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703
•
9 ene 2026
•
Jordina
@jordina_trll
La termodinàmica química és la ciència que t'explica per què... Mostrar más
Imagina't que vols cuinar pasta i has de decidir si tapar l'olla o no. Això és exactament el que estudia la termodinàmica química: com l'energia i la matèria es mouen entre un sistema i el seu entorn.
Hi ha tres tipus de sistemes termodinàmics que has de conèixer. El sistema obert intercanvia tant matèria com energia (com l'olla destapada), el tancat només intercanvia energia (olla tapada), i l'aïllat no intercanvia res (una bombona de gas).
L'energia es pot transferir de dues maneres: mitjançant calor (Q) o realitzant treball (W). Per estudiar aquests processos utilitzem les variables d'estat com l'energia interna (U), l'entalpia (H), l'entropia (S) i l'energia lliure de Gibbs (G).
💡 Recorda: El primer principi de la termodinàmica diu que l'energia no es crea ni es destrueix, només es transforma. És la llei de conservació de l'energia aplicada a la química.
Quan escalfes aigua, estàs transferint calor utilitzant la fórmula Q = mCe∆T, on m és la massa, Ce la calor específica i ∆T el canvi de temperatura. Si hi ha un canvi d'estat, uses Q = mL (on L és la calor latent).
El treball és força per desplaçament . Si no tens la força directament, pots usar W = P·S·∆x, on P és pressió i S superfície. És molt útil quan treballes amb gasos que s'expandeixen o es comprimen.
L'energia interna (U) és la suma de totes les energies de les partícules del sistema: cinètica, potencial, vibracional... La fórmula clau és ∆U = Q + W, que connecta calor, treball i energia interna.
💡 Truc: Si el volum no canvia, tot el calor va a parar a l'energia interna. Si la pressió és constant, apareix l'entalpia!
L'entalpia (H) és l'energia que realment pots mesurar en la majoria de reaccions químiques, perquè normalment treballen a pressió constant. La relació fonamental és ∆H = ∆U + p∆V.
Les reaccions es classifiquen en exotèrmiques (alliberen calor, ∆H < 0) i endotèrmiques (absorbeixen calor, ∆H > 0). A pressió constant, la calor transferida coincideix amb la variació d'entalpia: ∆H = Qp.
Quan només participen sòlids i líquids, ∆H ≈ ∆U perquè el canvi de volum és mínim. Però si hi ha gasos, has d'usar ∆H = ∆U + (∆n·R·T), on ∆n són els mols de gas que canvien.
💡 Condicions estàndard: Per comparar reaccions, s'usen 25°C (298 K) i 1 atm. Quan l'entalpia és estàndard s'escriu ∆H°.
Tens quatre mètodes principals per calcular l'entalpia d'una reacció, i cadascun és útil segons les dades que tinguis disponibles.
Mètode 1 usa la definició: ∆H = ∆U + p∆V. Mètode 2 utilitza les entalpies estàndard de formació amb la fórmula: ∆H°f = - . Recorda que l'entalpia de formació dels elements purs sempre és zero.
Mètode 3 treballa amb entalpies d'enllaç: ∆H° = - . Mètode 4 aplica la Llei de Hess: l'entalpia total és la suma de les entalpies de cada etapa .
💡 Enllaços: Recorda que el carboni sempre forma 4 enllaços, l'oxigen 2 i l'hidrogen 1. Això t'ajudarà a comptar enllaços correctament.
L'entropia (S) mesura el grau de desordre molecular d'un sistema. Els gasos tenen més entropia que els líquids, i aquests més que els sòlids, perquè les seves partícules estan més disperses.
El segon principi de la termodinàmica estableix que tots els processos espontanis augmenten el desordre de l'univers: ∆Suniver > 0. Això explica per què algunes reaccions endotèrmiques poden ser espontànies.
Per calcular l'entropia estàndard uses: ∆S°r = - . A diferència de les entalpies, les entropies estàndard dels elements no són zero.
💡 Tercer principi: Un cristall perfecte a 0 K té entropia zero. És el punt de referència absolut per mesurar l'entropia.
L'energia lliure de Gibbs (G) és la clau per saber si una reacció serà espontània o no. La fórmula màgica és ∆G = ∆H - T∆S.
Per determinar l'espontaneïtat, mires el signe del resultat: ∆G < 0 = espontània, ∆G = 0 = equilibri, ∆G > 0 = no espontània. És tan simple com això!
Analitzant els signes de ∆H i ∆S pots predir el comportament: si ∆H < 0 i ∆S > 0, la reacció sempre serà espontània. Si ∆H > 0 i ∆S < 0, mai serà espontània. En els altres casos depèn de la temperatura.
💡 Truc ràpid: Reaccions que alliberen energia (∆H < 0) i augmenten el desordre (∆S > 0) sempre són espontànies, independentment de la temperatura.
Tens dues maneres principals de calcular l'energia lliure de Gibbs: directament o mitjançant dades tabulades.
Mètode 1 usa la fórmula directa: ∆G = ∆H - T∆S. Substitueix els valors, mira el signe del resultat i ja saps si la reacció és espontània (∆G < 0).
Mètode 2 utilitza les energies lliures de formació estàndard: ∆G°r = - . És similar al mètode de les entalpies de formació però amb valors de Gibbs.
