Química: Ciència que estudia la matèria i les seues transformacions

Presentación del tema: "Química: Ciència que estudia la matèria i les seues transformacions"— Transcripción de la presentación:

1 Química: Ciència que estudia la matèria i les seues transformacions

2 Química: Ciència que estudia la matèria i les seues transformacions
Tema 1 Enllaç químic Com expliquem les propietats de les molècules? Com podem descriure un metall?

3 Química: Ciència que estudia la matèria i les seues transformacions
Tema 1 Enllaç químic Temes 2-11 Com expliquem les propietats de les molècules? Com podem descriure un metall?

4 Reaccions químiques Tema 2 Termoquímica Tema 3 Espontaneïtat Tema 4
Desprén calor? Quina quantitat? Per què es produeix? En quina direcció? Tema 2 Termoquímica Tema 3 Espontaneïtat Tema 4 Equilibri Quan s’arriba? Com es modifica? Tipus Tema 5 Eq. de fases Tema 8 Eq. solubilitat Tema 7 Eq. àcid-base Tema 9 Eq. redox Tema 6 Dissolucions Reaccions químiques Tema 10 Cinètica Quina velocitat té? De què depén? Tema 11 Mecanismes Té diverses etapes? Com l’accelerem?

5 Tema 2 Termoquímica

6 ¿Què ens interessa d’una reacció química?

7 CONTINGUT 1.- Conceptes bàsics. Sistemes, variables i processos.
2.- Energia, calor i treball. 1r Principi de la Termodinàmica. 3.- Entalpia. 4.- Calor de reacció. Llei de Hess. 5.- Entalpies estàndard de formació.

8 CONTINGUT Fonaments de Termodinàmica
1.- Conceptes bàsics. Sistemes, variables i processos. 2.- Energia, calor i treball. 1r Principi de la Termodinàmica. 3.- Entalpia. Fonaments de Termodinàmica 4.- Calor de reacció. Llei de Hess. 5.- Entalpies estàndard de formació. Termodinàmica: Part de la Física que estudia la calor, el treball, l’energia i els canvis que ells produeixen en els estats dels sistemes.

9 CONTINGUT Aplicació a reacc. químiques: Termoquímica
1.- Conceptes bàsics. Sistemes, variables i processos. 2.- Energia, calor i treball. 1r Principi de la Termodinàmica. 3.- Entalpia. Aplicació a reacc. químiques: Termoquímica 4.- Calor de reacció. Llei de Hess. 5.- Entalpies estàndard de formació. Termoquímica: Part de la Química que estudia la calor cedida o absorbida en les reaccions químiques.

10 1 CONCEPTES BÀSICS. SISTEMES, VARIABLES I PROCESSOS.
Sistema: Part de l’univers que és objecte d’estudi. Entorn, voltants, medi ambient: Resta del univers. Obert Tancat Aïllat Tipus de sistemes Pot intercanviar Matèria Energia

11 Intensives Extensives Tipus de variables
Els sistemes es presenten de diferents formes Þ ESTATS caracterizats per VARIABLES termodinàmiques (p.ex: T, P, V, m, r, composició química, ...) Intensives Extensives Tipus de variables No depenen de la quantitat de matèria del sistema Ex: T, P, r No són aditives Depenen de la quantitat Ex: m, V Són aditives

12 Ecuacions d’estat: Relacionen funcions d’estat
Quan assignem valors a unes quantes, els valors de la resta queden automàticament fixats. Quan canvia l’estat d’un sistema, els canvis d’eixes funcions només depenen dels estats inicial i final del sistema, no de com es produeix el canvi. DX = Xfinal –Xinicial Ecuacions d’estat: Relacionen funcions d’estat (ex: PV = nRT)

13 Quan alguna de les variables d’estat canvia amb el temps
ß PROCÉS termodinàmic Tipus de processos Isoterm (T constant) Isòbar (P constant) Isocor (V constant) Adiabàtic (Q = 0) Cíclic (estat final = estat inicial) Reversible (sistema sempre infinitesimalment pròxim a l’equilibri; un canvi infinitesimal en les condicions pot invertir el procés) Irreversible (Un canvi infinitesimal en les condicions no produeix un canvi de sentit en la transformació).

