Se ha denunciado esta presentación.
Utilizamos tu perfil de LinkedIn y tus datos de actividad para personalizar los anuncios y mostrarte publicidad más relevante. Puedes cambiar tus preferencias de publicidad en cualquier momento.

Termodinamica quimica

62.228 visualizaciones

Publicado el

  • Material excelente
       Responder 
    ¿Estás seguro?    No
    Tu mensaje aparecerá aquí
  • El enlace de la página 14 no funciona. ¡De todas maneras un material muy bueno!
       Responder 
    ¿Estás seguro?    No
    Tu mensaje aparecerá aquí
  • ¡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.
       Responder 
    ¿Estás seguro?    No
    Tu mensaje aparecerá aquí

Termodinamica quimica

  1. 1. Termodinàmica química
  2. 2. • Conceptes bàsics • Primer principi de la termodinàmica • Entalpia • Entropia: segon i tercer principis • Espontaneïtat de les reaccions
  3. 3. 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?
  4. 4. Sistema termodinàmic És una part de l’univers que considerem separadament per sotmetre-la a estudi. Sistema Intercanvi de matèria Intercanvi d’energia Obert SÍ Sí Tancat NO Sí Aïllat NO NO Conceptes bàsics
  5. 5. 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. 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
  6. 6. Processos termodinàmics http://www.educaplus.org/play-138-Transformaciones-termodin%C3%A1micas.html Conceptes bàsics
  7. 7. Reacció exotèrmica Reacció endotèrmica Conceptes bàsics
  8. 8. 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
  9. 9. Funcions d’estat La variació d’una funció d’estat no depèn del procés seguit, només dels valors inicial i final. Epfinal= 200 J Epinicial = 50 J 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. Conceptes bàsics
  10. 10. 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
  11. 11. 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 funcions 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
  12. 12. 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. Primer principi de la termodinàmica Q i W no són funcions d’estat.
  13. 13. Primer principi de la termodinàmica Primer principi de la termodinàmica http://www.miyazaki-catv.ne.jp/~yuasa1436/flash/Eng1stLawofThermodynamics.swf
  14. 14. 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
  15. 15. Calor ( Q ) Primer principi de la termodinàmica Q1 =m · c · T Q3 =m · c · T Q5 =m · c · T Q2 =m · Lf Q4=m · Lv Temps d’escalfament Gràfic d’escalfament d’una substància pura
  16. 16. Primer principi de la termodinàmica W =-F·x =-P·A·x =- P·V Δx Àrea (A) Treball ( W) Treball d’expansió-compressió d’un gas
  17. 17. Primer principi de la termodinàmica W =-F·x =-P·A·x =- P·V Treball ( W) Treball d’expansió-compressió d’un gas 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)
  18. 18. 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
  19. 19. Treball (W) Expansió d’un gas durant una reacció química 2 KClO3 (s)  2 KCl (s) + 3 O2 (g) Primer principi de la termodinàmica
  20. 20. Primer principi de la termodinàmica http://www.youtube.com/watch?v=wPz9uIM5oXY CH3COOH (aq) + NaHCO3 (s)  NaCH3COO (aq) + H2O (l) + CO2 (g) Treball (W) Expansió d’un gas durant una reacció química
  21. 21. Q i W : criteri de signes Primer principi de la termodinàmica
  22. 22. Primer principi de la termodinàmica -
  23. 23. 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 ( Qp ) coincideix amb la variació d’entalpia: Qp = H = U + P ·V Reaccions endotèrmiques H > 0 Reaccions exotèrmiques H < 0
  24. 24. Entalpia Entalpia ( H ) Reaccions amb intercanvi de calor a pressió constant Calorímetre
  25. 25. Relació entre l’energia interna i l’entalpia Qv = Q intercanviada a V constant = U Qp = Q intercanviada a P constant = H Si susbtituïm Qv i Qp en l’expressió de H: H = U + P ·V Qp = Qv + P ·V Si la reacció és entre gasos: H = U + n·R·T n = nº mols gas productes – nº mols gas reactius Entalpia R = 0,082 atm·L·K-1 ·mol-1 = 8,31 J·K-1 ·mol-1