💡 Consell pràctic: Sempre comprova les unitats (Joules) i el signe del resultat final. Un error de signe pot canviar completament la interpretació de l'espontaneïtat!
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La app es muy fácil de usar y está muy bien diseñada. Hasta ahora he encontrado todo lo que estaba buscando y he podido aprender mucho de las presentaciones. Definitivamente utilizaré la aplicación para un examen de clase. Y, por supuesto, también me sirve mucho de inspiración.
Pablo
usuario de iOS
Esta app es realmente genial. Hay tantos apuntes de clase y ayuda [...]. Tengo problemas con matemáticas, por ejemplo, y la aplicación tiene muchas opciones de ayuda. Gracias a Knowunity, he mejorado en mates. Se la recomiendo a todo el mundo.
Elena
usuaria de Android
Vaya, estoy realmente sorprendida. Acabo de probar la app porque la he visto anunciada muchas veces y me he quedado absolutamente alucinada. Esta app es LA AYUDA que quieres para el insti y, sobre todo, ofrece muchísimas cosas, como ejercicios y hojas informativas, que a mí personalmente me han sido MUY útiles.
Ana
usuaria de iOS
Está app es muy buena, tiene apuntes que son de mucha ayuda y su IA es fantástica, te explica a la perfección y muy fácil de entender lo que necesites, te ayuda con los deberes, te hace esquemas... en definitiva es una muy buena opción!
Sophia
usuario de Android
Me encanta!!! Me resuelve todo con detalle y me da la explicación correcta. Tiene un montón de funciones, ami me ha ido genial!! Os la recomiendo!!!
Marta
usuaria de Android
La uso casi diariamente, sirve para todas las asignaturas. Yo, por ejemplo la utilizo más en inglés porque se me da bastante mal, ¡Todas las respuestas están correctas! Consta con personas reales que suben sus apuntes y IA para que puedas hacer los deberes muchísimo más fácil, la recomiendo.
Izan
usuario de iOS
¡La app es buenísima! Sólo tengo que introducir el tema en la barra de búsqueda y recibo la respuesta muy rápido. No tengo que ver 10 vídeos de YouTube para entender algo, así que me ahorro tiempo. ¡Muy recomendable!
Sara
usuaria de Android
En el instituto era muy malo en matemáticas, pero gracias a la app, ahora saco mejores notas. Os agradezco mucho que hayáis creado la aplicación.
Roberto
usuario de Android
Esto no es como Chatgpt, es MUCHISMO MEJOR, te hace unos resúmenes espectaculares y gracias a esta app pase de sacar 5-6 a sacar 8-9.
Julyana
usuaria de Android
Es la mejor aplicación del mundo, la uso para revisar los deberes a mi hijo.
Javier
usuario de Android
Sinceramente me ha salvado los estudios. Recomiendo la aplicación 100%.
Erick
usuario de Android
Me me encanta esta app, todo lo que tiene es de calidad ya que antes de ser publicado es revisado por un equipo de profesionales. Me ha ido genial esta aplicación ya que gracias a ella puedo estudiar mucho mejor, sin tener que agobiarme porque mi profesor no ha hecho teoría o porque no entiendo su teoría. Le doy un 10 de 10!
Mar
usuaria de iOS
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Elena
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Vaya, estoy realmente sorprendida. Acabo de probar la app porque la he visto anunciada muchas veces y me he quedado absolutamente alucinada. Esta app es LA AYUDA que quieres para el insti y, sobre todo, ofrece muchísimas cosas, como ejercicios y hojas informativas, que a mí personalmente me han sido MUY útiles.
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Jordina
@jordina_trll
La termodinàmica química és la ciència que t'explica per què algunes reaccions passen soles i altres no, i quanta energia necessites o obtens en el procés. És com entendre les regles del joc de l'energia en química.
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Hi ha tres tipus de sistemes termodinàmics que has de conèixer. El sistema obert intercanvia tant matèria com energia (com l'olla destapada), el tancat només intercanvia energia (olla tapada), i l'aïllat no intercanvia res (una bombona de gas).
L'energia es pot transferir de dues maneres: mitjançant calor (Q) o realitzant treball (W). Per estudiar aquests processos utilitzem les variables d'estat com l'energia interna (U), l'entalpia (H), l'entropia (S) i l'energia lliure de Gibbs (G).
💡 Recorda: El primer principi de la termodinàmica diu que l'energia no es crea ni es destrueix, només es transforma. És la llei de conservació de l'energia aplicada a la química.
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El treball és força per desplaçament . Si no tens la força directament, pots usar W = P·S·∆x, on P és pressió i S superfície. És molt útil quan treballes amb gasos que s'expandeixen o es comprimen.
L'energia interna (U) és la suma de totes les energies de les partícules del sistema: cinètica, potencial, vibracional... La fórmula clau és ∆U = Q + W, que connecta calor, treball i energia interna.
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Les reaccions es classifiquen en exotèrmiques (alliberen calor, ∆H < 0) i endotèrmiques (absorbeixen calor, ∆H > 0). A pressió constant, la calor transferida coincideix amb la variació d'entalpia: ∆H = Qp.
Quan només participen sòlids i líquids, ∆H ≈ ∆U perquè el canvi de volum és mínim. Però si hi ha gasos, has d'usar ∆H = ∆U + (∆n·R·T), on ∆n són els mols de gas que canvien.
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Pablo
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Elena
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Marta
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Izan
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