INTRODUCCIÓN A LA TERMODINÁMICA y a la TERMOQUÍMICA Energía interna, calor y trabajo

INTRODUCCIÓN A LA TERMODINÁMICA y a la

TERMOQUÍMICA

• Energía interna, calor y trabajo

Energía es la capacidad de producir trabajo o más ajustadamente LA ENERGÍA SE RELACIONA CON LA CAPACIDAD DE PRODUCIR TRABAJO, lo cual prefigura un concepto más amplio y adecuado

Termodinámica es el estudio de las transformaciones e intercambios de la energía, entendida esta como la capacidad de un sistema para realizar un trabajo o para suministrar calor.

Termodinámica

PRIMER PRINCIPIO LA ENERGÍA DEL UNIVERSO SE CONSERVA

Es imposible realizar un trabajo sin consumir una energía

.uff, uff

W=F x

Trabajo realizado por el hombre

Fuerza aplicada

Distancia que se desplaza el objeto

Fue

rza

distanciaX1 X2

2

1

X

XW Fdx

Trabajo=área

[N.m=J]

Energía = Capacidad para realizar un trabajo

PRIMER PRINCIPIO LA ENERGÍA DEL UNIVERSO SE CONSERVA

La energía potencial se transforma en energía cinética

La pérdida de energía potencial acelera el deslizamiento del objeto

cae

se acelera

energía química (carbón)energía interna (agua líquida vapor de agua)el vapor se expande Trabajoenergía cinética

212mgh mv cte

Reacción QuímicaCambio de Fase

Principio de Conservación de la energía

Todas las formas de energía tienden en última instancia a pasar a calor. Ejs. Energía química a calor, en una reacción química (más adelante veremos que esto no es tan general).

Energía eléctrica Calor, cuando actúa a través de una resistencia, etc.

LA ENERGÍA SE CONSERVA.

Esto es más conocido como Principio de Conservación de la energía

Sistemas termodinámicos

Definimos sistema como la "porción delimitada del mundo físico (y especificada) que contiene cantidades definidas de sustancia que se consideran bajo estudio"

Sistema y entorno

SISTEMA

ENTORNO es la zona del universo que interactúa con el sistema.

ENERGÍA

Sistema + Entorno (O Medio Ambiente) = UNIVERSO

Tipos de sistema• Aislado: no hay transferencia de masa o energía

con el entorno• Ej. : un termo ideal (aislado y de paredes rígidas).

Termo de café, calorímetro• Cerrado: no transfiere masa pero sí energía en

forma de calor, trabajo o radiación. Ej. : cualquier recipiente cerrado no ideal. Fiambrera cerrada

• Abierto: transfiere masa y energía con su entorno. Ej. : el cuerpo humano, Cilindro de un automóvilLa mayoría de los sistemas en la vida real son abiertos, mientras que en el laboratorio la mayoría de los sistemas químicos son cerrados

Sistemas químicos

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

La Ley de Conservación de la Energía es una de las formas de expresión de la Primera Ley de la Termodinámica.

Se puede visualizar en una forma muy sencilla con los conceptos de ENERGÍA ACUMULADA y ENERGÍA INTERCAMBIADA O EN PROCESO DE INTERCAMBIO o también ENERGÍA EN TRÁNSITO

Es final ‑ Es inicial = Ei o lo que es igual

Es = EI

ENTORNO o MEDIO AMBIENTE

Ema (Energía del medio ambiente)

SISTEMA

Eac

Energía

acumulada

(

)

EI {pierde

gana

Por otra parte si bien hay un INTERCAMBIO de Energía entre Sistema‑Medio Ambiente siempre se cumple la LEY DE CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA ya que:

1. ‑ ANTES DEL INTERCAMBIO: Esi + Emai = Euniverso siendo i= inicial

2. ‑ LUEGO DEL INTERCAMBIO: Esf + Emaf = Euniverso siendo f= final

DONDE: Es = Esf ‑ Esi = Es = Eintercambiadas

En ambos casos la ENERGÍA DEL UNIVERSO se mantiene constante

ENERGÍA INTERNA

La Energía Interna (E) se define en la bibliografía como TODAS LAS FORMAS DE ENERGÍA DE UN SISTEMA, DISTINTAS DE LAS QUE RESULTEN DE SU POSICIÓN EN EL ESPACIO (Energía potencial, que se supone constante).

