Page 1
Unitat 1 1. Interpretació cinètica dels canvis d’estat Mirar Q2 Canvis d'estat EvernoteDibuixar canvis d'estat Fig. 1.6 P.142. Diagrama de fases.Mirar Q2 Canvis d'estat EvernoteLlegir a classe Exemples 7-8 P.683. Fusió i solidificacióMirar Q2 Canvis d'estat EvernoteFer la gràfica P-T de les substàncies ( / ) , mentre l'aigua és al revés.Exemple 1 P. 204. Vaporització i liquacióMirar Q2 Canvis d'estat EvernoteActivitat 15 P. 26Fer la gràfica P-T de les substàncies ( / ) 5. SublimacióMirar Q2 Canvis d'estat EvernoteActivitat 12 P. 20Fer la gràfica P-T de les substàncies ( / ) Activitats finals P. 25fases; 4- 6- 11- 12; calor: 17-18-19-32Selectivitat: 1-5 P.28(A casa) Activitats P. 35: 2-3- Recordatori de concentracions:Exemple 2 P. 23; Exemple 3 P.24(A Casa): 1-25-26-27- Pràctica a casa: Cristal·lització d'una sal P.28UNITAT 2TERMODINÀMICA QUÍMICA(Intercanvi d'energia en forma de calor i treball)1. L'energia calorífica i els gasos1.1 CalorCalor = m ce VT1.2 TreballÉs l'energia que rep un sistema en aplicar una força externa.Exemple 2 P. 35.2. Tipus de sistemes S'anomena sistema, a una part de la matèria que està en un � estat determinat(pressió,volum i temperatura). - Sistema aïllat. Quan no pot intercanviar matèria ni energia en el medi � exterior al sistema. S'entén per medi exterior al sistema tot � allò que no hi forma part. - Sistema tancat. Quan intercanvia energia però no matèria. - Sistema obert. Quan intercanvia energia i matèria. 2.1 Les transformacions termodinàmiques- isobàriques , P = K , relacions: Gay-Lussac: V/T = V'/T' ; Qp = n Cp VT; W = P. V Volum- isocores, V = K; relacions: Charles: P/T =P'/T', Qv = n Cv VT; W = 0- isotèrmiques, T = K, relacions: Boyle-Mariotte: PV = P'V'-adiabàtiques<; Q =K, no hi ha intercanvi d'energia térmica l'aporta el mateix sistema. 3. Energía interna La quantitat de moviment abans i després del xoc en la paret A: pA = m(-v) = -mv p = 2mv pD = m(v) El temps que tarda en tornar a xocar amb A: t = 2 ·l /v La força produïda per la molècula sobre la cara A: F. t = p => f = 2mv/t = 2mv/(2l/v) = mv2/l La pressió sobre la cara A: pA = f/s = mv2/l ·S = mv2/V. Hi haurà sobre l’eix Y, N/3 molècules. p = (N/3) mv2/V---> 3pV/2 = Nmv2/2 ---> 3pV/2 = N Ec---> 3/2(PV) = U(Energia interna) = 3/2 nRT 4. Calor de reacció. Equacions termoquímiques. Una reacció química es pot realitzar: a pressió constant o a volum constant. Quan les reaccions químiques es fan en � recipient obert,‚és a dir, a la pressió atmosfèrica constant,o � bé‚ mantenint fix el volum del recipient,‚és a dir, a volum � constant, aquestes manifesten una calor que s'anomena segons el � cas, calor de reacci¢ a pressió constant (a 25 ºC i 1 � atm.[condicions estandard]) ,o bé‚, calor de reacció a volum � constant, Les equacions químiques que fins ara havíem estudiat eren incomplertes, ja que, solament es referien a la transformació material que constituïa el corresponent procès quíimic,però, no informaven de canvis energètics. Les equacions es completen indican el valor del calor de reacci¢ del procès,així, reben el nom d'equacions � termoquímiques,que s¢n exotèrmiques, quan desprenen calor, i, � endotèrmiques,quan l'absorbeixen. Ex.: H2(g) + 1/2 O2(g) ---> H2O + 68'32 Kcal (exotèrmica) 2 C(s) + 2 H2(g) + 12'56 Kcal ---> C2H4 ( endotèrmica) 5. Primer principi de la Termodinàmica. Concepte d'Entalpia. 