Tema 3. Termoquímica

Transcripción

1 Tema 3 Termoquímica

2 Què ens interessa d una reacció química?

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

4 Fonaments de Termodinàmica Termodinàmica és la part de la Física que estudia la calor, el treball, l energia i els canvis que ells produeixen en els estats dels sistemes. Estudia les canvis d'energia en totes manifestacions. La termodinàmica química és la part de la Química que estudia la relació entre la energía i els canvis químics. CH 4 + O CO + H O + energia CaCO 3 (s) + calor CaO (s) + CO (g)

5 CONCEPTES BÀSICS. SISTEMES, ARIABLES I PROCESSOS. Sistema: Part de l univers que és objecte d estudi i s'aïlla de la resta Entorn, voltants, medi ambient: Resta del univers. Tipus de sistemes Amb l'exterior pot intercanviar Obert Tancat Aïllat Matèria Energia Matèria Energia Matèria Energia

6 Segons l'estat d'agregació Sistema homogeni Tots els components estan en el mateix estat d'agregació Les magnituds físiques no varien Ex: síntesi de l'amoníac Sistema heterogeni L'estat d'agregació dels reactius i dels productes no és el mateix. Les magnituds físiques varien Ex: síntesi de l'aigua

7 Els sistemes es presenten de diferents formes ESTATS caracteritzats per ARIABLES termodinàmiques o bé variables d'estat. Les variables termodinàmiques descriuen l'estat d'un sistema. Aquestes són T, P,, m, ρ, concentració i composició química. Tipus de variables Intensives No depenen de la quantitat de matèria del sistema Ex: T, P, ρ No són aditives Extensives Depenen de la quantitat de matèria del sistema Ex: m,, n, Q Són aditives

8 Les variables termodinàmiques no són independents entre elles: P = n R T Per facilitar l'estudi d'un sistema, se'n limita el nombre de variables mantenint algunes d'elles constants. Aquest fet origina diferents processos que es classifiquen en: Processos isoterms, si la temperatura és constant. Processos isobàrics, si la pressió és constant. Processos isocors, si el volum és constant. Processos adiabàtics, si no hi ha transferència de calor entre el sistema i l'entorn. Cíclic, si l'estat final és el mateix que l'estat inicial.

9 Funcions d estat Les funcions d'estat són aquelles magnituds que només depenen dels estats inicial i final, i no de les etapes intermitges. La temperatura, la pressió o el volum són funcions d'estat. Quan canvia l estat d un sistema, els canvis de les funcions d'estat només depenen dels estats inicial i final del sistema, no de com es produeix el canvi. X = X fina l X inicial Un sistema està en equilibri quan les propietats del sistema no canvien al llarg del temps i tots els punts del sistema tenen les mateixes propietats.

10 Quan alguna de les variables d estat canvia amb el temps PROCÉS termodinàmic (isobàric, isocor, isotèrmic, adiabàtic) Tipus de transformacions termodinàmiques 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. El sistema no està en equilibri en algun moment de la transformació

11 TREBALL dw = F d r La unitat en el S.I. És el Joule Treball d expansió/compressió dels gasos El treball que el gas fa sobre l'exterior quan s'expandeix és: d dw = P ext S dx dw = P ext d P int P ext W = P ext d

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

13 Treball d'expansió-compressioó d'un gas ) Expansió davant d una P ext constant (procés isobàric) W = P d = P d ext ext = P ext ( ) = P ext ) Expansió en el buit P ext = 0 W = 0 El treball no és funció d estat El treball és diferent segons si la transformació és reversible o irreversible. No és una propietat característica del sistema. No ho posseeix el sistema. És una forma d intercanvi d energia, una energia en trànsit

14 Casos particulars 3) Expansió reversible isoterma d un gas ideal P = nrt T = constant W = rev = nrt ln P int d = = nrt nrt(ln d = ln ) -nrt = d nrt ln = W = n R T ln

15 CALOR Un sistema cedeix E (ENERGIA) en forma de Q (CALOR) si es transfereix com a resultat d una diferència de T entre el sistema i el medi ambient. Unitat S.I.: Joule cal = 4.84 J La calor no és funció d estat La calor és diferent segons si la transformació és reversible o irreversible. No és una propietat característica del sistema. No la posseeix el sistema. És una forma d intercanvi d energia, una energia en trànsit

16 Transferència de calor La transferència de calor que experimenta un sistema format per una substància pura és: Q=m c e T Q = calor guanyada o cedida pel sistema m = massa del sistema c e = calor específica de la substància pura T = Diferència de temperatura Si la transferència de calor s'inverteix en un canvi d'estat del sistema, la temperatura és constant. La variació de la calor serà: Q=m L Q = calor guanyada o cedida pel sistema m = massa del sistema L = calor latent específica del canvi d'estat

17 Canvis d'energia en les reaccions químiques Totes les reaccions químiques absorbeixen o alliberen energia. Calor de reacció és la quantitat d'energia calorífica absorbida o cedida pel sistema al llarg de la transformació dels reactius en productes. Una equació termoquímica és una equació química ajustada, indicant els reactius, els productes i la quantitat de calor intercanviada amb l'exterior. Reaccions químiques Reaccions endotèrmiques S'absorbeix calor de l'exterior,, els productes tenen més energia que els reactius. Reaccions exotèrmiques S'allibera calor a l'exterior, els productes tenen menys energia que els reactius.