Nosotros además agregamos que también SE DEBE DESCARTAR LA ENERGÍA CINÉTICA GLOBAL DEL SISTEMA

Energías que componen la energía internaENERGÍAS INTRAMOLECULARES

1. Nuclear

2. Electrónica

3. Traslacional

4. Vibracional

5. Rotacional

(3, 4, y 5 son las Energías

Térmicas)

Energías que componen la energía internaENERGÍAS INTERMOLECULARESFuerzas de atracción interiónicas (sales)Fuerzas de atracción ion‑dipoloUnión por puente de hidrógenoFuerzas de atracción dipolo‑dipoloFuerzas de atracción entre iones o dipolos‑moléc.polarizablesFuerzas entre dipolos instantáneos‑dip. inducidos (London)Fuerzas hidrofóbicasFuerzas de repulsión

El valor de la energía interna

• NO ES POSIBLE CALCULAR EL VALOR ABSOLUTO DE LA ENERGÍA INTERNA

• ¿QUÉ PODEMOS CALCULAR?

• LOS CAMBIOS DE ENERGÍA INTERNA

Calor• Energía que se transfiere de un objeto a otro

debido a una diferencia de temperatura

C = [J/ºK] 1cal=4.184 J

• Una caloría es el calor necesario para elevar la temperatura de 1g de agua 1ºC

TCQ

Capacidad Calorífica

'cncmC Calor específico molar

Calor específico

Cambios de fase• Cambio de fase y calor latente• Calor de fusión = Calor necesario para fundir

una sustancia sin modificar su temperatura.

• Calor de evaporación = Calor necesario para vaporizar una sustancia sin modificar su temperatura.

fLmQ

eLmQ

Calor. Convenio de signos

Sistema Q<0Q>0

Calor absorbidopor el sistema

Calor cedidopor el sistema

ENDOTÉRMICO POSITIVO (+) EXOTÉRMICO NEGATIVO (-)

Trabajo como forma de intercambio de energía..

TRABAJO (PV)TRABAJO (PV)

Pext

Pint

Equilibrio mecánico

x extF P A

Pext = Pint

/A V x

Pext > Pint

Pext

Pint

dx

sistema extw P dV

embolo extw P dV

. J / K.molat.l x . J

. at.l / Kmol8 3141 101 4

0 082

Unidades

xw F dx

Pext = Pint

Estado inicial

Estado final

Trabajo• Ejemplo: gas expansionado contra un pistón móvil

dVPW

•w = - Pext . V

w = F x d

= (P x A) x h

= PV

w = -PextV

Trabajo como forma de intercambio de energía

Convención de signos para TRABAJO

PROCESO SIGNO

SOBRE EL SISTEMA POSITIVO (+)

POR EL SISTEMA NEGATIVO (-)

El trabajo efectuado en la expansión desde el estado inicial hasta el estado final es el área bajo la curva en un diagrama PV. Proceso casi estático significa que el proceso ocurre lentamente y en todo momento el sistema esta en equilibrio.

Trabajo como forma de intercambio de energía

¿El proceso puede ser reversible?

Sí, siempre qué: Pext = Pinternao mejor: Pext = Pinterna + dPdP = diferencial de presión o sea un incremento de presión infinitesimal Sólo entonces cuando ello ocurra estaremos en presencia de un PROCESO REVERSIBLE TERMODINAMICAMENTE el cual en todo momento debe estar en EQUILIBRIO.