5.1. Primer principi de la Termodinàmica. Experimentalment s'observa: En un recipient obert (Procès � 1), 1 mol de Zn s'ataca amb H2SO4 i es desprèn 37'63 Kcal, � produint-se la reacció: Zn(s) + H2SO4(l) ---> ZnSO4(s) + H2(g) + 37'63 Kcal Si el recipient es tancat (Procès 2), es desprèn 38'23 Kcal., � el hidrogen format s'acumula en l'espai existent augmentat la � pressió del sistema. Si la mateixa reacció es realitza com sistema pila galvànica � produint energia elèctrica(Treball elèctric) el calor despè‚s � és de 2'21 Kcal. en recipient obert (Procès 3) i de 2'81 Kcal. � en recipient tancat (Procès 4), sent ambdós casos 35'42 Kcal � l'energia elèctrica produïda. S'observa que és la mateixa reacci¢ però que les condicions del � sistema produeixen calor(Tots els processos), produeix treball � elèctric(Procès 3 i 4) i treball d'expansió contra la pressió � atmosfèrica(Procès 1 i 3). La relació de totes aquestes magnituds es pot establir a partir � de la llei de la conservació de l'energia:"L'energia no es crea � ni es perd solament es transforma", que expressada � matemàticament constitueix el Primer principi de la � Termodinàmica: /\ U = Q - W Q = calor absorbit pel sistema W = treball produ‹t pel sistema U = energia interna del sistema [Estudiar, segons l'equació, els quatre procesos Procès 2 : /\ U = Qdesprés = -38,23 kcal Procès 4 : /\ U = - 2,81 -35,42 = -38,23 kcal El treball d'expansió contra la pressió atmosfèrica es pot � calcular: W = F /\ e = P S /\ e = P /\ V ---> /\ U = Q- P/\ V = Q - /\ nR T Si la reacci¢ ‚s a volum constant ===> /\V = 0 (Procès 2) /\ U = Qv Exemple 3- 4 P.27 5.2 Concepte d'entalpia En un procès isobàric(P = K), es defineix l'entalpia(H): H = U + PV q = /\ U + P/\ V, a P = K qp = /\ U + P/\ V = U2-U1 + P(V2-V1)=( U2 +PV2) - (U1 +PV1) = H2- H1 en una reacció química,/\ H = (-) exotèmica; ,/\ H = (+) endotérmica Exemple 5 P.40; Exemple 7 P.41 Casos: a) Si la reacció química té substàncies sòlides o líquides qp = /\ U + P/\ V = /\ U = /\ H b) Si intervenen gasos /\ U + P/\ V = /\ H = /\ U + /\ n RT. Unitats: R = 8,31 J/K.mol Exemple 6 P. 41 Activitat 4-5-6.P. 42 6. Llei de Hess "El calor de reacci¢ ‚s igual a la suma algŠbrica dels � calors de les reaccions parcials" - Directament Ba(s) + 1/2 O2(g) ---> BaO (s) /\ H - 133,4 kcal -Indirectament Ba(s) + O2(g) ---> BaO2(s) BaO2 (s) ---> BaO(s) + 1/2 O2(g) /\ H = 18,6 kcal ---------------------------------------------------------------- Ba(s) + 1/2 O2(g) ---> BaO (s) /\ H - 133,4 kcal Exemple llibre P. 46 7. Entalpies a) Entalpia estándar de formació És la calor produïda en la formació d'un mol d'un compost químic a partir dels seus elements que el componen en les condicions estándar. b) Entalpies de combustió És la calor produïda en la combustió d'un mol de substància orgánica. --->De la llei de Hess es dedueix: /\ Hr = sumatori ni /\ Horfinals - sumatori ni /\ Hrfinals Ex 12 P. 47 Activitats P. 47 26. P.61 8. Energies d'enllaç. S'anomena energia d'enllaç l'energia necessària per trencar � un mol d'aquests enllaços en estat gasós. A P = K , s'anomenen entalpies d'enllaç.Ex.: HCL(g) ----> H(g) + Cl(g) /\H = 431 kJ. A partir de les energies d'enllaç es pot trobar les entalpies � de reacció entre substàncies gasoses.Així: /\ H reacció = ä(energia d'enllaços trencats) - ä(energia � d'enllaços formats). Exemple 13 P.49; 34 P.62 (A Casa) Activitat 10-11 P.49 9. Espontane‹tat de les reaccions químiques. 