Unidad 4 Termoquímica

Unidad 4Termoquímica

TermoquímicaCiencia que estudia la relación existente, entre

la energía en sus diversas formas, y los procesos químicos.

Parte de la Termodinámica, ciencia más amplia que se ocupa de la relación entre el

calor y otras clases de energía, así como el uso

eficiente de los recursos energéticos

Termodinámica

Termoquímica

Termoquímica

La energía del Universo es constante

El desorden del Universo está aumentando

constantemente

Unidad 4. Termoquímica 5

1. Energía

1.1. DEFINICIÓN: Capacidad de un cuerpo para realizar un trabajo

1.2. FUNDAMENTO:PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE ENERGÍA

“La energía ni se crea ni se destruye, tan solo se transforma”


1.3.TIPOS DE ENERGÍA

• Cinética• Potencial mecánica• Térmica• Electromagnética• Nuclear• Química : por uniones entre átomos iones y moléculas que forman

una sustancia

UNIDADES1cal = 4,184J

1. Energía


1.4. MECANISMOS DE TRANSFERENCIA DE ENERGÍA.• 1.4.1. Trabajo• Trabajo = Fuerza · desplazamiento= F· x cosa magnitud escalar

– Es un caso importante de trabajo, TRABAJO

POR EXPANSIÓN-COMPRESIÓN

En gases

W expansión-compresión = - p · V

V > 0 W < 0V < 0 W > 0

En sólidos y líquidos V =0 W expansión-compresión =0

1. Energía


1.4. MECANISMOS DE TRANSFERENCIA DE ENERGÍA.• 1.4.2. Calor• Calor = Transferencia de energía térmica natural o espontánea entre

dos cuerpos que están a temperatura diferente• Energía térmica: se mide con la T• Efectos físicos: o T

– qpresión constante = m · cp · T C, capacidad calorífica– qvolumen constante = m · cv · T C=m·c– qcambio de fase = m·L= Hcambio de fase L, calor latente de cambio de

estado H, entalpía

1. Energía


2.Fundamentos de la Termodinámica

2.1.Sistemas termodinámicosPartes del universo , el resto es entorno

• Abiertos transfieren Q y materia

• Cerrados transfieren Q y nada de materia

• Aislados no transfieren Q ni materia

2.2. Delimitaciones.Existen paredes que delimitan los sistemas, éstas pueden ser:

Adiabáticas: que no dejan pasar calor

Conductoras o diatermas: dejan pasar calor

Rígidas: no permiten modificaciones del volumen del sistema



2.3.Estado de un sistemaSe utilizan valores que caracterizan sus propiedades físicas y químicas más

importantes. El conjunto define ESTADO DEL SISTEMA

Valores= propiedades macroscópicas generales

a. Intensivas: no dependen de la cantidad de materia, ni del tamaño

* densidad

* temperatura

* concentración

b. Extensivas: dependen de la cantidad de materia y el tamaño

* masa * energía

* volumen *número de moles



Estado de equilibrio

• La termodinámica estudia el estado final e inicial del sistema. Para nada se ocupa de cómo se han llevado a cabo los pasos

Funciones de estadoEnergía interna U

Entalpía H

Entropía S


3.Primer principio de la Termodinámica

U = q + W

• Valor característico para cada estado y aumenta cuando absorbe calor o soporta un trabajo

• Suma de energía potencial y cinética de las partículas que componen el sistema

ENERGÍA INTERNA

U


3.Primer principio de la termodinámicaU = q –pV PROCESO ISOCORO

QV calor a volumen constante

U = q V W=0

q V es función de estado PROCESO ISOBÁRICO

QP calor a presión constante

Con el 1er ppio tenemos

QP= U + pV= (U2-U1) + (pV2 –pV1)= (U2+ pV2) –(U1+pV1)

H = qp

q p es función de estado Entalpía de reacción Función de estado

H = U + p · V Propiedad extensiva

Unidades de energía


3.Primer principio de la Termodinámica

U = q –pV

PROCESO ISOTERMO

T= cte

U = 0 q= -W

PROCESO ADIABÁTICO

Q= 0

U = W

Representaciones gráficas de los procesos

http://www.educaplus.org/play-138-Transformaciones-termodinámicas.html

http://www.educaplus.org/play-138-Transformaciones-termodin%C3%A1micas.html

http://www.educaplus.org/play-138-Transformaciones-termodin%C3%A1micas.html


3.Primer principio de la TermodinámicaRELACIÓN

U , H

Reacciones entre fases condesadas (sól y líq)

V = 0 Hr = Ur qp= q V

Reacciones donde intervienen gases

Si T cte y con gases de comportamiento ideal

Hr = Ur + n R T=

qp = q V + n R T

= H U + pV


4.Termoquímica4.1TermoquímicaEstudia los cambios de calor que se dan en las reacciones químicas

Hr = H (productos) – H (reactivos)

Ya que casi siempre las reacciones transcurren en condiciones a presión constante

Si Hr >0 Endotérmica

Si Hr <0 Exotérmica


4.Termoquímica

4.2.Ecuaciones termoquímicasEcuación química ajustada en la que se dan expresamente, y a la derecha de ella,

los parámetros termodinámicos, generalmente la entalpía de la reacción

4.3.Entalpía molarEntalpía referida a 1 mol de la sustancia en cuestión, reactivo o producto.

Unidades: J/mol o kJ/mol.

Si invertimos la ecuación termoquímica, el valor de la entalpía cambia de signo.