  26. 26. 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
  27. 27. A partir de la definició d’entalpiaMétode 1 Mètodes per calcular la variació d’entalpia d’una reacció Entalpia Métode 2 A partir de dades d’entalpies estàndard de formació ( Hºf ) Métode 3 A partir de dades d’entalpies d’enllaç Métode 4 Llei de Hess Métode 5 Determinació experimental amb un calorímetre
  28. 28. A partir de la definició d’entalpiaMétode 1 La variació d’entalpia (H) és la calor intercanviada en un procés a pressió constant ( Qp ) Si la reacció és entre gasos: H = U + P ·V Qp = Qv + P ·V H = U + n·R·T Mètodes per calcular la variació d’entalpia d’una reacció Entalpia n = mols de gas productes - mols de gas reactius
  29. 29. Hº = Σ np · Hºf (productes) - Σ nr · Hºf (reactius) np i nr = coeficients estequiomètrics de cada reactiu i producte. A partir de dades d’entalpies estàndard de formació ( Hºf ) Métode 2 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. Mètodes per calcular la variació d’entalpia d’una reacció Entalpia C (s) + ½ O2 ( g )  CO (g) Hºf (CO(g)) = - 110,5 kJ/mol
  30. 30. Les dades de Hºf les podem trobar en taules: Les substàncies amb Hºf < 0 són més estables, perquè el producte té menys energia que els elements per separat. Entalpia Per definició, l’entalpia de formació dels elements en estat estàndard és zero. Exemple: Hºf (O2 (g))= 0
  31. 31. Hº = Σ nR · Henllaços trencats - Σ np · Henllaços formats (reactius) (productes) A partir de dades d’entalpies d’enllaçMétode 3 L’entalpia d’enllaç és l’energia necessària per trencar aquest enllaç en un mol de molècules a P constant i en estat gasòs. Mètodes per calcular la variació d’entalpia d’una reacció Entalpia
  32. 32. En una reacció química es trenquen enllaços en les molècules de reactius i es formen enllaços nous en les molècules de productes. Entalpia CO (g) + NO2 (g)  CO2 (g) + NO (g)
  33. 33. 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
  34. 34. Llei de HessMétode 4 Mètodes per calcular la variació d’entalpia d’una reacció Germain Henri Hess (1802-1850) Entalpia 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 ΔHi El seu interès rau en el fet que permet calcular entalpies de reacció que són difícils de determinar per via experimental.
  35. 35. Entalpia ΔH (kJ/mol) C (s) CO2 (g) CO (g)ΔH1 ΔH? ΔH2 R = R1 - R2  ΔH = ΔH1 - ΔH2 La determinació de la variació d’entalpia de la reacció de formació del CO és difícil de realitzar experimentalment: C (s) + ½ O2 (g)  CO (g) ; ΔH = ? + 1/2 O2 (g) + O2 (g) + 1/2 O2 (g)
  36. 36. Entalpia R : C (s) + 1/2 O2 (g)  CO (g) ΔH = ? R2 : CO (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g) ΔH2 = - 283,0 kJ/mol R1 : C (s) + O2 (g)  CO2 (g) ΔH1 = - 393,5 kJ/mol R = R1 - R2  ΔH = ΔH1 - ΔH2 ΔH = -393,5 - (-283,0) = - 110,5 kJ/mol Aplicació de la llei de Hess
  37. 37. Determinació experimental amb un calorímetreMétode 5 Mètodes per calcular la variació d’entalpia d’una reacció Entalpia http://www.dlt.ncssm.edu/tiger/Flash/phase/Calorimeter.html 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.
  38. 38. 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 (kJ/mol) mols reactiu Mètodes per calcular la variació d’entalpia d’una reacció Entalpia
  39. 39. 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 de dissolució (ΔHdissolució) Entalpia NaCl (s)  Na+ (aq) + Cl- (aq) ΔHdissolució = +4 kJ/mol
  40. 40. Entalpia de dissolució (ΔHdissolució) Dissolucions exotèrmiques i endotèrmiques Bosses de fred (NH4NO3) i calor (CaCl2) Begudes “autoescalfables” Entalpia
  41. 41. Entalpia de dissolució (ΔHdissolució) Entalpia Métode 1 Métode 2 ΔHdissolució = ΔHhidratació ions – ΔHreticular Determinació experimental amb un calorímetre
  42. 42. La calor absorvida o alliberada en la reacció fa canviar la temperatura d’una determinada massa d’aigua : Q aigua = m · c · ΔT (kJ) ΔHdissolució = Q aigua (kJ/mol) mols dissolts Entalpia de dissolució (ΔHdissolució) Entalpia Métode 1 Determinació experimental amb un calorímetre
