Termodinàmica química: diferència entre les revisions
Contingut suprimit Contingut afegit
m Bot elimina espais sobrants |
m neteja i estandardització de codi |
||
Línia 1:
{{fusió|Termoquímica|data=2014}}
{{FR|data=abril de 2016}}
La '''Termodinàmica química''' (del gr. ''thermos'', calor i [[química]]) consisteix en l'estudi de les transformacions que pateix l'[[energia calorífica]] en les [[reaccions químiques]], sorgint com una aplicació de la [[termodinàmica]] a la química.
Sovint podem considerar que les reaccions químiques es produeixen a pressió constant (atmosfera oberta, és a dir, ''P''=1 atm), o bé a volum constant (el del receptacle on s'estiguin realitzant).
* '''[[Procés isobàric| Procés a pressió constant]]'''
La calor intercanviada al procés és equivalent a la variació d'entalpia de la reacció.
''Q''<sub>''p''</sub> = Δ<sub>''r''</sub>''H''
* '''[[Procés isocórico| Procés a volum constant]]'''
La calor que s'intercanvia en aquestes condicions equival a la variació d'energia interna de la reacció.
''Q''<sub>''v''</sub> = Δ<sub>''r''</sub>''U''
== Funcions d'estat ==
{{AP| Funció d'estat}}
Les funcions d'estat són variables termodinàmiques; són les següents:
* [[Entalpia]]
* [[Energia interna]]
* [[Entropia]]
* [[Energia de Gibbs]]
* [[Pressió]]
* [[Volum]]
* [[Temperatura]]
== Llei de Hess ==
{{AP|Llei de Hess}}
Germain Henry Hess (Ginebra, 1802-Sant Petersburg, 1850) va ser un fisicoquímic rus d'origen suís que va posar les bases de la termodinàmica actual. Va treballar fonamentalment la química de gasos, i va enunciar la llei que ens disposem a comentar ara: {{Cita| En una reacció química expressada com la suma (o diferència) algebraica d'altres reaccions químiques, atès que és funció d'estat, l'entalpia de reacció global és també la suma (o diferència) algebraica de les entalpies de les altres reaccions.}}
Considerem la reacció:
Línia 43:
A <math>\rightarrow</math> C <math>\leftarrow</math> D <math>\rightarrow</math> B
Com l'entalpia és una funció d'estat, <math>\oint_{C} *dH = 0</math>. El procés no depèn del camí, i, per tant, és indiferent que la fem directament o tenint en compte les altres reaccions.
Noti's que la reacció D <math>\rightarrow</math> C va en el sentit oposat al que ens interessa per tancar el cicle. Per això, hem d'invertir la direcció del flux energètic per obtenir la reacció que volem, i això s'aconsegueix canviant el signe de la variació entàlpica. És a dir,
<math>\Delta_r H_{C \rightarrow D}^\circ = - \Delta_r H_{D \rightarrow C}^\circ</math>.
Tenint això en compte, l'entalpia de la reacció que volem serà:
<math>\Delta_r H_{A \rightarrow B}^\circ = \Delta_r H_{A \rightarrow C}^\circ - \Delta_r H_{D \rightarrow C}^\circ + \Delta_r H_{D \rightarrow B}^\circ</math>
De vegades, haurem de multiplicar l'entalpia de reacció d'una de les intermediàries per algun coeficient estequiomètric perquè es compleixi la relació lineal entre les diferents variacions d'entalpies.
== Vegeu també ==
* [[Calorimetria]]
* [[Entalpia]]
* [[Lleis de la termodinàmica]]
* [[Reacció exotèrmica]]
{{Commonscat}}
| |||