1. TERMOQUÍMICA
Estudia los canvis energètics en les reaccions químiques.
Des de un punt de vista termodinàmic:
sistema (partícules que es interessen, com els
àtoms dels reactius per exemple).
entorn
univers
La frontera pot ser real o fictícia. El sistema pot ser:
- obert : intercanvia matèria i energia
- tancat : “ sols energia
- aïllat : No pot intercanviar res.
L'energia interna ( U) d'un sistema és la suma de les energies
potencial i cinètica de totes les seues partícules presents. No
inclou les associades al moviment del centre de masses del
sistema. Depèn dels enllaços químics i les velocitats.

2. Una variació d'energia interna del sistema depèn sols de
l'estat inicial (reactius) i de l'estat final (productes) i no del
camí seguit en la transformació, segons el principi de
conservació de l'energia. És a dir, U és una funció d'estat:
No es pot mesurar de forma absoluta U , però sí es pot
determinar la seua variació fent mesures que permeten
avaluar l'energia transferida a l'entorn, o des de l'entorn al
sistema. Dues maneres de transferir energia: mitjançant la
realització de treball (W) o la realització de calor (Q). Per tant
el 1r
principi de la termodinàmica és :
U = Q + W
Evidentment U = - ∆Eentorn
U = Ufinal
- U inicial
Sistema
W>0
Q>0
W<0
Q<0
Entorn
(S'han trencat enllaços i s'han format
altres de diferent energia, ha canviat U )

3. Treball d'expansió.
En condicions ordinàries el treball realitzat per l'entorn sobre el
sistema és una compressió, i el realitzat pel sistema una
expansió.
Si suposem una força exterior F que es desplaça ∆x
comprimint el sistema gasos tancat en un cilindre, gràcies a un
pistó, el treball realitzat, en valor absolut és F∆x i com
Pexterior
= F/S
| W | = F∆x = Pext
S∆x = Pext
∆V
i com és una compressió (∆V<0 ),
és treball realitzat sobre
el sistema, positiu :
W = - Pext
∆V
F
S
∆x
gas

4. Calor de reacció a volum constant.
U = Q + W = Q - Pext
∆V = QV
0
Calor de reacció a pressió constant: VARIACIÓ D' ENTALPIA
La gran majoria de les reaccions químiques no tenen lloc a
volum constant sinó a pressió constant ( generalment P atm ),
en aquest cas Pext
= Psist
= P
U = Q + W = QP
- P∆V QP
= U + P∆V = H
QP
= U f
- U i
+ P ( Vf
- Vi
) = ( U f
+ PVf
) - ( U i
+ P Vi
) = Hf
- Hi
Si en una reacció sols participen líquids i/o sòlids ( ∆V ≈0 ): U ≈ H
Si participen gasos i T és constant P∆V = ∆nRT
Calorímetre Q = cm∆T
Funció
d'estat

5. Diagrama entàlpic :Es representen les entalpies de reactius
i de productes.
H H
Reactius
ReactiusProductes
Productes
Reacció exoenergètica
∆H<0
Reacció endoenergètica
∆H>0
Equació termoquímica: Equació química ajustada amb la
corresponent variació d'entalpia referida a la
estequiometria tal com ha sigut escrita. Si invertim
l'equació canvia sols el signe de “l'entalpia”.
Entalpia de reacció estàndard, ∆H0
és el canvi d'entalpia
produït quan els reactius i els productes es troben en els seus estats
estàndard ( forma pura , 1 bar ( o i atm) de pressió i 298 K (25ºC) ).

6. Balanç termoquímic és una proporció matemàtica ( regla de
tres) entre l'entalpia i la quantitat de substància, (de l'equació
ajustada i el problema plantejat) ja que si reacciona doble
quantitat s'alliberarà ( o absorbirà) doble quantitat d'energia.
ENTALPIA DE FORMACIÓ ESTÀNDARD D'UN COMPOST
Canvi d'entalpia que es produeix quan es forma un mol de
compost a partir dels seus elements, en els seus estats
d'agregació corresponents, en condicions estàndard.
Per definició, dels elements és zero ∆H0
f
(O2
(g)) = 0
LLEI DE HESS.
És una conseqüència del principi de conservació de l'energia.
L'entalpia és una funció d'estat, no depèn del camí seguit sinó
dels reactius i dels productes i en quines condicions es troben.
Per tant, la variació d'entalpia d'un procés pot expressar-se com
a suma algebraica d'entalpies d'equacions químiques, equacions
que addicionades donen l'equació química del procés.