2on. principi de � la Termodinàmica. Una reacció química és forçada quan requereix una quantitat �d'energia per produir-se. Una reacció química espontània és aquella que posats els � reactius es formen els productes de reacció sense introduir � més energia. Una reacció química és reversible quan formats els productes � de la reacció aquests reaccionen per donar els reactius de � manera que es produeix un equilibri de tipus dinàmic. Una reacció química és irreversible quant formats els � productes de la reacció no reaccionen per tornar a donar � els reactius. S'observa que "tots els processos espontanis � són irreversibles", també anomenat el 2n. principi de la � Termodinàmica. Per saber si un procès és reversible o irreversible � s'estudia el valor d'una nova magnitud anomenada entropia � (S). L'entropia es coneix com aquella magnitud que mesura � l'augment de desordre d'un sistema. Si hi ha més desordre hi � ha més entropia. Per una reacció química. Ex.: 3BaO + 2Al ----> 3Ba + Al2O3 /\S = S Al2O3 + 3S Ba - ( 2 S Al + 3 S BaO) /\S = ä np S productes - ä nr S reactius Exemple: Per l'entropia de formació de l'amoníac: N2(g) + 3 H2 (g) -----> 2 NH3(g) Es pot predir el signe, /\S < 0, ja que, de 4 mols inicials es � passa a 2 mols finals. S NH3 = 46 cal/ K.mol; SH2 = 31'2 cal/K.mol S N2 = 45'8 cal/ K mol 9.1 Entropía del sistema obert i l'entorn Mirar fulls Activitat 13-14 P. 53 10. Criteri d'espontaneïtat. Un procès sempre tendeix al màxim desordre molecular, és a � dir, a augmentar l'entropia i a disminuir l'energia, és a dir, � disminució d'entalpia. Gibbs va establir una nova magnitud anomenada energia � lliure(G): G = H - T.S, en una reacció química: /\ G =/\ H - T./\S si /\G < 0 ===> procès espontani " = 0 ===> " en equilibri " > 0 ===> " forçat també: /\ Gr = /\ Gofinals - /\ Go inicials Exemple 19 P.56 Exemple 14 P.53; 15.P54; Activitat 17 P.57 11. Tercer principi de la Termodinámica Segons els estudis de Nernst i Plank l'entropia d'un material és zero en el zero absolut(3r. principi) (A Casa) P.63- 46 Exercicis de la Unitat 2. P.59 Calor: 1-2 Treball: 3 Entalpies 1r principi; 4-5-6-20-22-24-31 Hess: 7-8-9-10-11-12-15-16-17-18-19-28-29-30-32-37 Entalpies d'enllaç: 33-35-36 Exercicis P.66 Entropía: 38-39-42 Entalpia lliure:41-43-44-45 Selectivitat: P. 28-2; P.64
Unitat 3 CINETICA QUIMICA 1. Introducció. S'ha trobat que el factor que determina l'extensió per que � es transformin els reactius d'una reacció amb els productes es � la diferència d'estabilitat existent entre ells, quant més � estables siguin els productes en comparació amb els reactius � més es desplaçarà la reacció. Quant més gran sigui el descens d'entalpia lliure més es � desplaçarà la reacció cap a la formaci¢ de productes. Però, quin ‚és el factor que determina la velocitat de la � reacció? Per exemple en l'oxidació de la cel.lulosa en l'aire: ( C6H10O5 )n + 6n O2 ----> 6n CO2 + 5n H2O La reacció té‚ un /\G negatiu peròla velocitat de la reacció ‚és � molt lenta a temperatura ambient encara que la reacció està. � totalment desplaçada cap a la dreta. 2. Concepte de velocitat de reacció. Considerem una reacció: A -----> 2 B + C La velocitat en què transcórrer aquesta reacció la podem � expressar com el canvi de la concentració del reactiu A o dels � productes B i C per unitat de temps. Així, per exemple, si la � concentració d'A a l inici de l'experiment és de 0'1 mol/l i � als 20 s. és de 0'08 mol/l, la velocitat mitjana en què � transcórrer la reacció serà Canvi de concentraci¢ d'A 0'1-0'08 VM = ----------------------------- =------------------- =0'001m/l ·s Temps transcorregut 20 s Instantàniament, la velocitat s'expressa: dA 1 dB dC v = - ----- = ---------- = ----- dt 2 dt dt L'expressió matemàtica que permet explicar els � resultats experimentals els quals demostren que la velocitat �depèn de la concentració d'alguns o tots els reactius, és: v = k (A)a (B)b L'exponent a s'anomena ordre de reacció respecte al reactiu A, � i a+b ordre total de la reacció. Els ordres de la reaccions es � determinen experimentalment i no es pot deduir de l'equació � química igualada. La constant k , s'anomena constant de velocitat que varia amb � la temperatura. Exemple 1 P. 71Exemple 2 P. 82 3. Teoria de les reaccions químiques. 