PARA UN PROCESO ISÓBARO

P

VV i Vf

W

= - P (Vf-Vi)Vf

Vi

PdVW

Pext < Pint

Pext

Pint

Pext

Pint

Pext = Pint

PROCESOS ISOTERMOSSon aquellos que se realizan a T=cte

P0V0 nRT

P 1 V 1 nR T

Supongamos un gas ideal

dVV

nRtPdVW

Vf

Vi

Vf

Vi

Entonces:

Vi

VfnRTW ln

Expresión general del trabajo

Esta expresión es válida para un camino ISOTÉRMICO y REVERSIBLE

EN ESAS CONDICIONES EL TRABAJO ES EL MÁXIMO POSIBLE o TRABAJO MÁXIMO

Cualquier otro proceso no logrará una cantidad de trabajo similar

En termodinámica, la descripción del estado de un sistema se realiza mediante los valores de determinadas propiedades macroscópicas denominadas variables termodinámicas, tales como p, V, T, m, ...

No todas estas variables son independientes, basta conocer los valores de un pequeño número de ellas para caracterizar el sistema. Estas variables independientes se denominan variables de estado.

Toda función que pueda expresarse con ayuda de las variables de estado se denomina función de estado del sistema.

FUNCIÓN DE ESTADO

FUNCIÓN DE ESTADO

• Una función de estado es cualquier propiedad que tiene un único valor cuando el estado del sistema está definido

Es aquella cuyo resultado no dependa del camino seguido sino del estado final y del inicial del sistema en estudio

•Una muestra de agua a 293,15 K y a la presión de una atmósfera está en un estado especificado. • d = 0,99820 g/mL.• Esta densidad es una función única del estado.• No importa cómo se haya establecido el sistema.

Los sistemas se presentan de diferentes formas ESTADOS

caracterizados por VARIABLES termodinámicas

ExtensivasIntensivas

Tipos de variables

•No dependen de la cantidad de materia del sistema• Ej: T, P, • No son aditivas

•Dependen de la cantidadde materia del sistema•Ej: m, V• Son aditivas

Variable = Propiedad Termodinámica = Función de Estado

No dependen de la historia

Trabajo “no-útil” y “útil”

TRABAJO. CALOR, ENERGÍA.TRABAJO. CALOR, ENERGÍA.

Criterio de signosCriterio de signos

SISTEMA

Q > 0

W > 0 W < 0

Q < 0

Expresión matemática de la Primera Ley (Cálculo de la variación de Energía interna (E) de un

sistema)

Al ocurrir un cambio de energías (calor y trabajo, o una sola de ellas) la variación de energía del sistema (que es el que interesa), en definitiva es la variación de E que se busca conocer:

Es = EI

T(i) = 20°C T(f) = 21°C T(i) = 20°C T(f) = 21°Cq = 999,43cal w=0 q=0 w = +4181,6 J = +999,43 cal

E = q + (-)w = 999,43 cal E = 0 + 999,43 cal = 999,43 calDe aquí surgen dos hechos inmediatos:a.‑ E (energía interna) es una FUNCIÓN DE ESTADO.b.- q (calor) en un caso tiene un valor finito y en el otro vale cero por que los caminos son distintos, y lo mismo ocurre con w (trabajo).

El calor y el trabajo dependen necesariamente del CAMINO que se sigue y por lo tanto NO SON FUNCIONES DE ESTADO.

1000 g

agua

1000 g de

agua agitador

mecánico

El entorno es

cuya tempera-tura se mantie-ne constantea pesar de ce-der calor haciael sistema

un baño a 21º

Primer principio de la Termodinámica

• El calor añadido a un sistema es igual a la variación de energía interna del mismo más el trabajo realizado por el sistema

• Variaciones infinitesimales

WUQ

dWdUdQ

No es posible conocer la energía de un sistema,sólo conocemos su cambio en un proceso U=U2-U1

2.- PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA.2.- PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA.

ENERGÍA ENERGÍA

Energía interna (U)(Suma de energías a nivel molecular)

• Función de estado• Magnitud extensiva

¿Cómo podemos aumentar Ude un sistema cerrado?

