Quimica Tema 2 (2013)

Resumen Español
Universidad Universidad de Barcelona (UB)
Grado Física - 1º curso
Asignatura Química
Año del apunte 2013
Páginas 10
Fecha de subida 10/11/2014
Descargas 13
Subido por

Descripción

Apunts per el temari Tema 2 de 2013, Física UB

Vista previa del texto

Tema 2. Termodin mica Qumica 1. Conceptes fonamentals 2. Variables d’estat 3. Condicions est ndard 4. Criteris d’equilibri 5. Principis de la termodin mica 1 Conceptes fonamentals: Termodin mica. Estudia les propietats dels sistemes des del punt de vista macrosc#pic.
Sistema termodin mic. Certa quantitat de materia separada de la resta (medi) per una paret real o imagin ria (Sistema + medi = univers) Tipus de sistemes termodin mics: Tipus de parets.
– Paret Adiab tica: No permet l’intercanvi de calor.
– Paret Diatermica: Permet l’intercanvi de calor.
2. Variables d'estat: Fase Part d’un sistema en que totes les magnituds macrosc#piques es mantenen constants.
• Sistemes homogenis: 1 fase.
• Sistemes heterogenis: més d’ 1 fase.
Variables o funcions d’estat Propietats macrosc#piques que descriuen un sistema (V, T, P, m...). Poder ser: • Intensives no depenen de la quantitat de materia (P, T, ρ,...): • Extensives s en depenen (V, c rrega electrica,...): Propietats de les funcions d’estat: • El seu el seu valor només depen de l’estat en que es troba el sistema.
• Quan s’especifica l’estat d’un sistema amb un nombre finit de variables, la resta queden determinades.
• S5n contnues.
Equaci d’estat: relaci5 matem tica entre les variables d’estat.
Per un gas ideal: PV=nRT Transformaci.
Hi ha transformaci5 si canvia com a mnim una variable d’estat amb el temps.
– Si l’estat inicial 8 estat final → transformaci5 oberta.
– Si l’estat inicial = estat final → transformaci5 tancada.
– Transformaci5 reversible: Si es realitza mitjancant una successi5 d’estats d’equilibri i és possible tornar des de l’estat final a l’estat inicial pel mateix cam.
– Transformaci5 irreversible: Si no és reversible.
→ La termodin mica es centra en l’estat inicial i final, independentment del cam seguit.
Equilibri termodin mic. No canvia cap de les propietats termodin miques .
Canvi d’estat. Evoluci5 del sistema des d’un estat inicial d’equilibri termodin mic fins un altre.
La termodin mica es basa en quatre postulats o axiomes que relacionen el treball i la calor associats a processos fisicoqumics. A partir d’aquests principis s’estableixen els criteris per determinar si un procés tindr lloc o no.
Principi zero de la Termodin mica Dos sistemes termodin mics en equilibri termic amb un tercer, han d’estar en equilibri termic entre ells. La propietat com> és la temperatura.
Primer principi de la Termodin mica Calor (q): Quan es posen en contacte dos sistemes que es troben a diferent temperatura, la temperatura tendeix a igualar-se.
Q=m⋅C (T f −T i ) Criteris de signes: • Calor guanyada pel sistema: q > 0 (endotermic) • Calor cedida pel sistema: q < 0 (exotermic) → La calor depen del cam seguit → NO és funci5 d’estat.
Capacitat Calorifica (C) Quantitat d’energia necess ria per augmentar 1 grau Kelvin la temperatura (funci5 d’estat extensiva).
Q=m⋅C e (T f −T i ) Q = quantitat d'energia transferida en forma de calor.