14 2 Q > 0 W > 0 W < 0 Q < 0 ENERGIA, CALOR I TREBALL.
1r PRINCIPI DE LA TERMODINÀMICA. Energia: Capacitat que posseeix un sistema per a realitzar un treball o per a subministrar calor. Criteri de signes SISTEMA Q > 0 W > 0 W < 0 Q < 0

15 TREBALL Unitat S.I.: Joule Treball d’expansió/compressió dels gasos dV
Pint Pext dV [Levine, pg 42]

16 El treball no és funció d’estat
Casos particulars 1) Expansió davant d’una Pext constant 2) Expansió en el buit Pext = Þ W = 0 [Segal, pg 590] El treball no és funció d’estat No és una propietat característica del sistema. No ho posseeix el sistema. És una forma d’intercanvi d’energia, una “energia en trànsit”

17 Casos particulars 3) Expansió reversible isoterma d’un gas ideal
PV = nRT T = constant

18 La calor no és funció d’estat
Un sistema cedeix E en forma de Q si es transfereix com a resultat d’una diferència de T entre el sistema i el medi ambient. Unitat S.I.: Joule 1 cal = J No és una propietat característica del sistema. No la posseeix el sistema. És una forma d’intercanvi d’energia, una “energia en trànsit” La calor no és funció d’estat

19 1r Principi de la Termodinàmica
ENERGIA INTERNA Epot Ecin ? Energia interna (U) (Suma d’energies a nivell molecular) Funció d’estat Magnitud extensiva Com podem augmentar U d’un sistema tancat? Escalfant-lo Þ calor Realizant un treball 1r Principi de la Termodinàmica DU = Q + W

20 1r Principi de la Termodinàmica
DU = Q + W 1r Principi de la Termodinàmica Procés a V constant V2 = V dV=0 DU = Q + 0 = Q Þ v Nou significat per a DU Ens dóna una forma de determinar DU

21 3 ENTALPIA. Funció d’estat Entalpia Propietat extensiva H = U + PV (H)
Unitats d’energia Procés a P constant Relació entre DH i DU P constant Si sól/líq només DH = DU + D(PV) DH = DU + PDV DU

22 4 CALOR DE REACCIÓ. LLEI DE HESS. Reaccions químiques
Exotèrmiques (Q < 0) Endotèrmiques (Q > 0) La calor de reacció es mesura amb un calorímetre [Petrucci, pg 227] Qv = DU = Uprod - Ureac Qp = DH = Hprod - Hreac DH = DU + D(PV) DU ¿Intervenen gasos? No Sí DH = DU + D(nRT) DH = DU + RTDn Si T constant

23 MÈTODES PER A DETERMINAR-LA
Entalpia de reacció Increment d’entalpia que té lloc durant la reacció MÈTODES PER A DETERMINAR-LA Mètode 1 Mesurar Qp amb un calorímetre DH = -283 kJ DH = -566 kJ DH = +283 kJ Mètode 2 Mesurar Qv amb un calorímetre; DH = DU+RTDn

24 Mètode 3 Germain Henri Hess Llei de Hess DH = ? DH = -393.5 kJ
( ) La calor intercanviada quan una reacció química es duu a terme a T i P constants és la mateixa tant si la reacció transcorre en una etapa com si ho fa en més d’una. DH = kJ DH = +283 kJ DH = kJ H: funció d’estat

25 5 ENTALPIA ESTÀNDARD DE FORMACIÓ.
Estat estàndard d’una substància: la seua forma pura a 1 bar. Entalpia de reacció estàndard (DHº): DH quan els reactius en els seus estats estàndard passen a productes en els seus estats estàndard respectius. Entalpia estàndard de formació (DHfº) d’una substància: Entalpia estàndard de reacció per a la formació d’un mol de la substància a partir dels seus elements en el seu estat més estable. (Unit: J×mol-1) DHfº (C2H5OH, l) a 25ºC = kJ×mol-1 DHfº (element en el seu estat més estable) = 0

26 Mètode 4 A partir de DHfº Tabular DHfº per a cada substància
[Levine, pg 147] Tabular DHfº per a cada substància