tema termodinàmica química 2n batxillerat apunts PDF

Preview

Summary

temario quimica de termodinamica para 2 bachillerato y selectividad....

Description

TEMA 1 – Termodinàmica química Estudi dels bescanvis energètics que es produeixen en les reaccions químiques.

Sistema

Part de l’univers de la qual s’estudien els bescanvis energètics.

Entorn

Tot allò que no forma part del sistema.

Un sistema pot ser

OBERT

TANCAT

Pot bescanviar energia i matèria amb l’entorn

AÏLLAT

Pot bescanviar energia però no matèria

No por bescanviar ni matèria ni energia

Variables termodinàmiques on la seva variació només depèn de l’estat inicial i de l’estat final. Es relacionen entre elles a partir d’equacions matemàtiques.

Funcions d’estat

Magnituds que defineixen l’estat termodinàmic d’un sistema.

Variables termodinàmiques

1. Calor (Q) Variació de temperatura →

Q = mCeΔT

Q = mλ

canvi de T

canvi d’estat

Qabs Qabs = mCe(Tf – To)

Quan un sist. absorbeix calor, augmenta de temperatura, Tf > To → Qabs > 0 s’escalfa.

Qced = mCe(Tf – To)

Qced

Tf < To → Qabs < 0

Quan un sist. cedeix calor, disminueix la seva temperatura, es refreda.

2. 1r principi de llaa term termodinàmica: odinàmica: Energia iinterna nterna Energia d’un sistema (energia interna) U

=

Suma de totes les energies d’aquell sistema

ΔU = Q + W

ΔU = Q - Pext ΔU

NO LES HEM UTILITZAT!

3. Entalpia. Re Relació lació entre eentalpia ntalpia i eenergia nergia intern internaa ΔU = Qv (Vcte) ΔH = Qp (Pcte

La variació d’energia interna només depèn de la calor quan el procés té lloc a volum constant.

ΔH → Calor intercanviada en un procés on la calor té lloc a pressió constant.

ΔH = ΔU + ΔnRT

→

ΔU = ΔH - ΔnRT

ΔH < 0 → Reacció exotèrmica (la reacció desprèn calor) Reaccions ΔH > 0 → Reacció endotèrmica (la reacció absorbeix calor)

ΔHºf ΔUº

ΔH ΔHº reticular ΔHº enllaç

ΔHºr (llei de Hess)

4. Entalpia de re reacció acció (ΔHºr) i ent entalpia alpia de form formació ació (ΔHºf) Depèn de l’estat dels reactius Depèn de la P. Depèn de la T. P = 1 atm Condicions estàndard

ΔHº

T = 298 K

Indica cond. estàndard

C2H5OH (l) + 3O2 (g)

→

2CO2 (g) + 3H2O (l)

-

ΔHºr = 1365 KJ

En la combustió d’un mol d’etanol a condicions estàndard i Pcte es desprenen 1363 KJ. (signe negatiu)

•

De tots els tipus de reacció →

reaccions de formació

Reacció on es forma 1 mol descompost a partir dels elements que el formen en el seu estat més estable.

Cgrafit + O2 (g) → CO2 (g)

ΔHºr = ΔHºf CO2

Els elements en el seu estat més estable tenen una entalpia estàndard de formació igual ZERO ΔHºf O2 = 0

ΔH = Hprod - Hreact

Càlcul ΔHºr a partir ΔHºf →

ΔHºr = ∑n ΔHºf (prod) - ∑n ΔHºf (react)

5. Llei de Hes Hesss Si una reacció es pot descomposar com la suma o resta d’altres reaccions, l’entalpia d’aquesta reacció també serà la suma o resta de les entalpies de les reaccions que he descompost.

ΔHºf CO2 = -393,5 ΔHºf H2O = -285,5

C + 2H2 + 1/2O2 → CH3OH

ΔHºf CH3OH = -726,4 Mateix costat i mateix número de mols

Mateix costat i diferent número de mols

C + O2 → CO2

H2 + 1/2O2 → H2O

Diferent costat (canviem de signe) i mateix número de mols

CH3OH + 3/2O2 → CO2 + 2H2O

ΔHºr = ΔH1 + 2 (ΔH2) - ΔH3

Està en les 3 reaccions: ens el saltem

C + O2 → CO2 ΔHºr = -393,5 + 2(-285,5) - (-726,4)

2(H2 + 1/2O2 → H2O)

ΔHºr = -238,1 KJ

CO2 + 2H2O → CH3OH + 3/2O2 C + 2H2 + 1/2O2 → CH3OH

Comprovació

6. Entalpia d’enllaç d’enllaç:: ΔHº enllaç = energia necessària per trencar un mol d’enllaços.

ΔHº per trencar un enllaç > 0 → Procés endotèrmic Totes les ΔHº enllaç són positives ΔHº per formar enllaços < 0

→ Procés exotèrmic

Reactius

Productes

(enllaços trencats)

(enllaços formats)

ΔHºr = ∑n ΔHºf (enllaços trenctas) - ∑n ΔHºf (enllaços formats)

