Termodinámica y Calorimetría

Entendemos por Energía...

La

“capacidad para efectuar un trabajo”

Existen múltiples tipos de Energía

Energía Radiante o

Solar

Energía Térmica

Energía Química

Energía Potencial

Energía Cinética

Etc…

Por ejemplo

Unidades de Medida de la Energía

Joule (J), Kilojoule (KJ),

Calorías (cal), Kilocalorías (Kcal)

1 J = 1 N*m = Kg m2/s2

1 KJ = 1000 J

1cal = 4,184 J

1Kcal=1000 cal = 4,184 KJ

Ejercicios:

I.- ¿A cuántos Joule equivalen:

a) 547 cal ?

b) 2,7 Kcal ?

II.-¿A cuántas calorías equivalen:

a) 200 J ?

b) 4,8 KJ ?

1 cal = 4,184 J

(R: 2288,65 J)

(R:11296,8 J)

(R: 47,80 cal)

(R: 1147,23 cal)

TERMODINÁMICA

Es el área de la ciencia que estudia

la interconversión de un tipo de

Energía en otro.

Tiene 3 leyes básicas

Pero primero, debemos distinguir...

Sistema y Entorno

Sistema

Entorno

Sistema + Entorno = Universo

Tipos de Sistema

Sistema Abierto (intercambia masa y energía con el entorno).

Sistema Cerrado (intercambia energía con el entorno, pero no masa).

Sistema Aislado (no intercambia ni masa y ni energía con el entorno).

¿Ejemplos?

1era Ley de la TERMODINÁMICA

“LA ENERGÍA se puede convertir de

una forma a otra, pero NO SE PUEDE

CREAR NI DESTRUIR”

(Ley de Conservación de la Energía)

En otras palabras...

La energía del Universo permanece

constante:

∆Esist + ∆Eent = 0

Y…

Siendo la energía interna (U), la suma

de todas las energías naturalmente

presentes dentro de un sistema, su

variación (∆U) estará dada por la suma

del calor y el trabajo realizado por/sobre

el sistema. O sea,

∆U = q + W

Entendemos por CALOR

La “transferencia de Energía térmica

entre 2 cuerpos que están a diferentes

temperaturas”

Y en vista que…

El trabajo (W) puede ser de diversa

naturaleza, aquí nos ocuparemos sobre

todo del trabajo de expansión/compresión

que realiza un gas a Presión constante.

De esta forma, W = - P*∆V

¿Has visto alguna vez este tipo de trabajo?

Ejemplo numérico:

¿Qué trabajo se realiza sobre un gas

cuyo volumen se reduce en 2,5 L a

3 atm de presión?

(R: 7,5 atm L)

Ejercicios:

1.- ¿Qué trabajo realiza un gas que a una presión de 1,5 atm varía su volumen de

3 a 5 L?

2.- ¿Qué trabajo realiza o se realiza sobre un gas que a 2 atm de presión varía su volumen de 1 L a 0,7 L?

(R: - 3 atm L)

(R: 0,6 atm L)

Cabe destacar además, la siguiente convención:

Se considera:W <0 si el trabajo es hecho por el sistema sobre el

entorno

W>0 si el trabajo es hecho por el entorno sobre el

sistema

Y,

q <0 si el sistema libera calor

q >0 si el sistema absorbe calor

Ejemplo numérico:

Cuando se suministra una cantidad de calor de 3000 J a un sistema termodinámico, su energía interna se incrementa en 1800 J. Determine si el sistema realiza un trabajo o no y calcula el valor del trabajo realizado por el sistema o sobre él.

(R: El trabajo es realizado por el sistema y es de -1200 J)

Ejercicio 1:

Calcular la variación de energía interna de un sistema termodinámico que evoluciona desde un estado A hasta un estado B absorbiendo 600 J de calor si se realiza sobre el sistema un trabajo de 150 J.

(R: + 750 J)

Ejercicio 2:

Calcular el calor que absorbe o libera un gas que realiza un trabajo de 30 KJ y experimenta una variación de energía interna de -20000 J.

(R: + 10 KJ)

Entendemos por:

Proceso endergónico: Aquel proceso que requiere energía (de cualquier tipo). ¿Ejemplo?

Proceso exergónico: Aquel proceso que libera energía (de cualquier tipo).

¿Ejemplo?