1. Teoria de les col.lisions. Per explicar quin és el factor que determina la velocitat � des d'un punt de vista microscòpic, ‚és a dir, que passa � realment en aquest món micro entre els reactius que produeixen � els productes, s'estableix una teoria anomenada de les � col.lisions. Aquesta teoria es basa, en qué, per produir els productes, � els reactius haurien de col.lisionar i formar els productes. � Evidentment ‚és necessita alguna cosa més, ja que, sinó la � col.lisió no seria més que un simple xoc elàstic. La necessitat � d'un requisit essencial pot deduir-se de la coneguda observació � de l'augment que experimenta la velocitat de les reaccions � químiques amb la temperatura. independentment, de si són � exotèrmiques o endotèrmiques. L'efecte més simple que un � augment de temperatura pot exercir sobre la molècula es � incrementar la seva energia cinètica, les col.lisions entre � elles es tornaran llavors més violentes. Sembla, doncs, que al � tenir més energia cinètica hi ha més molècules que � aconseguirien el mínim d'energia per poder fer un xoc efectiu i � donar els productes de la reacció. Un altra factor a considerar ‚és que les molècules tinguin � una orientació adequada perquè l'energia que portin sigui � transmesa en el lloc que pugui fer trencar els enllaços propis � i després evolucionar cap els productes de reacció. Energeticament: Mirar Nueva página 3 Mirar fig 3.4 i 3.5 P.75 Ea = Energia mínima o Energia d'activació A la part superior hi correspon una ordenació dels àtoms i ‚és el punt de � màxima energia que travessen els reactius per obtenir els � productes. 2. Teoria de l'estat de transicióLa teoria de l'estat de transició: A mig camí entre els reactius i els productes, s'esdevé un complex activat. Aquest està format pels reactius, que formen un aglomerat anomenat complex de transició o complex activat. Aquest complex té sempre una energia superior a la dels reactius i els productes, per la qual cosa és molt inestable i la seva vida és molt curta. Aquesta teoria suposa que els reactius xoquen entre si i, abans de donar lloc als productes, passen per un estat intermedi formant un agregat anomenat complex de transició o complex activat. Mirar Nueva Pàgina 44. Factors que influeixen en la velocitat de reacci¢. 1. Naturalesa dels reactius. L'experiència diu que les reaccions transcorren amb més o � menys velocitat segons les espècies quìmiques que reaccionen. � Ex.: sodi amb aigua produeix una reacci¢ espontània i violenta, � en canvi, ferro amb aigua la reacció aparentment no té lloc. També s'observa que les reaccions que tenen lloc entre � substàncies químlques en solució aquosa, en general, són més � ràpides que aquelles que tenen molècules. La causa és que les � substàncies químques que siguin solubles en aigua estan � dissociades completament i la reacció química té menys � dificultat en produir-se en comparació a compostos moleculars � que primer que tot tenen que trencar els seus enllaços. Ex.: AgNO3 + NaCl ----> instantània CH3CH2OH + CH3COOH ---> CH3COOCH2CH3 + H2O (reacció lenta) Un altra aspecte és l'estat de divisió dels reactius. En � general, la velocitat d'una reacció és més gran quant més gran � és el contacte entre les substàncies reaccionants.Ex.: Fe + 2 HCl ---> FeCl2 + H2 és més ràpida si emprem ferro en llimadures que utilitzant un � tros de ferro, hi ha més superfície de contacte en el primer � cas. 2. Efecte de la concentració dels reactius. La velocitat d'una reacció augmenta amb la concentració � dels reactius. A l'haver més molècules s'incrementa el nombre � de xocs i per tant