4.Termoquímica

4.4.Condiciones estándarLa entalpía viene condicionada por las condiciones en las que se lleve a cabo la

Reacción. Cuando no se indica nada se supone unas condiciones estándar

Hr º

• p= 1 bar= 105Pa=0,987 atm por considerarse despreciable el error p≈1 atm

• En mezcla de gases p parcial(gas)=p estándar

• No hay una T estándar, casi siempre se refieren a 25ºC

• Cada sustancia se encuentra en el estado de agregación más estable a 1bar y T de trabajo (a la que se lleva la reacción) En sólidos se especifica la variedad alotrópica más estable en esas condiciones.

• Para sustancias en disolución, el estado estándar se refiere a una concentración 1M


4.Termoquímica

4.5.Diagrama entálpicoRepresentación gráfica esquemática del cambio de entalpía

una reacción química


5.Ley de Hess y sus aplicaciones

5.1.Ley de HessHr depende solo de los estados finales e iniciales. Su valor es el mismo e

independiente de que la reacción transcurra en una o varias etapas.

“Cuando una reacción química puede expresarse como suma algebraica de otras, su entalpía de reacción es igual a la suma algebraica de las

entalpías de las reacciones parciales”

ΔHfº= ΔH1º+ΔH2º+ΔH3º+Δ4º+ΔH5º Er= ΔH5º

Er=ΔHfº-(ΔH1º+ΔH2º+ΔH3º+Δ4º)21

5.Ley de Hess y sus aplicaciones5.2.Aplicación. Ciclo de Born-Haber


5.3.Entalpías de formación


5.3.1. No se puede determinar valores absolutos de entalpía. Sí variaciones. Pero se hace necesario partir de un valor referencial, es decir un cero en la escala.

La entalpía de formación para elementos puros es 0

ΔHfº(ele puro)=0

• En elementos sólidos se elegirá la variedad más estable


5.3.Entalpías de formación


5.3.2. La entalpía estándar de formación de una sustancia ΔHfº , se define:

Variación de entalpía que acompaña a un mol de sustancia en estado estándar a partir de sus elementos componentes, igualmente

en sus estados estándares

• Varía con la T, pero casi siempre se elige 25ºC, 298,15 K (tablas)


5.4.Entalpías de reacción y energía de enlace


5.4.1. Cálculo de entalpías de reacción

Hr0 = n·Hf

0 (productos) - m·Hf0 (reactivos)

5.4.2. Energías de enlace

Hr0 = (Energía enlaces rotos) - (Energía enlaces formados)

Resolución de un problemahttp://www.youtube.com/watch?

v=5vPfBtALa_M&feature=player_embedded

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6.Segundo principio de la termodinámica

6.0. Análisis previoHemos relacionado diferentes tipos de energía:

Energía interna, entalpía de reacción, energías en tránsito como calor y trabajo.

¿Y qué pasa con la espontaneidad?

Generalmente cuando < 0 H suelen ser espontáneas, pero no siempre.

El paso de hielo a agua, es espontáneo y sin embargo es endotérmico.

Ha de haber algún otro término a considerar

26


Ssistema ≥ q/ T

6.1.Concepto de entropíaNueva función de estado con el 2º ppio de

la termodinámica

ENTROPÍAMedida del grado de desorden molecular de un sistema. Cuanto mayor sea el orden interno de un sistema más baja será su entropía

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S sistema ≥ q/ T

6.1.Concepto de entropía• En cambios de estado S sólido< S líquido<S gas

• Disoluciones S disolución>S disolvente + S soluto

• Mezcla de gases S (mezcla gaseosa) > ΣS (gases puros)

• Aumento de temperatura. Todas las sustancias aumentan su entropía con el aumento de T S (T1)< S (T2) Siendo T1< T2

ENTROPÍAMedida del grado de desorden molecular de un sistema. Cuanto mayor sea el orden interno de un sistema más baja será su entropía



S total= S universo= (S sistema + S entorno) > 0

No hay oposición a que la S de un sistema disminuya. Sobra con que salga calor de él. Fíjate en la variación global del universo

6.2.Enunciado del 2º PPIO

“En todo proceso espontáneo la entropía del universo aumenta.”



S cristal perfecto a 0K = 0

Cálculo de la variación de entropía de una reacción química

Sr0 = n·S0 (productos) - m·S0 (reactivos)

6.3.Entropías absolutasEl tercer ppio de la termodinámica establece que la S de una sustanciapura, en su forma más estable, formando una red sólida cristalina sidefectos, es cero en el cero absoluto de temperatura (a T =0K)

En tablas se detallan las entropías molares estándar J /(mol·K)(todas ellas son positivas, siempre > 0)

Vídeo termodinámicahttp://www.youtube.com/watch?v=_r-IxlgqBxY&feature=related

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El aumento de entropía para un sistema químico no es condición que asegure la espontaneidad o no del proceso. Incluso puede ser imposible de aplicar al no poder conocer todas las interacciones del sistema con su entorno

7.1. La energía de Gibbs Contempla las tres variables de estado

G = H – T · SEn todo proceso espontáneo a p y T constantes, la energía libre de

Gibbs disminuye Δ G< 0

7.Espontaneidad de las reacciones químicas


7.2. Energías libres de formación


De la misma forma que se han visto ΔHºf , para calcular la entalpía de las reacciones, se define ahora, para cada sustancia:

la energía libre estándar de formaciónΔ Gºf

• La energía libre estándar de formación de los elementos puros es nula.

• El resto se detalla en tablas

Cálculo de la variación de energía libre de una reacción química

Gr0 = n·G0

f (productos) - m·G0

f (reactivos)


7.3.Espontaneidad de los procesos


Comprueba cómo varía Ghttp://www.educaplus.org/play-76-Energ%EF%BF%BDa-libre-de-Gibbs.html-UhKFniYm-GrQSU-xC2VSs?referrer=hlnk

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