7. Diagrames entàlpics: Determinar ΔHºr a partir de la reacció de formació del CO: C + 1/2 O2 → CO

C + O2 ΔHºr CO + 1/2O2

ΔHº1

ΔHº1 C + O2

ΔHº2

CO2

ΔHº2 CO + 1/2O2

→

CO2

ΔHºr = ΔHº1 - ΔHº2

CO2 ΔHº < 0 (exotèrmic)

→

ΔHº > 0 (endotèrmic)

8. Entalpia re reticular ticular (mo (model del electroes electroestàtic tàtic del sòlid iiònic): ònic): ΔHº reticular = energia que es desprèn en la formació d’un sòlid cristal·lí a partir dels seus ions en estat gasós. Na ⁺ (g) + Cl⁻ (g)

NaCl (s) (sòlid cristal·lí)

ΔHº reticular no es pot determinar directament de forma experimental però si a partir de la llei de Hess, que es coneix com el cicle de Born-Haber. ΔHº reticular < 0 Na (g) + 1/2Cl (g)

❸

NaCl (s)

Na ⁺ (g) + 1e⁻ + Cl (g) ❶ Na(s) → Na(g) (ΔHº sub, Na) ❷ Na(g) → Na ⁺ (g) + 1e⁻ (Ɛi, 1. Energia

ΔHº diss, Cl2

❷

Na ⁺ (g) + 1/2Cl2 (g) + ❹ Ae, Cl

Ɛi, 1

❶

d’ionització) ❸ 1/2Cl2 (g) → Cl (g) (ΔHº dissociació, Cl2) ❹ Cl (g) + 1e⁻ → Cl⁻ (g) (Ae. Afinitat electrònica) ❺ Na ⁺ (g) + Cl⁻ (g) → NaCl (s)

Na(g) + 1/2Cl2 (g) ΔHº sub, Na

Na ⁺ (g) + Cl⁻ (g)

❺

Na(s) + 1/2Cl2 (g)

→

NaCl (s)

Na(s) + 1/2Cl2 (g) ΔHºf = ΔHºsub + Ɛi, 1 + ΔHºdiss + Ae + ΔHºret

ΔHºf

NaCl (s)

8.1. Model electroestàtic del sòlid iònic per justificar variacions ∆Hº ret: ∆Hº ret NaF NaCl NaBr NaI

KJ/mol -918 -780 -742 -705 ➔

Valor més gran

1) ∆Hº ret serà més gran com més fort s’atreguin els ions del sòlid iònic. Valorde: més petit 2) La força d’atracció entre els 2 ions➔ depèn

•

Càrrega dels ions (q).

•

Distància entre els ions (r) segons la llei de Coulomb. Força d’atracció entre ions = │q1│x │q2│ r²

3) Com més gran és la càrrega dels ions, amb més força s’atrauen i l’energia reticular és major. 4) Com més gran és la distància entre els ions, més petita és la força d’atracció i per tant, l’energia reticular (en valor absolut) és menor. La distància entre els ions depèn de la mida dels ions.

9. Espontaneït Espontaneïtat: at: Entropia de l’univers com a criteri de l’espontaneïtat. Espontani → Un procés és espontani quan té lloc sense cap impuls extern.

A → B

∆Hº < 0

B → A

∆Hº > 0

Quan un procés és espontani, en el sentit contrari no ho serà.

Tot tendeix a la mínima energia → Els processos espontanis seran sempre exotèrmics. Ha d’haver-hi una altra magnitud que també afecti a l’espontaneïtat L’ENTROPIA (S) → mesura de desordre ¿Què determina que un procés sigui espontani? Perquè un procés sigui espontani

Tendeix a la mínima energia (∆Hº < 0) Tendeix al màxim desordre (∆Sº > 0)

10. 2n principi de la ter termodi modi modinàmica: nàmica: En un sistema aïllat es produeix un canvi espontani si la variació d’entropia total que acompanya el procés és positiva. ∆Sº total = ∆Sº reacció + ∆Sº entorn

∆Sº total > 0 → procés espontani ∆Sº total < 0 → procés no-espontani

11. 3r p principi rincipi de llaa termodin termodinàmica: àmica: Tot sòlid cristal·lí i perfectament ordenat a la temperatura de 0 K té una entropia = 0.

12. Dete Determinació rminació ∆Sº sistema (reacció): Qualitativament (positiva/negativa) ∆Sº sist. > 0 → Durant la reacció està augmentant el desordre.

S sòlid < S líquid < S gas

∆Sº sist. < 0 → Durant la reacció està disminuint el desordre. Quantitativament (calcular ∆Sº) ∆Sºr = ∑n Sºm prod - ∑Sºm react.

∆Sº entorn = - ∆Hºr T

Si el sist. desprèn calor → entorn es desordena

13. Energi Energiaa lliure de Gibbs: ∆Gº = ∆Hº - T∆Sºr

∆Gºr = ∆Hºr - T∆Sºr < 0 → Procés espontani ∆Gº < 0

∆Sº total > 0 o ∆Gº < 0

2 criteris d’espontaneïtat (són contraris) Càlcul T. eq ∆Gº = 0 ∆Gº = ∆Hºr - T∆Sºr = 0 ∆Hºr - T∆Sºr = 0

Teq = ∆Hºr ∆Sºr...