aconsegueixen arribar a l'estat de transició. La llei de Guldberg i Waage(1864) estableix que la velocitat � d'una reacció elemental és directament proporcional a la � concentració dels reactius elevats als coeficients � estequiomètrics, així: m A + n B ---> C + D v = k (A)m . (B)n 3. Efecte de la Temperatura. Experimentalment s'observa que la velocitat de les � reaccions químiques augmenta quan s'augmenta la temperatura. En algunes reaccions l'augment de 10 graus en la temperatura � duplica la velocitat de la reacció. La causa es pot explicar � per què a l'haver més temperatura hi ha més xocs i la � possibilitat de tenir més eficàcia. 4. Efecte dels catalitzadors. Els catalitzadors són substàncies que modifiquen la � velocitat de la reacció sense participar aparentment en la � reacció química, per la qual cosa al final es pot separar � integrament. L'acció dels catalitzadors pot ser específica de � determinades reaccions o no ser-ho.Exemples del primer cas són � els catalitzadors biològics(enzims). La catàlisi és el procès en el qual per intervenció del � catalitzador s'augmenta la velocitat de la reacció. Segons � l'estat d'agregació del catalitzador, la catàlisi pot ser: -heterogènia: separació de fases entre el catalitzador i el � sistema reaccionant. -homogènia : Ex.: àcid sulfúric en l'esterificació d'un � alcohol i un àcid orgànic. L'efecte que té el catalitzador sobre la velocitat de la � reacció es compren sabent que contribueix a rebaixar l'energia � d'activació de la reacció, a traves d'altres mecanismes que � condueixen a estats de transició de menys energia. en reaccions � reversibles els catalitzadors activen la velocitat de reacció � inversa. 5. Mecanismes de reacció. Mentre una reacció química té dues parts: els reactius i els � productes. Els processos microscòpics que s'experimenten fins � arribar a obtenir els productes són molt variats. Hi pot haver � una sèrie de reaccions, anomenades elementals, que en conjunt � produeixen els productes. La reacció que limita i per tant determina la velocitat de � la reacció és la més lenta. Exemple:2NO2Cl ---> 2 NO2 + Cl2etapa 1: NO2Cl ---> NO2 + Cl (lenta)etapa 2: NO2Cl + Cl ---> NO2 + Cl2 (rápida) v = k ( NO2Cl)Exercicis Unitat P.85 1-2-4-5-7-8-9-10-12-13 ; P. 87: 1-2-5-6
EQUILIBRI QUIMIC 1. Establiment de l'equilibri químic. La gran majoria de les reaccions químiques poden transcórrer � en ambdós sentits, sempre que tinguin lloc en un sistema � tancat. A + B ===== C + D Quan es produeix l'equilibri químic estan les quatre espècies � presents(A,B,C,D). Per tant l'extensió no és del 100%. En l'aspecte cinètic s'arriba a igualar la velocitat de la � reacció en sentit directe i invers: A diferència d'altres casos físics com l'equilibri d'una � balança, que és un equilibri estàtic; l'equilibri químic és � dinàmic: al formar-se els productes finals aquests es � transformen en els reactius i així successivament. 2. Llei de l'equilibri químic. Fent l'estudi de l'equilibri químic per gasos i suposant que � es tracta de reaccions elementals: Guldberg i Waage al 1864 van � trobar la seg�ent llei: aA + bB ===== cC + dD Vd = kd [A]a . [B]b ; Vi = ki [C]c . [D]d Quan siguin iguals les velocitats: kd [A]a . [B]b = ki [C]c . [D]d kd [C]c . [D]d ---- = -------------- = Kc (constant d'equilibri) ki [A]a . [B]b Aquesta expressi¢ és l'anomenada llei de l'equilibri químic o � llei d'acció de masses. Exemple 1-2-3 P.95/6/7Conseqüències:a) Mentre el sistema està evolucionant cap a l'equilibri el quocient de la reacció( relació entre reactius i productes = Qc) será diferent a Kc. Això permet predir cap on evoluciona el sistema.Si Qc < Kc (--->) ; i si Qc>Kc (<----)Exemple 5 P.98 b) La constant d'equilibri ve donada a una temperatura determinada, ja que hi depèn.Mirar P. 114 (Valors de Kc a diferents temperatures)c) La K varia segons els coeficients de la reaccióMirar full d) En reaccions on alguns dels components són sòlids o líquids, � en l'expressió de la �constant d'equilibri no apareixen les seves concentracions .Ex.: 2 NaHCO3(s) ===== Na2 CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g) La constant d'equilibri : Kc = [CO2].