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.

TERMOQUÍMICA

1.174 visualizaciones

Publicado el

Termoquímica de 2º Bachiller

Publicado en: Ciencias
  • Sé el primero en comentar

TERMOQUÍMICA

  1. 1. TERMOQUÍMICATERMOQUÍMICA TEMA 4TEMA 4 Professor: José Mª Bleda IES “25 d’Abril” d’Alfafar
  2. 2. SISTEMA - ENTORN • Sistema és la part de l’Univers que estudiem (la reacció química), a la resta de l’Univers l’anomenen entorn. • Tipus de sistemes: – Obert: intercanvia matèria i energia. – Tancat: no intercanvia matèria però si energia. – Aïllat: no intercanvia ni matèria ni energia. obert tancat aïllat
  3. 3. ENERGIA – CALOR I TREBALL • L’energia és la capacitat que té un sistema de transformar-se o de produir transformacions en altres sistemes. • L’energia pot transferir-se, transformar-se però no pot crear-se ni destruir-se (Principi de conservació de l’energia) encara que si que pot perdre qualitat (degradació). • Hi ha diferents tipus d’energia: mecànica (cinètica i potencial), electromagnètica, tèrmica, etc. • Els cossos es transfereixen energia en forma de calor i treball.
  4. 4. ENERGIA INTERNA PRIMER PRINCIPI DE LA TERMODINÀMICA • L’energia d’un sistema es pot desglossar en externa i interna. • L’energia interna (U) és la que té en virtut del moviment (cinètica) i les posicions relatives (potencial) de les partícules que el formen (enllaços). • Primer Principi de la Termodinàmica: l’energia pot transferir-se del sistema a l’entorn o a l’inrevés, de dues maneres: intercanviant calor o treball. Criteri de signesCriteri de signes SISTEMA Q > 0 W > 0 W < 0 Q < 0 Calor y treball són positius si els guanya el sistema i negatius si els perd. En un sistema aïllat, com no s’intercanvia energia entre el sistema i l’entorn, l’energia roman constant ∆U = 0 ∆U = Q + W
  5. 5. TREBALL • Treball és una transferència d’energia deguda al desplaçament (d) produït per una força (F). W = F·d • Usualment es realitza treball en forma d’una compressió o una expansió. ( ) ( )ext inicial final F W F d S d P V V P V S = × = × × = × − = × −∆ F S P P d inicialV finalV extW P V= − ×∆ Si un gas s’expandeix ∆V>0 W<0, el sistema realitza treball. Si un gas es comprimeix ∆V<0 W>0, el sistema rep treball
  6. 6. CALOR • Calor és una transferència d’energia com a conseqüència d’una diferència de temperatura entre dos sistemes. • Es mesura per calorimetria: • Sent “c” la calor específica d’una substància (quantitat de calor que es requereix per elevar un grau la temperatura d’un gram de substància). Per a l’aigua val 4’18 J·K-1 ·g-1 • Si ∆T>0 Q>0, el sistema rep calor. • Si ∆T<0 Q<0, el sistema perd calor. A B QA QB = −2 1( )A A A Am c T T− 2 1( )B B B Bm c T T− AQ BQ= −
  7. 7. CALOR DE REACCIÓ • A VOLUM CONSTANT (QV) Segons el 1º Principi: ∆U = Q + W = Qv – P·∆V Com ∆V = 0, el W=0 i es compleix que ∆U = Qv • A PRESSIÓ CONSTANT (QP) Segons el 1º Principi: ∆U = Q + W = QP – P·∆V Reagrupem QP = ∆U + P·∆V = (Uf + P·Vf) – (U0 + P·V0) Es defineix una nova magnitud, l’entalpia (H) com H = U + P·V Pel qual QP = Hf - H0 Finalment ∆H = QP
  8. 8. • A partir del 1º Principi ∆U = QP – P·∆V → Qv = QP – P·∆V QP = QV + P·∆V → ∆H = ∆U + P·∆V • Quan ∆V és només de gasos podem utilitzar l’equació dels gasos (a P i T ctes): P·∆V = ∆n·R·T i substituint ∆H = ∆U + ∆n·R·T o QP = QV + ∆n·R·T • En reaccions amb sòlids i líquids ∆V ≈ 0 i es compleix que QP = QV o ∆H = ∆U • Nota: en els càlculs d’energia cal utilitzar el valor de R en unitats del S.I. = 8’3 J·mol-1 ·K-1 RELACIÓ ENTRE QV I QP