18 ENERGIA INTERNA E pot E cin? Energia interna (U) (Suma d energies a nivell molecular) Com podem augmentar U d un sistema tancat? Funció d estat Magnitud extensiva ) Escalfant-lo calor ) Realizant un treball Com podem disminuir U d un sistema tancat? ) Refredant-lo calor ) Extraient un treball

19 r Principi de la Termodinàmica U = Q + W Procés a constant = d=0 W = Pext d = 0 U = Q + 0 = Q v La calor absorbida o cedida en una reacció que es produeix a volum constant és igual a la variació d'energia interna del sistema.

20 ENTALPIA H = U + P Procés a P constant Entalpia (H) Funció d estat Propietat extensiva Unitats d energia U = U U = Q + W = Qp Pd = Qp P( ); Qp = U + P U P = H H = H Entalpia és la calor que intervé en una reacció a pressió constant. Segons el criteri de signes adoptat: Quan H>0, el sistema absorbeix calor i la reacció és endotèrmica Quan H<0, el sistema cedeix calor i la reacció és exotèrmica

21 Relació entre H i U Si només H = U + (P) H = U + P H U P constant sól/líq Relació entre Q v i Q p Com U = Q v i Η = Q p, deduim que : Q p = Q v + P Quan intervenen substàncies gasoses amb un comportament ideal: P = n R T És a dir: Q p = Q v + n R T Si no hi ha variacions de mols, n = 0; o si només intervenen substàncies sòlides i/o líquides, = 0 Q p = Q v ó Η = U

22 CALOR DE REACCIÓ. LLEI DE HESS. Reaccions químiques Exotèrmiques (Q < 0) Endotèrmiques (Q > 0) La calor de reacció es mesura amb un calorímetre Q v = U = U prod - U reac Q p = H = H prod - H reac H = U + (P) Sí H = U + (nrt) H = U + RT n Intervenen gasos? Si T constant No H U

23 Entalpia de reacció Increment d entalpia que té lloc durant la reacció L'entalpia de reacció ( H r ) és la calor que intervé en una reacció que té lloc a pressió constant. Rep el nom d'entalpia estàndard de reacció si es mesura en condicions estàndars. És una magnitud extensiva, per tant depen de l'estequiometria de la reacció, així com de l'estat físic i forma alotròpica dels reactius i productes. Exemples: CO (g) + O (g) CO (g) H r = -83 kj CO (g) + O (g) CO (g) Η r = -566 kj CO (g) CO (g) + O (g) H r = +83 kj Si la reacció que es produeix és una combustió, l'entalpia de reacció s'anomena entalpia de combustió.

24 Entalpia de formació L'entalpia de formació ( H f ) és la variació de l'entalpia de la reacció de formació d'un mol de compost a partir dels elements que el constitueixen en els seus estats estàndards. L'entalpia de formació dels elements en el seu estat més estable es considera 0 en condicions estàndards. Exemples: N g 3 H g NH 3 g H g O g H O l H r = -46, kj/mol Η r = -87,6 kj/mol N g O g NO g H r = 5,6 kj/mol L'entalpia de formació és una magnitud extensiva, per tant depèn de l'estequiometria de la reacció, així com de l'estat físic i forma alotròpica dels reactius i productes.

25 ENTALPIA ESTÀNDARD DE FORMACIÓ. Estat estàndard d una substància: la seva forma pura a bar. Entalpia de reacció estàndard ( Hº): H quan els reactius en els seus estats estàndard passen a productes en els seus estats estàndard respectius. Entalpia estàndard de formació ( H f º) 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 - ) H f º (C H 5 OH, l) a 5ºC = kj mol - C (s, grafit) + 3H (g) + O (g) CH OH (l) 5 H f º (element en el seu estat més estable) = 0

26 Llei de Hess 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. C (s) + O (g) CO (g) H = kj CO (g) CO (g) + O (g) H = +83 kj C (s) + O (g) CO (g) H = -0.5 kj Germain Henri Hess (80-850)

27 A partir de H f º H o = ν prod n prod H o f (prod) ν reac n reac H o f (reac) Tabular H f º per a cada substància