  43. 43. http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/simDownload/ThermoChem/heat_soln.zip Entalpia de dissolució (ΔHdissolució) Entalpia
  44. 44. L’entalpia de dissolució també es pot calcular a partir de la combinació de dues etapes teòriques (llei de Hess): 1. Energia reticular: energia alliberada en la formació de la xarxa (procés exotèrmic). 2. Energia d’hidratació dels ions: energia alliberada durant el procés d’hidratació dels ions per part del dissolvent (procés exotèrmic). Entalpia de dissolució (ΔHdissolució) Entalpia Métode 2 ΔHdissolució = ΔHhidratació ions – ΔHreticular
  45. 45. Energia reticular Entalpia Entalpia de dissolució (ΔHdissolució) Durant el procés (teòric) de formació d’un cristall iònic a partir dels seus ions en estat gasós s’allibera energia, és un procés exotèrmic.
  46. 46. Durant el procés d’hidratació dels ions s’allibera energia, és un procés exotèrmic: Entalpia Entalpia de dissolució (ΔHdissolució) Energia d’hidratació dels ions
  47. 47. Determinació de l’entalpia de dissolució del CaCl2 (procès exotèrmic) CaCl2 (s)  Ca2+ (aq) + 2 Cl- (aq) ΔHdissolució ? H hidratació ions = - 2340 kJ/mol CaCl2 (s) Ca2+ (aq) + 2 Cl - (aq) Ca2+ (g) + 2 Cl - (g) ΔHdissolució = ΔHhidratació ions - ΔHreticular = (-2340) - (-2260 ) = - 80 kJ/mol Entalpia H reticular = - 2260 kJ/mol Entalpia de dissolució (ΔHdissolució)
  48. 48. Determinació de l’entalpia de dissolució del NaCl (procès endotèrmic) NaCl (s)  Na+ (aq) + Cl- (aq) ΔHdissolució ?NaCl (s) Na+ (aq) + Cl - (aq) Na+ (g) + Cl - (g) ΔHdissolució = ΔHhidratació ions – ΔHreticular = (-784) - (-788 ) = + 4 kJ/mol Entalpia Hreticular = - 788 kJ/mol ΔHhidratació ions = - 784 kJ/mol Entalpia de dissolució (ΔHdissolució)
  49. 49. 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). Entalpia Entalpia de dissolució (ΔHdissolució)
  50. 50. L’energia reticular (ΔHo reticular ) 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) ΔHo reticular = - 790 kJ·mol-1 Entalpia Energia reticular d’un compost iònic (ΔHo reticular )
  51. 51. Energia reticular d’un compost iònic (ΔHo reticular ) L’energia reticular és l’energia alliberada (ΔHo reticular<0) quan es forma l’estructura tridimensional d’un sòlid iònic. És una mesura de l’estabilitat de la xarxa cristal.lina i per tant quan més gran sigui l’ ΔHo reticular : - Més alta serà la duresa i el punt de fusió del sòlid iònic - Més baixa serà la seva solubilitat en aigua. No és possible determinar-la directament, s’ha de recòrrer a cicles termodinàmics i aplicar la llei de Hess (cicle de Born- Haber) Entalpia
  52. 52. Determinació de l’ ΔHo reticular (Cicle de Born-Haber) Entalpia Energia reticular d’un compost iònic (ΔHo reticular )
  53. 53. Determinació de l’ ΔHo reticular (Cicle de Born-Haber) Max Born (1882-1970) Fritz Haber (1868-1934) Entalpia Energia reticular d’un compost iònic (ΔHo reticular )
  54. 54. Determinació de l’ ΔHo reticular (Cicle de Born-Haber) Entalpia (kJ) NaCl (s) Na+(g) + 1/2 Cl2 (g) ΔHo reticular? Na(g) + 1/2 Cl2 (g) Na(s) + 1/2 Cl2 (g) H3 (ionització del Na) H2 (sublimació del Na) H1 (entalpia estàndard formació NaCl) Entalpia Na+ (g) + Cl (g) H4 (1/2 energia dissociació del Cl2) Na+ (g) + Cl- (g) H5 (afinitat electrònica del Cl) Energia reticular d’un compost iònic (ΔHo reticular )
  55. 55. Determinació de l’ ΔHo reticular ΔHo reticular + H5 = H1 - H2 - H3 - H4 Si apliquem la llei de Hess al diagrama d’energia: (Cicle de Born-Haber) Entalpia ΔHo reticular = H1 - H2 - H3 - H4 - H5 Energia reticular d’un compost iònic (ΔHo reticular )
  56. 56. Determinació de l’ ΔHo reticular ΔHo reticular = - 790 kJ/mol (Cicle de Born-Haber) Entalpia ΔHo reticular = H1 - H2 - H3 - H4 - H5 ΔHo reticular = -441 – 109 – 496 - 1/2 ·244 – (-348) Energia reticular d’un compost iònic (ΔHo reticular )
  57. 57. L’energia reticular també està relacionada ambe 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 (q) i de la distància que els separa (r). Energia reticular d’un compost iònic (ΔHo reticular ) Model electrostàtic del sòlid iònic (llei de Coulomb) Entalpia
