Unidad 4 Termoquímica

Termoquímica Ciencia 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 6. 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”

Unidad 6. Termoquímica 6

1.3.TIPOS DE ENERGÍA •  Cinética •  Potencial mecánica •  Térmica •  Electromagnética •  Nuclear •  Química : por uniones entre átomos iones y moléculas que forman

una sustancia

UNIDADES 1cal = 4,184J

1. Energía

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

–  Es un caso importante de trabajo, TRABAJO

POR EXPANSIÓN-COMPRESIÓN

En gases W expansión-compresión = - p · Δ V Δ V > 0 W < 0 Δ V < 0 W > 0

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

1. Energía

Unidad 6. Termoquímica 8

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: é o ê T

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

de estado H, entalpía

1. Energía

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2.Fundamentos de la Termodinámica

2.1.Sistemas termodinámicos Partes 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

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2.Fundamentos de la Termodinámica 2.3.Estado de un sistema

Se 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 * volumen

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2.Fundamentos de la Termodinámica

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 estado Energía interna U Entalpía H Entropía S

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3.Primer principio de la Termodinámica

Δ 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

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3.Primer principio de la termodinámica Δ U = q –pΔV PROCESO ISOCORO

QV calor a volumen constante

Δ U = q V W=0 q V es función de estado

PROCESO ISOBÁRICO QP calor a presión constante Con el 1er ppio tenemos QP= Δ U + pΔ V= (U2-U1) + (pV2 –pV1)= (U2+ pV2) –(U1+pV1)

Δ Η = qp

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

H = U + p · V Propiedad extensiva

Unidades de energía

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3.Primer principio de la Termodinámica

Δ U = q –pΔV

PROCESO ISOTERMO T= cte

Δ U = 0 q= -W PROCESO ADIABÁTICO Q= 0

Δ U = W

Representaciones gráficas de los procesos

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

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3.Primer principio de la Termodinámica RELACIÓN

Δ U , Δ Η

Reacciones entre fases condesadas (sól y líq) Δ V = 0 Δ Ηr = Δ Ur qp= q V Reacciones donde intervienen gases Si T cte y con gases de comportamiento ideal

Δ Ηρ = Δ Ur + Δn R Τ=

qp = q V + Δn R Τ

Δ Η = Δ U + pΔ V

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4.Termoquímica 4.1Termoquímica

Estudia los cambios de calor que se dan en las reacciones químicas

Δ Hr = H (productos) – H (reactivos) Ya que casi siempre las reacciones transcurren en condiciones a presión constante Si Δ Hr >0 Endotérmica

Si Δ Hr <0 Exotérmica

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4.Termoquímica 4.2.Ecuaciones termoquímicas

Ecuación 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 molar Entalpía 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.

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4.Termoquímica 4.4.Condiciones estándar

La 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

Δ 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 sust 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 sust en disolución, el estado estándar se refiere a una concentración 1M

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4.Termoquímica

4.5.Diagrama entálpico Representación gráfica esquemática del cambio de entalpía

una reacción química

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5.Ley de Hess y sus aplicaciones 5.1.Ley de Hess

Δ Hr depende solo de los estados finales e iniciales. Su valor es el mimsmo 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 aplicaciones 5.2.Aplicación. Ciclo de Born-Haber

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5.3.Entalpías de formación

5.Ley de Hess y sus aplicaciones

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

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5.3.Entalpías de formación

5.Ley de Hess y sus aplicaciones

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)

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5.4.Entalpías de reacción y energía de enlace

5.Ley de Hess y sus aplicaciones

5.4.1. Cálculo de entalpías de reacción Δ Hr

0 = Σ n·Δ Hf0 (productos) - Σ m·Δ Hf

0 (reactivos)

5.4.2. Energías de enlace Δ Hr

0 = Σ (Energía enlaces rotos) - Σ (Energía enlaces formados)

Resolución de un problema http://www.youtube.com/watch?

v=5vPfBtALa_M&feature=player_embedded

Unidad 6. Termoquímica 25

6.Segundo principio de la termodinámica

6.0. Análisis previo Hemos 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 ΔΗ < 0 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

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6.Segundo principio de la termodinámica

Δ Ssistema = q/ T

6.1.Concepto de entropía Nueva función de estado con el 2º ppio de la termodinámica

ENTROPÍA Medida 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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6.Segundo principio de la termodinámica

Δ 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

ENTROPÍA Medida 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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6.Segundo principio de la termodinámica

Δ S total= Δ 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.”

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6.Segundo principio de la termodinámica

S cristal perfecto a 0K = 0

Cálculo de la variación de entropía de una reacción química Δ Sr

0 = Σ n· S0 (productos) - Σ m·S0 (reactivos)

6.3.Entropías absolutas El tercer ppio de la termodinámica establece que la S de una sustancia pura, en su forma más estable, formando una red sólida cristalina si defectos, 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 termodinámica http://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 · S En todo proceso espontáneo a p y T constantes, la energía libre de Gibbs disminuye Δ G< 0

7.Espontaneidad de las reacciones químicas

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7.2. Energías libres de formación

7.Espontaneidad de las reacciones químicas

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

la energía libre estándar de formación Δ 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 Δ Gr

0 = Σ n· Δ G0f (productos) - Σ m·ΔG0

f (reactivos)

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7.3.Espontaneidad de los procesos

7.Espontaneidad de las reacciones químicas

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