1. Termoquímica Fco. Mariño Domínguez Francisco Mariño Domínguez 2º Bacharelato - Química

2. ¿ Que é a calor ?

7. Sistemas químicos

8. As variables termodinámicas Na termodinámica, a descrición do estado dun sistema realízase mediante os valores de determinadas propiedades macroscópicas denominadas variables termodinámicas , tales como P, V, T, m, ... Non tódalas variables son independentes, chega coñecer os valores dun pequeno número delas para caracterizar o sistema. Estas variables independentes denomínanse variables de estado . Toda función que poda expresarse con axuda das variables de estado denomínase función de estado do sistema. Exemplo: Enerxía interna (U), entalpía (H), Temperatura (T), Volume (V), Presión (P) etc

10. O criterio de signos SISTEMA Q > 0 Q < 0 W < 0 W > 0

11. O primeiro principio da termodinámica Δ U = q + w Vamos a fixarnos en cada un dos termos traballo (w) e calor (q)

12. O traballo: compresión – expansión (traballo presión – volume) w = F x d = ( P x A ) x h = P  V w = - P  V Existe varios tipos de traballo: Eléctrico, mecánico ou de compresión - expansión. Nos tan só nos fixaremos no traballo de expansión e compresión

14. A calor

15. Calor a volume constante (Q v ) É o intercambio de enerxía nun recipiente pechado que non cambia de volume. Se V = constante, é dicir, Δ V = 0 entón W = 0 e como Δ U = q + w Entón Qv = Δ U A calor á volume constante e igual a variación de enerxía interna MOI IMPORTANTE

16. Calor a presión constante (Q p ) O termo Δ U + p · Δ V coñécese co nome de Entalpía ( Δ H) Δ H = Δ U + p · Δ V A calor a presión constante e igual a variación de entalpía IMPORTANTISIMO A maioría dos procesos químicos ocorren a presión constante, normalmente a atmosférica. Si p = cte W = – p · Δ V entón Δ U = Q p – p · Δ V Q p = Δ U + p · Δ V ( Δ U = Q + W)

17. Relación entre Q v e Q p MOI IMPORTANTE Δ H = Δ U + p · Δ V Δ H = Δ U + Δ n R T P · V = n · R · T Calor a presión constante Calor a volume constante Onde Δ n é a variación de moles gas Δ n = moles gas nos productos – moles gas nos reactivos R = 8,31 J·K-1·mol-1

18. Diferenza entre Δ H e Δ U q V = - 563,5 kJ/mol =  U q P = - 566 kJ/mol =  H Se a reacción anterior a volume constante é exotérmica, ¿ a calor desprendida a presión constante será maior ou menor ? CO (g) + ½ O 2 (g)  CO 2 (g) Un exemplo: Fai os exercicios 1, 2 e 3 da páxina 3 e o 4 e 5 da páxina seguinte

19. Entalpía: diagramas entálpicos  H = H (productos) – H (reactivos)  H = calor emitido ou absorbido durante unha reacción a presión constante H productos < H reactivos  H < 0 H productos > H reactivos  H > 0 É imposible coñecer a entalpía dunha substancia, pero non será difícil coñecer a súa variación.

20. Entalpía das reaccións ∆ Hº r Pero sería imposible tabular tódalas entalpías de tódalas reaccións. 2 H 2 (g) + O 2 (g)  2 H 2 O (l) CO (g) + 2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) CO 2 (g) + 2 H 2(g)  CH 3 OH (l) ∆ Hº1= -571,6 kJ ∆ Hº2= -283 kJ ∆ Hº3= +726,5 kJ Para a realización dos exercicios de termoquímica, sería ideal poder dispoñer de tódalas entalpías de reacción, por exemplo: ..............................

21. Entalpía estandar de formación, Definimos a entalpìa estándar de formación, ∆Hºf , “ como a variación de entalpìa ( Δ H) que ten lugar cando se forma un mol de composto a partir dos elementos que o constitúen, no seu estado de agregación máis estable en condicións estándar” ( 1 atm e 298 K ) . Para poder coñecer as variacións de entalpía necesitamos establecer un punto de referencia. Por definición asignase o valor 0 a os elementos no seu estado máis normal nas condicións estándar. Observa a táboa da páxina 5 Para solucionar o problema anterior: ∆ H º f  H 0 (O 2 ) = 0 f  H 0 (O 3 ) = 142 kJ/mol f  H 0 (C, grafito) = 0 f  H 0 (C, diamante) = 1.90 kJ/mol f

23. Lei de Hess: exemplo (páx. 6) CO (g) + 2 H 2 (g)  CH 3 OH (l) ¿ Δ Hº r ? CO (g) + 2H 2(g) CH 3 OH (l) CO (g) + 2H 2 O (l) ∆ Hºr = ¿? CO 2 (g) + 2H 2 O (l) +O 2 (g) + ½ O 2 (g) ∆ Hº3= +726,5 kJ ∆ Hº2= -283 kJ ∆ Hº1= -571,6 kJ Δ H 2 x ( H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O (l) ) CO (g) + 1/2 O 2 (g)  CO 2 (g) -1 x ( CH 3 OH (l) + 3/2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) ) ∆ Hº1= 2x(-285,8) kJ ∆ Hº2= -283 kJ ∆ Hº3= +726,5 kJ ∆ Hºr= - 128,1 kJ

