorre espontaneamente </li></ul><ul><li>produce un aumento da entropía do universo </li></ul>Criterio de espontaneidade:  S univ > 0 Δ S universo = Δ S sistema + Δ S arredores > 0
  37. 37. A entropía (S) A entropía pode considerarse como unha medida da desorde do sistema S sólidos < S líquidos < S gases
  38. 38. A entropía (S)
  39. 39. A entropía aumenta ca temperatura Existen táboas para poder calcular as variacións de entropía (páxina 8)
  40. 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. 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. 42. A enerxía libre de GIBBS  G°  n  G° prod -  n  G° reaction  H° -   S° - RT ln K eq  G - RT ln Q

×