TERMOQUÍMICA

Estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas

ENTALPÍA (H)

Propiedad extensiva* y función de estado** que se utiliza para medir el calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso a presión constante.

(*) Depende de la cantidad de materia (es decir, de la masa)

(**) No depende de la trayectoria que siga la reacción

Entendemos por:

Proceso endotérmico:

Aquel proceso que requiere calor. ¿Ej?

Se caracteriza porque:

los reactantes tienen menor energía que

los productos.

En un gráfico se

representa:

Entendemos por:

Proceso exotérmico:

Aquel proceso que libera calor.

¿Ejemplo?

Se caracteriza porque:

los reactantes tienen mayor energía

que los productos.

En un gráfico se

representa:

Cambio de Entalpía o entalpía de reacción (∆H)

Representa el calor absorbido o

liberado durante una reacción.

Según el tipo de reacción, el ∆H recibe diferentes nombres:

Calor de formación

Calor de enlace

Calor de combustión

Calor de neutralización

Calor de disolución

Etc…

Por ejemplo

Calor de formación estándar

Variación de entalpía que acompaña la

formación de 1 mol de una sustancia en su

estado estándar a partir de sus elementos

constituyentes en su estado estándar (la forma

más estable de un elemento a 1 atmósfera de

presión y 25 ºC de temperatura).

La forma más estable de un elemento tiene un

∆Hf0 = 0

Ecuaciones termoquímicas

Muestran tanto los cambios de

entalpía como las relaciones de masa

y los estados de agregación.

Ej: Fe2O3 (s) + 3C(grafito) ↔ 2Fe(s) + 3CO(g)

∆H= 492,6 KJ/mol

∆H > 0 implica proceso endotérmico

∆H < 0 implica proceso exotérmico

Es posible calcular el ∆H de varias formas, por ejemplo:

i) A partir de los calores de formación de

productos y reactantes, pues:

∆H =∑∆Hf(productos)–∑∆Hf(reactantes)

ii) A partir de los calores de enlace, pues:

∆H =∑(enlaces rotos)–∑(enlaces formados)

iii) Aplicando la Ley de Hess

En detalle:

i) A partir de los calores de formación de productos y reactantes.

Para cada compuesto existe un calor deformación que se puede encontrar entablas.

A partir de ahí, aplicamos:

∆H =∑∆Hf(productos)–∑∆Hf(reactantes)

¿Cómo?

Sumando los calores de formación de

todos los productos y restándolos con la

suma de los calores de formación de

todos los reactantes.

Ejemplo: Considerando los datos de la tabla

calcular el ∆H de la siguiente reacción:

)(2)(2)(2)(4 22 lggg OHCOOCH

OBS: Se considera ∆Hf0 = 0 para todas aquellas sustancias que se

encuentran naturalmente en esa forma.

∆H =∑∆Hf(productos) – ∑∆Hf(reactantes)

∑∆Hf(productos)= ∆Hf CO2(g) +2∙∆Hf H2O(l)

= - 393,5KJ +2∙ -285,8KJ = - 965,1 KJ

∑∆Hf(reactantes)= ∆Hf CH4(g) +2∙∆Hf O2(g)

= - 74,8KJ +2∙ 0 KJ = - 74,8 KJ

∆H = -965,1 KJ – (-74,8 KJ) = - 890,3 KJ

Ejercicios: Utilizando la tabla, calcular el ∆H de las siguientes reacciones

i) 2 C(s) +2 H2(g) C2H4(g)

ii) C2H2(g) + 5/2 O2(g) 2 CO2(g) + H2O(l)

iii) CO2(g) CO(g) + ½ O2(g)

R: ∆H= + 52,3 KJ

R: ∆H= -1299,5 KJ

R: ∆H= + 283 KJ

Para cada enlace existe un calor asociadoque se puede encontrar en tablas.