1) Realizando un trabajo2) Calentándolo calor

U = Q + W1er Principio de laTermodinámica

Aplicaciones del primer Principio. Proceso isócoro

• V= cte p

V

P1

P2)( 12 TTCUQ v

0W

)( 12 TTCU v

Aplicaciones del primer Principio. Proceso isóbaro

• Isóbara P=cte p

VV1 V2

)( 12 TTCQ p

)( 12 VVpW

)( 12 TTCU v n = 1

Como no hay variación de temperatura

NO habrá variación de ENERGÍA INTERNA

El proceso isotermo es un proceso

claramente REVERSIBLE

PROCESOS ISOTERMOS

0U WQ

Proceso isotermo (Gas ideal)

• T =ctep

VV1V2

1

2lnV

VnRTW

0U

1

2lnV

VnRTWQ

Trayectoria = Camino que sigue el sistema cuando su estado , las funciones de estado, cambia con el tiempo

PROCESO termodinámico

Tipos deprocesos

• Isotermo (T = cte)• Isobaro (P = cte)• Isocoro (V = cte)• Adiabático (Q = 0)• Cíclico (estado final = estado inicial)

Irreversible

Reversible(sistema siempre infinitesimalmente próximo al equilibrio; un cambio infinitesimal en las condiciones puede invertir el proceso)

(un cambio infinitesimal en las condiciones no produce un cambio de sentido en la transformación).

Proceso Cíclico

Es un proceso que empieza y termina en el mismo estado. En este caso el cambio de energía interna es cero y el calor agregado al sistema debe ser igual al trabajo realizado durante el ciclo, entonces:

U = 0 y Q = W

Expansión contra el vació. Si la presión externa es cero, de la expresión se deduce que W = 0. Durante la expansión libre no se realiza trabajo. Si el proceso es isotérmico, U = 0 por ende Q = W = 0

•w = - Pext . V

PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA.PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA.


P

V

A

B

0final inicial A AU U U U U

Proceso Cíclico A→A

W Q


PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA.PRIMER PRINCIPIO. ENERGÍA INTERNA.


P

V

A

B

0final inicial A AU U U U U

Proceso Cíclico A→A

W Q


BABAUU

( , , )U f T P V

V T

U UdU dT dV

T V

U función de estado

Trabajo “no-útil” y “útil”

Patm . V = Trabajo de expansión contra la P atm. NO ÚTIL.p. V = Trabajo de expansión contra la Presión "extra" que arbitrariamente hemos colocado: este es un trabajo de EXPANSIÓN ÚTIL ya que la pesa (p) queda al final del proceso con una cierta energía potencial mayor al final que al comienzo del proceso.¿Esto es común en nuestros cálculos? No lo es. Por ello, y en general el trabajo de expansión será no-útil.

Expresión general del trabajo:

w=(P‑dP) dV = P dV ‑ dp.dV

donde dp.dV se desprecia por ser un diferencial de orden superior

dw = P . dV

y de acuerdo a la convención adoptada será dw = - P . dV

P - dP

P

_ _ _ _ _ _

_ _ _ _ _ _ dV

Expresión general del trabajo:

Se integra la ecuación y se llega a una expresión tal como

2

1

1

22

1

lnln **P

P

V

VV

VnRTnRTnRTMAXw

V

dV

Diferentes formas de trabajo

• a) Eléctrico

• b) Osmótico

• c) Luz

• d) Químico

• e) Muscular

• f) Gravitacional

• g) De superficie

Primera ley o Primer Principio

Esta sumatoria de energías intercambiadas, es como su nombre lo indica EI = calor + trabajo.

Esto es, la energía en forma de calor que se ganó o perdió más la energía en forma de trabajo que se ganó o perdió

Primera ley o Primer Principio: caso 1

RECIBIÓ CALOR: AUMENTÓ SU ENERGÍA INTERNA

REALIZÓ UN TRABAJO (por el sistema): PERDIÓ ENERGÍA INTERNA



SISTEMA

Eac

Energía

acumulada

(

)

EI { q (gana)

w (pierde)


Luego para conocer en cuánto varió la ENERGÍA INTERNA (E) del sistema debemos calcular la sumatoria de ENERGÍAS INTERCAMBIADAS, pero para ello debe recordarse la convención de signos, donde el Calor es positivo y el Trabajo (de expansión) que según el cálculo es positivo, debe cambiarse su signo a negativo; luego la sumatoria será:EI = Es = E = q + w