  9. 9. CALORIMETRIA Bomba calorimètrica (a V=cte): s’introdueixen els reactius en el recipient d’acer, i aquest en una quantitat coneguda d’aigua. S’inicia la reacció mitjançant el pas de corrent elèctrica a través del fil metàl·lic d’ignició. La calor de reacció es determina mitjançant la variació de temperatura de l'aigua en envolta el recipient d’acer: Qaigua = - Qreacció Calorímetre (a P=cte): inicialment els reactius (en dissolució) han d’estar a la mateixa temperatura. Es mesclen, es produeix la reacció i mesurem la temperatura que assoleixen els productes de la reacció. Es compleix que la calor de reacció varia la temperatura de la dissolució Qdissolució = - Qreacció
  10. 10. REACCIONS EXOTÈRMIQUES I ENDOTÈRMIQUES Reactius Entalpia(H) Productes ∆H > 0 Entalpia(H) Reactius Productes ∆H < 0 Per a qualsevol reacció es compleix que ∆H = Hproductes - Hreactius REACCIONS ENDOTÈRMIQUES (∆H>0) Hproductes > Hreactius S’absorbeix calor, allò que suposa que la temperatura de l’entorn disminueix. REACCIONS EXOTÈRMIQUES (∆H<0) Hproductes < Hreactius S’allibera calor,allò que suposa que la temperatura de l’entorn augmenta.
  11. 11. REACCIONS EXOTÈRMIQUES I ENDOTÈRMIQUES CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (l) + energía energía + H2 O (s) → H2O (l) REACCIÓ EXOENERGÈTICA REACCIÓ ENDOENERGÈTICA
  12. 12. EQUACIONS TERMOQUÍMIQUES - Si multipliquem l’equació química per un factor “n” la calor de reacció es multiplica per eixe mateix factor N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) ∆Hr = 180,50 kJ ½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) ∆Hr = 90,25kJ - La calor de reacció canvia de signe quan s'inverteix el procès: NO(g) → ½ N2(g) + ½ O2(g) ∆H = - 90,25 kJ
  13. 13. LLEI DE HESS • Com a conseqüència del principi de conservació de l'energia la calor de reacció és constant amb independència de que la reacció es produisca en una o en mès etapes. • Si un procès transcorre en varies etapas la calor de reacció del procès global és la suma de les calors de les etapes individuals.. • En la práctica si una equació química pot expressar-se com a combinació linial d'altres, podem igualment calcular la calor de la reacció global combinant les calors de cadascuna de les reaccions. ∆H3 A B C ∆H1 ∆H2 ∆H3 = ∆H1 + ∆H2
  14. 14. ENTALPIES DE FORMACIÓ ESTÀNDARD Estats estándard: pressió de 1 bar (aproximàdament 1 atm) I temperatura de 25º C(298 K). S’expressa amb un superíndex ∆Ho L’entalpia de formació estàndard (∆Hfº) és la variació d’entalpia corresponent a la formació d’un mol de substància a partir dels seus elements en els seus estats estàndard. 3/2 H2(g) + ½ N2(g) → NH3(g) ∆Hf 0 = + 46 kJ ∆Hfº [NH3(g)] = - 46 kJ/mol Per conveni s'acepta que l'entalpia de formació de la forma més estable d'una substància simple en el seu estat estàndard és zero. ∆Hf o (O2)=0, ∆Hf o (N2)=0; ∆Hf o [C(grafit)]=0; ∆Hf o [Br2 (l)]=0; ∆Hf o [I2 (s)]=0 Però ∆Hf o O3, C(diamant), Br2 (g) són distintes de 0.
  15. 15. CÀLCUL DE L’ENTALPIA D’UNA REACCIÓ A PARTIR DE LES ENTALPIES DE FORMACIÓ Siga l’equació: a A + b B → c C + d D Es compleix que: ∆HREACCIÓ = [c·∆Hf(C) + d·∆Hf(D)] - [a·∆Hf(A) + b·∆Hf(B)]
  16. 16. ENTALPIES D’ENLLAÇ • Per a espècies diatòmiques l'entalpia d'enllaç és la variació d'entalpia que acompanya la formació d'un mol de molècules diatòmiques a partir desl àtoms aïllats en estat gasós. H(g) + Cl(g) → HCl(g) ∆HH-Cl = -431 kJ • L'entalpia de formació de l'enllaç sempre és negativa, però sovint ens proporcionen l'entalpia de dissociació de l'enllaç que és positiva (procès invers). • L'entalpia d'enllaç és dificil de mesurar i depen de l'estructura de la resta de la molècula, és per aixó que els valors tabulats són valors mitjans. Càlcul de l'entalpia d'una reacció a partir de les entalpies d'enllaç Una reacció química suposa el trencament dels enllaços dels reactius, la reordenació dels àtoms i la formació de nous enllaços. Trencament: suposa aport energètic (+) Formació: suposa alliberament d'energia (-) ∆Ho reacció = Σ Eenllaços trencats – Σ Eenllaços formats