Entonces, podemos utilizar que:

∆H=∑(enlaces rotos)–∑(enlaces formados)

Así, se suman los calores de los enlacesque se deben romper y se restan con loscalores de los enlaces que se debenformar.

ii) A partir de los calores de enlace:

Ejemplo: Considerando los datos de la tabla,

calcular el ∆H de la siguiente reacción:

)(2)(2)(2)(4 22 lggg OHCOOCH

∆H =∑E(enlaces rotos)–∑E(enlaces formados)

∑E(enlaces rotos)= 4∙ C-H + 2∙ O=O

= 2642 KJ

∑E(enlaces formados)= 2∙ C=O + 4∙H-O

= 3450 KJ

∆H = 2642 KJ – 3450KJ = - 808 KJ

)(2)(2)(2)(4 22 lggg OHCOOCH

Ejercicios: Utilizando la tabla anterior, calcular el ∆H de las siguientes reacciones:

i) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l)

ii) C2H2(g) + 5/2 O2(g) 2 CO2(g) + H2O(l)

iii) C2H4(g) + 6 F2(g) 2 CF4(g) + 4 HF(g)

R: ∆H= - 242,5 KJ

R: ∆H= -1219,5 KJ

R: ∆H= - 2952 KJ

“Si una reacción se realiza en varias etapas,

el ∆H de la reacción completa será igual a la

suma de los cambios de entalpía de las

etapas individuales”.

El cambio de entalpía global del proceso es

independiente del número de etapas o de la

trayectoria que siga la reacción.

iii) Aplicando la Ley de Hess

Ejemplo general:

Calcular el ∆Hr de la siguiente reacción:

(Suponer que A, E, G y M son compuestos cualquiera)

Si se dispone de los datos que se muestran a

continuación:

)()()()( 2 glsg MGEA

)()( gl AA

(Suponer que A, E, G, J, K, L y M son compuestos cualquiera)

wH

zH

yH

xH

4

3

2

1

)()()()( 2 llls KJAE

)()()( gll LGJ

)()()( 2 glg LKM

Podemos obtener el ∆Hr solicitado ordenando los datos y modificándolos para conseguir formar la ecuación deseada

Queremos llegar a:

Y disponemos de:

)()()()( 2 glsg MGEA

wH

zH

yH

xH

4

3

2

1)()( gl AA

)()()()( 2 llls KJAE

)()()( gll LGJ

)()()( 2 glg LKM

Primero, organizamos las ecuaciones de tal forma

que los reactantes y productos estén donde

corresponde (según la reacción deseada), sin olvidar

modificar también el valor de ∆H.

wH

zH

yH

xH

4

3

2

1 .)()( lg AA )()()()( 2 llls KJAE

)()()( gll LGJ

)()()( 2 ggl MLK

Nos sirve la reacción inversa, de modo que la escribimos invertida, cambiando el signo del ∆H.

)()()( 2 ggl MLK )()()( 222 gll LGJ

)()()()( 2 llls KJAE )()( lg AA

Después, amplificamos las reacciones que lo necesiten,

recordando amplificar también el el valor de ∆H

Ahora, sumamos todas las reacciones, teniendo presente que

aquellas sustancias que aparecen en los productos y en los

reactantes, se pueden cancelar. Los ∆H se sumarán:

)()()( 222 gll LGJ

wH

zH

yH

xH

4

3

2

1

2

.

wH

zH

yH

xH

4

3

2

1

2

.

)()()()( 2 glsg MGEA wzyxH r 2.

)()( lg AA )()()()( 2 llls KJAE

)()()( 2 ggl MLK

+

Ejercicios:

1) Calcular el calor de reacción de:

C(s) + ½ O2(g) CO(g)

A partir de los siguientes datos:

C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H0= -393,5KJ

CO2(g) CO(g) + ½ O2(g) ∆H0= +180,7KJ

R: ∆H= - 212,8 KJ

Ejercicios:2) Calcular la entalpía de formación estándar

del Hidróxido de Magnesio en estado sólido ( Mg(s) + O2(g) + H2(g) Mg(OH)2 ) a partir de los siguientes datos:

 

2Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s) ∆H0= - 1203,6 KJ

Mg(OH)2(s) MgO(s) + H2O(l) ∆H0= + 37,1 KJ

2H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) ∆H0= - 571,1 KJ

R: ∆H = - 924,45 KJ

Fuentes

Brown,Theodore, et al.(2009). Química, la ciencia central. 11ª Edición. México: Pearson Education.

Ávila, Mario, et al. (2008).Manual Esencial Santillana,Química. 1ª Edición. Santiago: Santillana del Pacífico S.A

Morcillo, Jesús; Fernández, Manuel (1985). Química. Madrid: Ediciones Anaya.

¿Dudas?

FIN