CEDIÓ CALOR (EXOTÉRMICO), LUEGO DISMINUYÓ SU ENERGÍA INTERNA

RECIBIÓ UN TRABAJO (sobre el sistema): AUMENTÓ SU ENERGÍA INTERNA



SISTEMA

Eac

Energía

acumulada

(

)

EI {q (pierde)

w (gana)


Por lo tanto:

EI = E = q + w

donde "q" debe mantenerse con el signo de acuerdo al proceso y "w" debe sumarse ya que aumenta la E


CEDIÓ CALOR (EXOTÉRMICO) LUEGO PERDIÓ ENERGÍA INTERNA

REALIZÓ UN TRABAJO (POR EL SISTEMA) LUEGO PERDIÓ ENERGÍA INTERNA



SISTEMA

Eac

Energía

acumulada

(

)

EI {q(pierde)w (pierde)


Por lo tanto:

EI = E = q + w


RECIBIÓ CALOR (proceso endotérmico) AUMENTANDO SU ENERGÍA

RECIBIÓ UN TRABAJO (sobre el sistema) AUMENTANDO SU ENERGÍA



SISTEMA

Eac

Energía

acumulada

(

)

EI {q (gana)w (gana)


Por lo tanto:

EI = E = q + w

EXPRESIÓN DE LA PRIMERA LEY CONSIDERANDO LOS TRABAJOS POSIBLES

E = EI = Es = q + wexp + wútil

sta expresión no se usa, al menos en los cursos introductorios de Termodinámica

SIEMPRES SE USA ESTA EXPRESIÓNE = EI = Es= q + wexp

Energía interna de un gas ideal

Única energía existente es la CINÉTICA DE CADA UNA DE LAS MOLÉCULAS Y PARA UN MOL DE GAS SERÁ IGUAL A:

Ec R T3

2.

Energía interna de un gas ideal vs un gas real

El problema se complica cuando debemos calcularla para un gas real.

En un gas real existen otras muchas formas de energía, y todas de acuerdo al enunciado forman parte de la ENERGÍA INTERNA, luego es lógico pensar en la dificultad de calcularlas una a una y posteriormente sumarlas: NO ES POSIBLE CALCULARLA

El calor en las transformaciones isobáricas

ENTALPÍA Una transformación isobárica es aquella que se verifica a P = cte. Podemos escribir entonces si sólo hay trabajo de expansión (o compresión):

E = qp + w = qp + (-p V) = qp + [- p (Vf ‑ Vi)]Analicemos término por término: E es independiente del camino p es independiente del camino Vf es independiente del camino Vi es independiente del caminoLuego V será también independiente del caminoDEBEMOS CONCLUIR QUE qp EN ESTE CASO SERÁ TAMBIÉN FUNCIÓN DE ESTADO (CUIDADO NO GENERALICE YA QUE ES UN EJEMPLO PARTICULAR)

ENTALPIA

E = qp + [-(P V)] = qp + [-(P VB - P VA)]= EB ‑ EA

qp = (EB + P VB) ‑ (EA + P VA)Todos estos términos dependen del estado del sistema y no del camino.Al término "P.V" se lo llama Energía de volumen.

E + P.V = CONTENIDO DE CALOR A PRESIÓN CONSTANTE, TAMBIEN LLAMADO ENTALPIA (H)

H = E + PV

ENTALPIA

LUEGO DEFINIMOS ENTALPIA (H) COMO LA SUMA DE LA ENERGÍA INTERNA MÁS LA ENERGÍA DE VOLUMEN EN UN INSTANTE DEFINIDO (RECUERDE QUE LOS TRES TÉRMINOS NO DEPENDEN DEL CAMINO)

H = E + [- P. V] y

qp = HB ‑ HA = H

Transformaciones isócoras

Cuando V = 0 (cero) se encuentra que

E = qV

y por lo tanto no depende del camino, siendo:

EV = HV

Capacidad calorífica

Definimos la Capacidad calorífica como la cantidad de calor necesario para elevar en un grado la temperatura de un sistema

Cq

T T

q

T

2 1

(J/ºC) o (J/K) (o cal en lugar de J)

Capacidad calorífica

Calor específico: calor necesario para elevar en un grado la temperatura de 1 g de sustancia.