  17. 17. Un procès espontani és aquell que transcorre per si mateix. Existeixen molts fenòmens que només ocorren en un sentit, com per exemple: a) obrim un flascó de perfum i es difon per tota l'habitació. b) el sucre es dissol en aigua. c) el metà reacciona amb l'oxigen produint dióxid de carboni i aigua. PER QUÈ OCORREN LES REACCIONS QUÍMIQUES ? Un criteri d'espontaneïtat podria ser l'entalpia i pensar que les reaccions exotèrmiques, que suposen l'evolució a un sistema de menor energia, són totes espontànies, peró tambè hi ha reaccions endotèrmiques espontànies (dissolució de sals, evaporació d'un líquid, etc.). Hi haurà un altre efecte, diferent a l'energètic, que sigui responsable de l'espontaneïetat?
  18. 18. ENTROPIA (S) • L'entropia és una propietat dels sistemes que indica el seu grau de desordre. A major nº de distribucions moleculars major és l’entropia. • L’entropia d’una substància augmenta a l’incrementar la temperatura. A 0 K l’entropia d’una substància és 0 (màxim ordre). • Els gasos tenen major entropia que els líquids i aquestos que els sòlids. • Les mescles tenen major entropia que les substàncies pures. • Els sistemes tendeixen espontàniament a passar d’una disposició ordenada a una desordenada i per tant a augmentar la seua entropia (∆S>0). Relació entre les possibles distribucions moleculars d’un sistema i la probabilitat:Un sistema desordenat pot adoptar moltes distribucions (molt probable), en canvi un sistema ordenat pot adoptar només alguna de les distribucions (poc probable). En el dibuix només 1 distribució representa al sistema ordenat, les 15 restants representen a un sistema desordenat. Com més probable siga un procés (mès distribucions i més desordenat), major és la possibilitat de que ocòrrega. Ssòlid < Slíquid Spures < Smescla
  19. 19. 2º PRINCIPI DE LA TERMODINÀMICA T H S O sistemaO entorn ∆ −=∆ En qualsevol procés espontani l’entropia total de l’Univers tendeix a augmentar. ∆Sunivers > 0 Hem de tindre en compte que ∆Sunivers = ∆Ssistema + ∆Sentorn Existeixen processos en els que ∆Ssistema < 0, tanmateix són espontanis (ex. la condensació de l'aigua), degut a que ∆Sunivers > 0. ∆Sentorn està relacionada amb ∆Hsistema Per tant si una reacció és exotèrmica (∆Hsistema < 0) la variació d’entropia de l’entorns serà ∆Sentorn serà > 0 i podria compensar al valor negatiu de ∆Ssistema, fent que globalment ∆Sunivers > 0 i que el procés fòra per tant espontani.
  20. 20. ENERGIA LLIURE DE GIBBS (G) • En processos a P i T constant es defineix: G = H – T·S → ∆G = ∆H – T·∆S • A partir del 2º Principi ∆Sunivers = ∆Ssistema + ∆Sentorn > 0 (espontani) Multiplicant per -T i tenint en compte que -T·∆Ssistema - T·∆Sentorn < 0 ∆Hsistema - T·∆Ssistema < 0 → ∆G < 0 • Per tant si: ∆G < 0 la reacció serà espontània ∆G > 0 la reacció serà espontània en l’altre sentit ∆G = 0 la reacció està en equilibri. T H S O sistemaO entorn ∆ −=∆
  21. 21. ESPONTANEÏTAT CALOR DE REACCIÓ ENTROPIA ∆G = ∆H – T·∆S EXOTÈRMICA ∆H < 0 AUGMENTA DESORDRE ∆S > 0 (-) - T(+) = (-) SEMPRE ∆G < 0 ESPONTÀNIA EXOTÈRMICA ∆H < 0 AUGMENTA ORDRE ∆S < 0 (-) - T(-) A T ALTES ∆G > 0 (NO ESPONTÀNIA) A T BAIXES ∆G < 0 (ESPONTÀNIA) ENDOTÈRMICA ∆H > 0 AUGMENTA DESORDRE ∆S > 0 (+) - T(+) A T ALTES ∆G < 0 ( ESPONTÀNIA) A T BAIXES ∆G > 0 (NO ESPONTÀNIA) ENDOTÈRMICA ∆H > 0 AUGMENTA ORDRE ∆S < 0 (+) - T(-) = (+) SEMPRE ∆G > 0 (NO ESPONTÀNIA) Hi ha dos contribucions al valor de l’energia lliure que poden sumar-se o contraposar-se: la tèrmica (ΔH) i l’entròpica (ΔS). L’espontaneïtat s’afavoreix en els processos exotèrmics (ΔH<0) i amb augment del desordre (ΔS>0)

×