C=m⋅C e m = massa; Ce= calor especfic C= q dT Tf i Ti = temperatura final i inicial.
Joule (1840): conversi5 completa de treball mec nic en energia termica (1 cal. per cada 4,184 J) Equivalent mec nic de la calor = treball/calor: J = 4,184 J·cal-1 Treball (w): metode pel que es transfereix energia d’un sistema mec nic a un altre (treball mec nic o P-V). Pot produir expansi5/compressi5 Criteri de signes: w medi → sistema: dV < 0 ? w (treball compressi5) > 0 w sistema →medi: dV > 0 ? w (treball expansi5) < 0 → El treball depen del cam seguit → NO és funci5 d’estat Calor (q) vs Treball (w) 1. Calor i treball s5n maneres equivalents de variar l’energia d’un sistema.
2. Calor i treball es diferencien pel seu efecte sobre les molecules del sistema.
3. Criteris de signes.
4. El calor i el treball no s5n funcions d’estat → Depenen del cam seguit.
Energia interna (U) d’un gas ideal. Principi d’equipartici de l’energia • Ms l’energia total del sistema: cinetica i termica.
• Ms funci5 d’estat (només depen de l’estat inicial i final).
• Depen de la Nª de les partcules.
• Propietat extensiva.
Energia interna molar (Um): Suma d’energies Um = Uterm + U0 + Uelec + Uintermolec.
Primer principi de la Termodin mica Conservaci5 de l’energia (Helmholtz, 1847): L’energia d’un sistema aillat és constant, no es pot crear ni destruir (↑ E del sistema →↓ E del medi) ∆U=Q+W Procés a volum constant: dV = 0 → W=0 → dUv = qv → ∆Uv = Qv Procés a pressi5 constant: q = dU + P dV → qp = d (U + PV)p = dH H = U + PV ∆Hp = Qp Entalpia (H): L’entalpia és un funci5 d’estat extensiva (només depen de l’estat inicial i final).
∆H = Hfinal – Hinicial Capacitat Calorifica (C) C= q dT C= qv dU v = dT dT - Procés reversible a volum constant: ∆Uv = Qv G.I monoat#mic: Cv = 3/2 R G.I diat#mic: Cv=5/2R - Procés reversible a pressi5 constant: ∆Hp = Qp C p= q p dH p = dT dT G.I monoat#mic: Cv = 5/2 R G.I diat#mic: Cv=7/2R Cp = Cv + R TERMOQU4MICA Estudia els canvis energetics en una reacci5 qumica Reactius → productes H2 (g)+1⁄2 O2 (g)→H2O(l) Variaci5 energia interna o entalpia ↔ balanc energies productes i reactius.
Entalpia de reacci (ΔH reacc): Qp = ∆Hreacci5 = Hproductes - Hreactius Energia interna de reacci (ΔU reacc): Qv = ∆Ureacci5 = Uproductes - Ureactius Estat est ndard (°): Subst ncia pura, P= 1atm, T=25°C=298,15K Si els reactius i els productes estan en el seu estat est ndard (º): ∆H° i ∆U° Determinaci de U i H: aA + bB → cC + dD Slids i l quids: ∆V0 ≈ 0 → H ≈ ∆U Gasos ideals: P0∆V0 ≈ P0 (∑ νiVi) = RT ∆ ν Determinaci indirecta de ∆H 1. ∆H és una funci5 extensiva. ∆H és directament proporcional a la quantitat de subst ncia que reacciona.
N2 (g)+O2 (g)→2NO(g) 1⁄2 N2 (g)+1⁄2 O2 (g)→1NO(g) ∆H=180,5kJ ∆H=1⁄2x180,5kJ=90,25kJ 2. Llei de Lavoisier-Laplace (1780): ∆H canvia el seu signe si s’inverteix el procés ∆Hdirecta = -∆Hinversa 2CO2(g) + 3H2O → C2H6(g)+ 7/2O 2(g) ∆Ho298.15=1560,3kJmol-1 ∆Ho298.15= -1560,3kJmol-1 C2H6(g) + 7/2O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O 3. Llei de Hess (1840): El valor de l’entalpia o de l’energia interna est ndard d’una reacci5 qumica a una T determinada és el mateix si la reacci5 es produeix en una o en varies etapes.