24. Lei de Hess Unha formulación matemática da lei sería: Que usaremos cando dispoñamos das entalpías estandar de formación (táboa) Outra posibilidade sería aplicar a lei de Hess pero empregando as entalpías de formación

25. Lei de Hess (entalpías de formación) CO (g) + 2 H 2 (g)  CH 3 OH (l) ¿ Δ Hº r ? CO (g) + 2H 2(g) CH 3 OH (l) ∆ Hºr = C (grafito) + 1/2 O 2 (g) C (grafito) + 1/2 O 2 (g) + 1/2 H2 (g) ∆ Hºf = - 110,5 kJ/mol ∆ Hºf = - 238,6 kJ/mol ¿? ∆ Hºr = - 110,5 – (- 238,6 ) = 128,1 kJ Lei de Hess A entalpía estandar de formación do hidróxeno, é cero por definición ∆ Hº f

26. Entalpías de enlace A partir das entalpías de enlace pódense estimar as entalpías de reacción Reacción química : : Proceso no que se rompen uns enlaces e fórmanse otros novos. Posto que a entalpía de enlace depende da molécula tabúlanse valores promedio ¡Ollo! * É un método aproximado  ESTIMACIÓN Fiabilidade:  10 kJ * Só é aplicable a reaccións entre gases .

27. Un exemplo: CH 4 + Cl 2  CH 3 Cl + HCl H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl H H H H H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl H H H H  H = 4 · 415 + 243 - 335 – 3 ·415 - 431 = –108 kJ

28. Resumindo: ¿ Como podo calcular a ∆H dunha reacción ?

29. Temos tres maneiras de averiguar a entalpía dunha reacción Mediante as entalpías de formación. Combinando diferentes reaccións Mediante as entalpías de enlace. LEI DE HESS

30. Calorimetría Q proceso = - Q desprendida ou absorbida Q absorbida ou desprendida = Q dos compoñentes + Q recipientes e aparellos Q proceso = - (Ce substancias · m substancias ·  T + Ce aparellos · m aparellos · Δ T ) Q proceso + Q desprendida ou absorbida = 0 A calor producida nun proceso transmítese tanto as substancias que interveñen como ao propio recipiente Q proceso = - Ce substancias · (m substancias + m eq )·  T Q proceso = - Ce auga · (m substancias + m eq )·  T Q = Ce · m ·  T

31. Calorimetría Q proceso = - Ce auga · (m substancias + m eq )·  T

32. ¿Por que os procesos ocorren nun sentido e non no contrario?

33. ¿Por que ocorren unhas reaccións e outras non? Diremos que unha reacción química é espontánea cando é un proceso permitido, e dicir, que unha vez comezado o proceso, pode continuar por si só. ¡¡¡ A espontaneidade non ten nada que ver ca velocidade !!!

34. Segundo principio da termodinámica. Entropía (S) Nun principio creuse que a variación de entalpía ( Δ H) era un bo indicador da espontaneidade dunha reacción química, pois, tódalas reacción exotérmicas eran espontáneas Sen embargo coñécense procesos espontáneos e a vez endotérmicos, como por exemplo: a descomposición do carbonato de calcio ou mesmo o paso do xeo a auga entre outros. CaCO 3 CO 2 + CaO Δ H > 0 H 2 O sólido H 2 O líquido Δ H > 0

35. Segundo principio da termodinámica. Entropía (S) Primer Principio É IMPOSIBLE GAÑAR Á NATUREZA Segundo Principio É IMPOSIBLE MESMO EMPATAR 1 er Principio Enerxía interna (U) 2º Principio Entropía (S)

37. A entropía (S) A entropía pode considerarse como unha medida da desorde do sistema S sólidos < S líquidos < S gases

38. A entropía (S)

39. A entropía aumenta ca temperatura Existen táboas para poder calcular as variacións de entropía (páxina 8)

40. A enerxía libre de GIBBS ( Δ G ) Como xa vimos a determinación da espontaneidade dunha reacción pode determinarse se coñecemos a variación da entropía total (sistema + arredores) Δ S UNIVERSO > 0 O americano J. W. Gibbs estableceu unha nova magnitude para determinar a espontaneidade dunha reacción: A enerxía libre de Gibbs ( Δ G) : Máxima cantidade de traballo que pode converterse en traballo útil Para o cálculo da enerxía libre poderemos empregar a expresión anterior ou táboas como as da páxina 9

41. A enerxía libre de GIBBS ( Δ G ) Δ G = Δ H - T Δ S Δ G < 0 : proceso espontáneo Δ G = 0 : proceso en equilibrio Δ G > 0 : proceso non espontáneo Termo entálpico Termo entrópico

42. A enerxía libre de GIBBS  G°  n  G° prod -  n  G° reaction  H° -   S° - RT ln K eq  G - RT ln Q