  58. 58. 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). Energia reticular d’un compost iònic (ΔHo reticular ) Model electrostàtic del sòlid iònic (llei de Coulomb) Entalpia
  59. 59. 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.
  60. 60. Entropia: segon i tercer principis Entropia ( S ) L’entropia augmenta quan el sistema es desordena, i disminueix quan augmenta l’ordre molecular.
  61. 61. Un sistema desordenat és més probable que un sistema ordenat perquè té més estats microscòpics possibles. 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. Entropia ( S ) Entropia: segon i tercer principis
  62. 62. 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
  63. 63. Entropia: segon i tercer principis 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. Segon principi de la termodinàmica
  64. 64. En els processos espontanis sempre augmenta l’entropia de l’univers, però l’entropia del sistema pot augmentar o disminuir. Sunivers > 0 Sunivers = Ssistema + Sentorn > 0 Segon principi de la termodinàmica Entropia: segon i tercer principis
  65. 65. Exemples de processos espontanis en que augmenta l’entropia del sistema (Ssistema >0) . Difusió Fusió Segon principi de la termodinàmica Sunivers = Ssistema + Sentorn > 0 Entropia: segon i tercer principis
  66. 66. 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). Segon principi de la termodinàmica Sunivers = Ssistema + Sentorn > 0 Entropia: segon i tercer principis Sentorn > 0 Ssistema < 0
  67. 67. 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). Segon principi de la termodinàmica Evaporació de l’aigua en les salines Sunivers = Ssistema + Sentorn > 0 Entropia: segon i tercer principis Ssistema < 0 Sentorn > 0
  68. 68. R. Clausius va establir el segon principi de la termodinàmica i va definir el concepte d’entropia. Segon principi de la termodinàmica Entropia: segon i tercer principis Rudolf Clausius 1822-1888
  69. 69. Segon principi de la termodinàmica Entropia: segon i tercer principis Sunivers = Ssistema + Sentorn > 0 Procés “espontani” ?
  70. 70. Una substància sòlida cristal·lina pura perfectament ordenada i a la temperatura de 0 K té una entropia zero. Tercer principi de la termodinàmica S ( T = 0 K ) = 0 Entropia: segon i tercer principis Quan augmenta la temperatura s’incrementa l’entropia de la substància.
  71. 71. 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) 41 Ca (g) 154 H2O (s) 48 H2O (l) 70 H2O (g) 184 En general es compleix que Sº sòlid < Sº líquid < Sº gas Entropia: segon i tercer principis Tercer principi de la termodinàmica
  72. 72. 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 ). Josiah Willard Gibbs (1839-1903) 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
  73. 73. Criteri d’espontaneïtat de les reaccions • Si G < 0 R  P Procés irreversible ( espontani ) Reacció exergònica • Si G > 0 R  P Procés no espontani ( l’espontani és l’invers ) Reacció endergònica • Si G = 0 R  P Procés reversible ( equilibri ) Una reacció espontània és una reacció possible termodinàmicament. Espontaneïtat de les reaccions
  74. 74. 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
  75. 75. 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
  76. 76. 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 Criteri d’espontaneïtat de les reaccions
  77. 77. 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  G =  H – T · S Espontaneïtat de les reaccions Criteri d’espontaneïtat de les reaccions
  78. 78. Càlcul de G Métode 1 A partir de dades d’entalpies lliures estàndard de formació ( Gºf ) Métode 2 Gº = Σ np · Gºf (productes) - Σ nr · Gºf (reactius) A partir de dades de H i S  G =  H – T · S Hi ha taules amb les dades de Gºf per a diverses substàncies. Espontaneïtat de les reaccions
  79. 79. José Ángel Hernández Santadaría 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

×