Resum de Termoquímica i Cinètica Química: Conceptes Clau
Teoria cineticomolecular
La matèria està formada per partícules petites, considerades puntuals, unides entre si per forces de cohesió de diferents intensitats. Aquesta teoria es basa en tres postulats principals:
- La matèria està formada per petites partícules unides entre elles per forces de cohesió d'intensitat variable.
- Les partícules de la matèria estan en moviment constant, i la seva velocitat depèn de la temperatura.
- Les partícules xoquen elàsticament entre elles, de manera que l'energia cinètica total es conserva.
Teoria de les col·lisions
Perquè una reacció química tingui lloc, les partícules han de xocar complint dues condicions fonamentals:
- Tenir una energia cinètica mínima perquè el xoc sigui eficaç, anomenada energia d'activació.
- Tenir l'orientació adequada en el moment de la col·lisió.
Factors que afecten la velocitat de reacció
- Concentració dels reactius: A més concentració, més xocs.
- Grau de divisió: Com més dividit estigui un sòlid, més superfície de contacte hi ha.
- Temperatura: Augmenta l'energia cinètica de les partícules.
- Catalitzadors: Substàncies que augmenten la velocitat de la reacció sense consumir-se.
Canvis d'estat de la matèria
- Sòlid a gas: Sublimació
- Gas a sòlid: Sublimació inversa o deposició
- Sòlid a líquid: Fusió
- Líquid a sòlid: Solidificació
- Líquid a gas: Evaporació o ebullició
- Gas a líquid: Condensació o liqüefacció
Hi ha dos punts notables en els diagrames de fase:
- Punt triple: Condicions de pressió i temperatura on coexisteixen en equilibri els tres estats (sòlid, líquid i gasós).
- Punt crític: Valor màxim de temperatura al qual poden coexistir en equilibri les fases líquid i gas.
Termoquímica: Entalpia i Entropia
Variació d'entalpia (ΔH)
L'entalpia es pot determinar experimentalment o mitjançant càlculs teòrics:
- Entalpies de formació: Energia implicada en la formació d'un mol d'un compost a partir dels seus elements en estat estàndard.
- Llei de Hess: La variació d'entalpia d'una reacció depèn només de l'estat inicial i final del sistema, i és independent dels estats intermedis.
- Entalpies d'enllaç: Energia necessària per trencar 1 mol d'enllaços en estat gasós.
Entropia (ΔS)
L'entropia és una mesura del grau de desordre d'un sistema. Si ΔS ≥ 0, el desordre del sistema augmenta.
Energia lliure de Gibbs (ΔG) i espontaneïtat
Relaciona l'entalpia i l'entropia per predir l'espontaneïtat d'una reacció:
- Si ΔG < 0: la reacció és espontània.
- Si ΔG = 0: el sistema està en equilibri.
- Si ΔG > 0: la reacció no és espontània.
Cicle de Born-Haber
És un cicle termodinàmic que permet calcular l'energia reticular d'un compost iònic. Involucra diverses etapes energètiques:
- Energia de sublimació: Energia per passar un element del seu estat sòlid a gasós.
- Energia de dissociació: Energia necessària per trencar els enllaços d'una molècula.
- Energia d'ionització: Energia necessària per arrencar un electró d'un àtom en estat gasós i fonamental.
- Afinitat electrònica: Energia absorbida o alliberada quan un àtom en estat gasós i fonamental capta un electró.
- Energia reticular (Uret): Variació d'entalpia en la formació d'un mol d'un compost iònic a partir dels seus ions en estat gasós.
Formulari de Termodinàmica
Relacions fonamentals en termodinàmica:
- Primer principi de la termodinàmica: ΔU = q + w
- Treball d'expansió/compressió: W = -p · ΔV
- Relació entre entalpia i energia interna: ΔU = ΔH - p · ΔV = ΔH - Δn · R · T
Difusió de gasos
Les molècules més pesants es difonen més lentament. Per això, un globus inflat amb un gas de pes molecular baix es desinfla abans.