7. Conseqüència de la llei de Hess i de definició de ∆H0
f
:
ENTALPIA DE REACCIÓ
∆HR
= ∑ nproductes
∆Hf , productes
- ∑ nreactius
∆Hf , reactius
ENTALPIES D'ENLLAÇ.
Existeixen taules on els valors són positius, energia necessària
per a trencar l'enllaç. Si és molècula diatòmica és dissociació, i si
no existeix espècie diatòmica és un valor mitjà de les espècies
on es troba dita unió química. Un camí alternatiu d'un procés
químic pot ser el trencament d'els enllaços dels reactius i
després la formació dels enllaços presents en els productes.
∆HR
≈ ∑ Eenllaços trencats
- ∑ Eenllaços formats
Estimació

8. PER QUÈ OCORREN LES REACCIONS QUÍMIQUES?
Com més probable siga un procés major és la possibilitat que
ocórrega.
Exemple: Difusió d'un gas. Quina és la probabilitat que totes les
molècules tornen a la situació inicial, totes en un matràs?
Una de quatre.
El nombre de distribucions possibles és elevadíssim si
augmenta el nombre de partícules, i només una correspon a la
situació de partida, per tant és més probable la difusió del gas.
L'increment en el nombre de possibilitats s'ha expressat en un
augment del desordre molecular ( augment d'entropia).

9. SEGON PRINCIPI DE LA TERMODINÀMICA.
En qualsevol procés espontani augmenta l'entropia de
l'univers.
∆STOTAL
> 0
Des de el punt de vista termodinàmic, el nombre de
possibilitats és el nombre d'estats energètics (quàntics) que
correspon a un determinat estat termodinàmic (les molècules
estan subjectes a moviments de translació, rotació i vibració), és
a dir, nombre de possibilitats de distribució de l'energia.
Exemple: dues molècules, cadascuna amb un contingut
energètic vibracional igual a 3 E, poden intercanviar part de la
seua energia , les possibilitats són: Molècula 1 Molècula 2
3E 3E
4E 2E
2E 4E
5E 1E
1E 5E
Com més gran siga el contingut energètic de
les molècules, major nombre de molècules o
més tipus de moviments moleculars, major
serà el nombre de possibilitats d'intercanviar
energia, major el desordre molecular, major
entropia.

10. S0
sòlid
< S0
líquid
<< S0
gas
Per a calcular la variació d'entropia del sistema en un procés:
∆S0
R
= ∑ nproductes
S0
productes
- ∑ nreactius
S0
reactius
En un procés exotèrmic, s'augmenta el desordre molucular de
l'entorn ( més energia per a distribuir entre les seues partícules),
i viceversa, per tant:
∆Sentorn
∝ - ∆Hsistema
Si és baixa la temperatura, una mateixa ∆Hsistema
produirà major
impacte en els distints moviments moleculars de l'entorn, són
inversament proporcionals:
∆Sentorn
=
- ∆Hsistema
T

11. CRITERI D'ESPONTANEÏTAT :
ENERGIA LLIURE DE GIBBS ( G ) ( a P i T constant)
∆STOTAL
= ∆Ssistema
+ ∆Sentorn
> 0
∆STOTAL
= ∆Ssistema
-
∆Hsistema
T
> 0 Si . (-T) :
-T∆STOTAL
= -T∆Ssistema
+ ∆Hsistema
< 0 Tot referit ja al sistema
∆G = ∆H -T∆S < 0 Si és positiu, procés invers
espontani. Si és nul, sistema en
equilibri (reversibilitat) en eixes
condicions de P i T
El seu càlcul no és d'aquest nivell.
Però sí ∆G0
i el signe ens informa
de l'extensió ( el grau d'avanç)
d'una reacció:
* Si ∆G0
> 0 reacció amb poca tendència a produir-se, es
formarà un xicotet percentatge de productes.
* Si ∆G0
< 0 reacció afavorida, gran percentatge de reactius es
transformarà en productes.

12. Exemple: Condensació de l'aigua
H2
O (g) H2
O (l) ∆Hsistema
< 0 (formació de ponts d'H)
∆Ssistema
< 0 ( ∆n<0 )
∆G0
= ∆H0
-T∆S0
< 0 (Procés afavorit)
- -
+
El factor entàlpic és favorable. A T baixa sí està afavorit, perquè el
factor entròpic, que és desfavorable, és menys rellevant i determina la
espontaneïtat (sobre una botella freda).