[H2O] Aplicació de KcEx. 6 P.100; Ex. 19 P.118; Ex. 7 P. 102; (A Casa) Activitats P. 103 3. Altres expressions de la constant d'equilibri. Si els components que intervenen en la constant d'equilibri � s¢n gasos es poden expressar en funció de les pressions � parcials de cada espècie en la mescla d'equilibri.Així:: aA + bB ===== cC + dD pc . pd -------------- = Kp (constant d'equilibri) pa . pb 3.1 La relació entre Kp i Kc ni R T pi = ------- = ci R T V Kp = Kc (RT) /\nExemples 8-9 P. 104/5; Exemple 10 P.108 (A Casa) Activitat 4 P. 106; Activitat 5 P.108; Act P.111 (sobre Kp) 3.2 Relació entre K i /\Go /\Go = - RTlnK K = Kp ( p, en atm) en gasos.K = Kc (c, en mols/l) en dissolucions lìquides,Exemple 18 P. 117; Exemple 21 P. 121(A Casa) Activitat 10 P.117 S'anomena grau de dissociaci¢,alfa, al nº de mols que s'han � dissociat per 1 mol de reactius(tant per u). tamb‚ es pot donar � en %. nº de mols inicials dissociats nº de mols inicials - nº de mols que queden alfa = --------------------------------------- = ------------------------------------------------------------- nº de mols inicials nº de mols incials Exemple 11-12-13 P.110/11 4. Factors que afecten a l'estat d'equilibri químic. Una vegada establert l'equilibri químic les concentracions � de les espècies químiques que intervenen romanen constants però � es poden modificar per factors externs. - Factors: 1. Canviant la concentració de les substàncies que participen en � la reacció. 2. Variant la pressió quan hi participen gasos. 3. Variant la temperatura. 5. Principi de Le Chatelier. De forma qualitativa Le Chatelier(1884) va plantejar el � seg�ent principi: Si un sistema físico-químic en equilibri es � modifica, el sistema es desplaçarà en el sentit de contrarestar � aquest efecte i buscar de nou l'equilibri. 1. Efecte de la pressió i concentració. 1. Efecte de la concentració. Cl2(g) + PCl3(g) ==== PCl5 [PCl5] -------------- = Kc Observant la constant d'equilibri [Cl2]. [PCl3] es confirma el principi. 2. Efecte de la pressió El que fa es variar la concentració dels seus � components. A l'augmentar la pressió, disminueix el volum ===> � que les concentracions dels components en equilibri químic � augmenten, segons Le Chatelier es farà l'efecte contrari: � disminuir la concentració dels components, és a dir, reduir el � nombre de mols totals. Explicar que passa en l'exemple � anterior. H2(g) + I2(g) ==== 2 HI(g) no es modifica l'equilibri al variar la pressió. 2. Efecte de la Temperatura. DepŠn de si la reacci¢ es exotŠrmica o endotŠrmica. N2O4 (g) ===== 2 NO2(g) /\H = 13'88 Kcal Si augmentem la temperatura del sistema, llavors segons Le � Chatelier, l'equilibri es desplaçarà absorbir calor, per tant � cap a la dreta (formació de NO2) i la Kc augmentarà. Ex 14-15 P.115; 16-17 P.116; Exemple 20 P.119 (A Casa) Activitat 11 P.120 Exercicis Unitat 4 P. 121Constant (Kc): 1-2-3-5-9-10-16amb alfa: 18-19-20Constant(Kp): 11-12-13- 22 i 23(Igual que Exemple 13 P.111)-28-29 Variació de l'equilibri: 14-15-21-24-25Kp i /\G : 27Selectivitat P. 124
Nueva Página
Nueva Página
Nueva Página
Nueva Página
Nueva Página
Want to create your own Notes for free with GoConqr? Learn more.