Calor molar: calor necesario para elevar en un grado la temperatura de 1 mol de sustancia.

Capacidades caloríficas (1)• La capacidad calorífica nos da información

sobre la energía interna Estructura molecular.

• Capacidades Caloríficas en gases.

dTCdUdQ vdT

dUCv

Ecuación válidapara cualquier proceso

Proceso isócoro

Capacidades caloríficas (2). Gas Ideal

• Relación entre Capacidades Caloríficas en gases ideales.

pdVdUdQ

nRCC vp Ecuación válidapara cualquier proceso

Proceso isóbarodT

dVp

dT

dU

dT

dQ

Capacidad caloríficaLOS Cp y los Cv SON CARACTERÍSTICOS DE LAS SUSTANCIAS EN CONDICIONES DE PRESIÓN o VOLUMEN y TEMPERATURA DEFINIDOS

Capacidad calorífica de los gases ideales

C Rv 3

2. C R R Rp

3

2

5

2

Capacidades caloríficas en gases y grados de libertad (2)

GASES MONOATÓMICOS

l=3 (traslación)

GASES DIATÓMICOS

l= 3(tras.)+2(rot.)

Además pueden vibrar y añadir un grado más de libertad a temperaturas altas

nRCv 2

3

nRC p 2

5

nRCv 2

5 nRC p 2

7

Gases ideales vs gases realesLa tabla muestra algunos valores de Cp y Cv

expresados en cal/grado.mol y que fueron hallados a 25°C

GAS Cp Cv

Ar 4,97 2,98

He 4,97 2,98

H2 6,90 4,91

O2 7,05 5,05

CO2 8,96 6,92

SO2 9,40 7,30

TERMOQUÍMICA

ET = COMPONENTE TÉRMICA O ENERGÍA TÉRMICA

EQ = COMPONENTE QUÍMICA O ENERGÍA QUÍMICA

ES= ENERGÍA DEL SISTEMA = ET + EQ

ENERGÍA TÉRMICA Y ENERGÍA QUÍMICA

qV = E = ET + EQ

qP = H = HT + HQ

ESTADOS NORMALES

POR CONVENIO INTERNACIONAL SE ESTABLECIERON LAS CONDICIONES FÍSICAS BAJA LAS CUALES SE DEFINEN LOS ESTADOS NORMALES O ESTÁNDAR:

• ESTADO NORMAL DE UN GAS (puro):

1 atm y 25ºC• ESTADO NORMAL DE UN LIQUIDO (puro):

1 atm y 25ºC• ESTADO NORMAL DE UN SÓLIDO ( ** ): 1

atm y 25ºC ( ** ) puro y forma cristalina más estable

ENTALPÍA DE LAS SUSTANCIAS PURAS

Sabiendo que la entalpía de una sustancia no se puede calcular, el camino es establecer una CONVENCIÓN ARBITRARIALA ENTALPIA DE UNA SUSTANCIA QUÍMICA ELEMENTAL EN SU ESTADO NORMAL O ESTÁNDAR VALE CERO.

H0 = 0

EL EXPONENTE 0 SIGNIFICA QUE LOS ELEMENTOS SE ENCUENTRAN EN ÉL ESTADO ESTÁNDAR


A 1 atm y 25ºC, el azufre rómbico (sólido), el cobre sólido, el bromo líquido, el O2 gaseoso, el H2 gaseoso y el Na sólido tienen ENTALPIA IGUAL A CERO (0)

Pero el O (g), el H (g), el Br (g) NO TIENEN ENTALPÍA CERO (0)


¿Cuándo es válido ésta definición?

• a) Se trabaja a temperatura constante (que se elige arbitrariamente, como por ej. 25º)

• b) Si hay calentamiento o enfriamiento se debe elegir otra temperatura a la cual H°=0.