∆Hreacc=∆H1)+∆H2)=33,18kJ Entalpia est ndard de combusti: és la variaci5 d’entalpia que acompanya a la combusti5 d’1 mol de subst ncia. En l’estat est ndard a T constant per donar els productes en els seus estats est ndard a la mateixa T.
C4O10(g) +13/2O2(g) →4CO2(g) +5H2O(l) ∆Ho298.15 =-2878,4kJmol-1 Entalpia d’enllac: és la calor que acompanya el trencament d’1 mol d’enllacos a 1 atm. i 298K (igual i de signe contraria a la de formaci5 de l’enllac) ∆Ho298.15 = ∆Ho298.15 (enllacos trencats) - ∆Ho298.15 (enllacos formats) H2 (g) → 2 H (g) ∆H = ← 435.9 kJ /mol Entalpia de formaci est ndard ∆H f0 ∆H corresponent a la formaci5 d’ 1 mol de la subst ncia en l’estat est ndard a partir dels seus elements en els estats est ndard de les seves formes de referencia.
∆Hfo element pur en la seva forma més estable = 0 ∆Hfo (298 K) Na(s), H2 (g), N2 (g), O2 (g), ....=0 Carboni grafit i diamant (2 formes al·lotr#piques): Ho298,15 (grafit) = 0 Ho298,15 (diamant) = 1,9KJ/mol Equaci5 de Kirchoff: (variaci5 de l’entalpia amb la T) Tercer principi de la termodin mica (Nernst, 1907) L’entropia dels cristalls perfectes de tots els elements i compostos purs a 0 K, és zero.
S 0=lim S =0 Entropia (S): • Funci5 d’estat del sistema • Extensiva (unitats J·K-1) • D5na una idea de la quantitat d’energia del sistema que no es pot emprar per realitzar treball.
∆ S T =S f −S 0 =∫ o • qrev T Grau de desordre. (↑ desordre → ↑∆S) Entropia molar est ndard (S0i) : Entropia absoluta d’un mol de subst ncia en el seu estat est ndard ( 298,15 K i 1 atm) – Procés a volum i T constant: o qrev = ∆U → ∆ S T = – Procés a pressi5 i T constant: o qrev = ∆H → ∆ S T = – ∆U T ∆H T Variaci5 de l’entropia est ndard d’una reacci5: ∆ S 298 =∑ v p S ( productes)− ∑ v r S (rectius) o – 0 0 Variaci5 de l’entropia d’una reacci5 a la temperatura T a P= cte.
– Variaci5 de l’entropia d’una reacci5 a la temperatura T, en un canvi de fase.
Proc<s espontani. Aquell que evoluciona sense necessitat d’una font externa.
Proc<s no espontani. Aquell que necessita l’acci5 d’una font externa per a que tingui lloc.
Berthelot i Thomsen 1870. Un procés és espontani si disminueix ∆H ↓.
→ Una reacci5 exotermica és espont nia. Aquesta afirmaci5 no és certa del tot!!!!! Exemples de reaccions endotermiques espont nies • Fusi5 del gel a temperatura ambient.
Si ∆S ↑ → la reacci5 • Disoluci5 de nitrat d’amoni en aigua.
és espont nia.
• Congelaci5 espont nia de l’aigua a -10ºC Amb ∆S és necessari coneixer totes les interaccions del sistema amb el medi per predir l'espontaneitat de la reacci5.
∆S total = ∆S sistema + ∆S medi Energia de Gibbs (G): • Funci5 d’estat del sistema, extensiva (unitats J).
• D5na una idea de la condici5 d’equilibri i espontaneitat d’una reacci5.
Energia de Gibbs est ndard: (per una reacci quimica).
Corresponent als reactius i productes en el seu estat est ndard.
Signe + pels productes Signe – pels reactius aA + bB → cC + dD ∆GoT =cGoT (C) + dGoT (D) - aGoT (A) - bGoT (B) Energia de Gibbs est ndard de formaci: Variaci5 de l’energia de Gibbs d’una reacci5 en la que es forma una subst ncia en el seu estat est ndard, a partir dels seus elements en l’estat est ndard.
Consideracions : ∆G canvia de signe quan s’inverteix el procés. ∆GT es pot obtenir com a suma de les ∆G de les etapes parcials.
Potencial quimic: energia de Gibbs molar d’una subst ncia ...