1 / 26

Química: Ciència que estudia la matèria i les seues transformacions

Química: Ciència que estudia la matèria i les seues transformacions. 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?. Química: Ciència que estudia

kylar
Download Presentation

Química: Ciència que estudia la matèria i les seues transformacions

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Química: Ciència que estudia la matèriai les seues transformacions

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

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

  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. 1rPrincipi de la Termodinàmica. 3.- Entalpia. 4.- Calor de reacció. Llei de Hess. 5.- Entalpies estàndard de formació.

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

  9. Aplicació a reacc. químiques: Termoquímica CONTINGUT 1.- Conceptes bàsics. Sistemes, variables i processos. 2.- Energia, calor i treball. 1rPrincipi de la Termodinàmica. 3.- Entalpia. 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. Tipus de sistemes Obert Tancat Aïllat Matèria Matèria Energia Pot intercanviar Matèria Energia 1 CONCEPTES BÀSICS. SISTEMES, VARIABLES I PROCESSOS. Sistema: Part de l’univers que és objecte d’estudi. Entorn, voltants, medi ambient:Resta del univers.

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

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

  13. Isoterm (T constant) • Isòbar (P constant) • Isocor (V constant) • Adiabàtic (Q = 0) • Cíclic (estat final = estat inicial) Tipus de processos Quan alguna de les variables d’estat canvia amb el temps ß PROCÉS termodinàmic • 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. Criteri de signes W > 0 W < 0 SISTEMA Q > 0 Q < 0 2 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.

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

  16. 1) Expansió davant d’una Pext constant 2) Expansió en el buit Pext = 0 ÞW = 0 [Segal, pg 590] Casos particulars 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. 3) Expansió reversible isoterma d’un gas ideal PV = nRT T = constant Casos particulars

  18. Un sistema cedeix E en forma de Q si es transfereix com a resultatd’una diferència de T entre el sistema i el medi ambient. Unitat S.I.: Joule 1 cal = 4.184 J La calor no és funció d’estat No és una propietat característica del sistema. No la posseeix el sistema. És una forma d’intercanvi d’energia, una “energia en trànsit” CALOR

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

  20. 1r Principi de la Termodinàmica DU = Q + W Procés a V constant V2 = V1dV=0 Þ DU = Q + 0 = Q v • Nou significat per a DU • Ens dóna una forma de determinar DU

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

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

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

  24. DH = ? DH = -393.5 kJ Mètode 3 Llei de Hess La calor intercanviada quan una reaccióquímica es duu a terme a T i P constants ésla mateixa tant si la reacció transcorre en unaetapa com si ho fa en més d’una. Germain Henri Hess (1802-1850) DH = -393.5 kJ DH = +283 kJ DH = -110.5 kJ H: funció d’estat

  25. DHfº (C2H5OH, l) a 25ºC = -277.69 kJ×mol-1 DHfº (element en el seu estat més estable) = 0 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 elsseus estats estàndard passen a productes en els seus estats estàndardrespectius. Entalpia estàndard de formació (DHfº) d’una substància: Entalpia estàndard de reacció per a la formació d’un mol de la substància apartir dels seus elements en el seu estat més estable. (Unit: J×mol-1)

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

More Related