Formulari (2009)

Resumen Catalán
Universidad Universidad Autónoma de Barcelona (UAB)
Grado Ciencias Ambientales - 1º curso
Asignatura Termodinàmica i Cinètica química
Año del apunte 2009
Páginas 2
Fecha de subida 25/05/2014
Descargas 7
Subido por

Vista previa del texto

FORMULARI GASOS Llei de Boyle: P V =constant (si θ ´es constant) Llei de Charles i Gay-Lussac: V = a + bθ (si P ´es constant) tamb´e V /T =constant Hip` otesi d’Avogadro: V =constant×n (si P ,T s´ on constants) Equaci´ o d’estat del gas ideal: Equaci´ o d’estat del gas de Van der Waals: P = P V = nRT ` ´2 − a Vn nRT V −nb Coeficient de compressibilitat: Z= Vm,real Vm,ideal PRIMER PRINCIPI Primer principi: ∆U = q + w dw = −Pext dV Treball P-V (expansi´ o-compressi´ o): Entalpia: H = U + PV ` ´ CV = ∂U ∂T V ` ´ CP = ∂H ∂T P Capacitat calor´ıfica a volum constant: Capacitat calor´ıfica a pressi´ o constant: Relaci´ o CP − CV per un gas ideal: CP − CV = nR “ ” nR Cv V Ti = Vfi Tf Proc´es adiab` atic reversible d’un gas ideal: tamb´e: Pi Viγ = Pf Vfγ , γ = Cp,m Cv,m dS = dqrev T SEGON PRINCIPI Entropia: ∆Sunivers ≥ 0 Segon Principi: Desigualtat de Clausius: dSsistema − dqsistema T ≥ 0 (equilibri t`ermic) CRITERIS D’ESPONTANE¨ ITAT I EQUILIBRI Energia lliure de Helmholtz: A = U − TS Energia lliure de Gibbs: G = H − TS dU = T dS − P dV Equaci´ o Fonamental de la Termodin` amica: Diferencials dels Potencials Termodin` amics: dH = T dS + V dP dA = −SdT − P dV dG = −SdT + V dP Criteris d’espontane¨ıtat: (dA)T,V ≤ 0, (dG)T,P ≤ 0 ` ´ FUNCIONS TERMODINAMIQUES DE REACCIO P 0 ∆r H d’una reacci´ o qu´ımica: ∆r H 0 = νi ∆f Hi0 R T Llei de Kirchhoff: ∆r H 0 (T2 ) − ∆r H 0 (T1 ) = T12 ∆r CP0 dT P 0 ∆r S 0 d’una reacci´ o qu´ımica: ∆r S 0 = νi Si,m Entropia Absoluta (exemple: gas): RT RT ∆ H + Tf us + T eb S(T ) = S(0K)+ 0 f us CP (s)dT T f us f us CP (l)dT T + ∆vap H Tvap + RT Tvap CP (g)dT T EQUILIBRI “ Potencial Qu´ımic: µi = ∂G ∂ni ” T,P,nj=i Diferencial de G en sistemes de comp. variable monofase: P dG = V dP − SdT + i µi dni P P α ´Idem, amb v` aries fases: dG = V dP − SdT + α i µα i dni P P α α Condici´ o d’equilibri de fases: α i µi dni = 0 β γ µα i = µi = µi = . . . per tot i i tota fase.
Regla de les fases de Gibbs: F +L=C+2 dP dT Equaci´ o de Clapeyron: dP dT Equaci´ o de Clausius-Clapeyron: = = ∆c.f. S ∆c.f V ∆c.f. H P RT 2 µi = µ0i + RT ln Potencial qu´ımic d’un gas ideal: Llei de Raoult: Pi = Potencial qu´ımic d’un component d’una diss. ideal: Llei de Henry: Condici´ o d’equilibri qu´ımic: Constant d’equilibri entre gasos ideals: Pi P0 xi,l Pi∗ µi = µ∗i,l + RT ln xi,l Pi = xi,l Ki P i νi µi = 0 Q ` Pi ´νi 0 KP = i P 0 0 Relaci´ o entre KP0 i ∆r G0 : KP0 = e−∆r G /RT Q ` ´ν Constant d’equilibri en funci´ o de concentracions: Kc0 = i cc0i i Q Constant d’equilibri en funci´ o de fraccions molars: Kx = i xνi i ”Pi νi “ ” P i νi “ 0 = Kx PPT0 Relacions entre constants: KP0 = Kc0 Pc 0 RT = ∆r H 0 RT 2 v= 1 dci νi dt d ln K dT Equaci´ o de Van’t Hoff: ` CINETICA Velocitat d’una reacci´ o: v = k[A]α [B]β . . .
Equaci´ o general de velocitat: k = Ae−Ea /RT Equaci´ o d’Arrhenius: 2 ...