• c) Sólo las entalpías de los elementos (no de los compuestos) en sus estados más estables es cero.

Ej.H(g) (hidrógeno monoatómico en estado gaseoso) no tiene entalpía igual a cero.

Hg(s) tampoco tiene entalpía igual a 0 (ya que su forma más estable es la líquida)

En los dos ejemplos las sustancias se encuentran a 25ºC y 1 atm.


• d) No se llevan a cabo transmutaciones nucleares ya que sino llegaríamos al absurdo de que una reacción como la que sigue no liberaría energía:

2 H2(g) He(g) donde ambas sustancias tienen de acuerdo con la convención indicada más arriba: H° = 0Pero esta reacción libera una cantidad muy importante de energía: es la FUSIÓN NUCLEAR (reacción que produce energía en el sol)

Entalpía de las reacciones

H ( kJ ) (ENTALPIA) de los reactivos

de la reacción

(ENTALPIA) de los productos

Entalpías de formación

H ( kJ )

f = -74,78 kJ/mol

Cgrafito

+ H2

(g) a 1 atm y 25 oC

CH4

(g) a 1 atm y 25 oC

2

Entalpías de formación

H ( kJ )

° f = +228,18 kJ/mol

C2

H2

(g) a 1 atm y 25 oC

Cgrafito

+ H2

(g) a 1 atm y 25 oC2

LEYES DE LA TERMOQUÍMICA

Primera Ley o Ley de Lavoisier-Laplace

"EL CALOR NECESARIO PARA DESCOMPONER UNA SUSTANCIA EN SUS ELEMENTOS ES IGUAL AL CALOR LIBERADO CUANDO DICHA SUSTANCIA SE FORMA A PARTIR DE SUS ELEMENTOS"


• H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) H°f= ‑241,60 kJ/mol

De acuerdo a esta primera ley podemos escribir

• H2O(g) H2(g) + ½ O2(g) H°-1= +241,60 kJ/mol


Segunda ley de la Termoquímica o Ley de Hess

En 1840 Hess postuló una ley absolutamente empírica: "el calor liberado a presión o volumen constante en una reacción química dada es una constante independientemente del número de etapas en que se realiza el proceso químico."


C (s)(grafito) + ½ O2(g) CO(g) H°r= ?

Reacción difícil de lograr en el laboratorio: se aplica Hess

• (1) C(s)(grafito)+O2(g) CO2(g) H°1=‑393,75 kJ/mol • (2) CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) H°2=‑282,98 kJ/mol


¿Qué podemos hacer con estas reacciones?En primer lugar apliquemos la primera ley a la reacción (2) que quedará:

(‑2) CO2(g) CO(g) + ½ O2(g) H°‑2= 282,98 kJ/mol De acuerdo a Hess podemos sumar la reacción (1) y la (‑2)

(1) C(s)(grafito) + O2(g) CO2(g)

(‑2)CO2(g) CO(g) + ½ O2(g)

C(s)(grafito) + O2(g) + CO2(g) CO2(g)+CO(g)+½ O2(g)

C(s)(grafito) + ½ O2(g) CO(g)


¿Y el H°r ?

Para su cálculo se procede de idéntica manera que la realizada arriba con las ecuaciones:

H°1 + H°‑2= ‑393,75+282,98 = ‑ 110,77 kJ/mol

H°r= ‑ 110,77 kJ/mol


• Lo mismo se puede graficar con un CICLO

CO(g)

1 -2

rC(s)(grafito) + ½ O2 (g)

½ O2 (g)

CO2 (g)

- ½ O2 ( g)+

Entalpías de combustión

C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(l)

El calor que se produce es de 2217,90 kJ/mol.

Como se mide a 25ºC y 1 atm, ese valor

es la ENTALPIA ESTÁNDAR DE COMBUSTIÓN:

H°c= -2217,90 kJ/mol

Equivalente Mecánico del Calor

1 caloría (energía calórica) = 4,183 Joules (enegía mecánica)

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INTRODUCCIÓN A LA TERMODINÁMICA y a la TERMOQUÍMICA Energía interna, calor y trabajo