ING. Betsay M. Toyo F.

UNEFM

SISTEMA

Para comenzar a evidenciar como ocurren los cambios físicos y su

asociación con la energía es importante definir el universo como todo

aquello que puede ser estudiado, sistema representará una parte del

universo pero es el centro de estudio y entorno como lo más próximo

al sistema que permite distinguirlo del universo.

Se consideran varios tipos de sistemas:

Aislado: no hay transferencia de masa o energía con el

entorno.

TIPOS DE SISTEMAS

Cerrado: no hay transferencia de masa pero si de energía

en forma de calor, trabajo o radiación.

Abierto: transfiere masa y energía con su entorno.

CALOR

Es la energía que se transfiere como resultado de una diferencia de temperatura entre un sistema y sus alrededores.

La direccionalidad de la energía en forma de calor

siempre será de un cuerpo más caliente a otro más frio cumpliéndose la ley cero de la termodinámica.

ENERGÍA CALÓRICA

La transformación energética en forma de calor se evidencia por un cambio de

temperatura (T), es decir la relación entre la temperatura final e inicial .

En el laboratorio, los cambios de calor de los procesos

físicos o químicos se miden en un calorímetro. El estudio de

la calorimetría (mide la cantidad de energía generada en

los procesos de intercambio de calor), la medición de los

cambios de calor, depende de la comprensión del concepto

de capacidad calorífica.

Capacidad Calorífica y Capacidad Calorífica Especifica -Molar

(Tiene unidades de J/mol.ºC) (Tiene unidades de cal/g.ºC)

Capacidad Calorífica Especifica -Molar

EJERCICIO: CUANTA ENERGÍA SE LIBERA CUANDO SE ENFRIAN 50 GRAMOS DE

PLOMO DESDE 150ºC HASTA 50ºC, SI SU CAPACIDAD CALORICA MOLAR PROMEDIO EN ESTE

INTERVALO DE TEMPERATURA ES DE 6,42 CAL/MOL.ºC

EJERCICIO: CALCULAR LA CANTIDAD DE CALOR ABSORBIDA POR 200 GRAMOS DE

AGUA CUANDO SON CALENTADOS DESDE 20ºC HASTA 80ºC

Durante las reacciones químicas puede producirse absorción o liberación de energía generalmente en forma de calor. El contenido de calor es una medida de la energía que está acumulada por una sustancia durante su formación.

Los términos de calor absorbido y calor liberado hacen referencia a los cambios energéticos que ocurren durante un proceso. Si la energía química de los reaccionantes es mayor que la de los productos se produce liberación de calor durante el desarrollo de la reacción, en caso contrario se necesita una adición de calor.

Una reacción química conlleva una ruptura de los enlaces de los reactivos y una formación de nuevos enlaces de los productos. Para romper enlaces se necesita administrar energía, mientras que la formación de enlaces, normalmente, conlleva un desprendimiento de energía.

La transformación de la energía parte de un principio: la primera ley de la termodinámica o ley de la conservación de la energía: la energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma, es decir, la energía puede modificarse en dos formas: calor (q) y trabajo (w).

CAMBIO DE ENERGÍA EN REACCIONES QUÍMICAS

TERMOQUÍMICA

Se encarga de estudiar las características de una reacción química, con

respecto al requerimiento o liberación energética implicada en la

realización de los cambios estructurales correspondientes.

La Termoquímica consiste en el estudio de las transformaciones que

sufre la energía calorífica en las reacciones químicas, surgiendo como una

aplicación de la termodinámica a la química.

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Las reacciones que ocurren durante un proceso pueden ser:

Endotérmicas: son aquellas que absorben calor lo que

significa que la energía de las moléculas de los

productos (EP) es mayor que la energía de las moléculas

de los reaccionantes (ER). Los cambios endotérmicos se

expresan con un signo positivo y la variación de

entalpia es positiva.

Exotérmicas: Son aquellas donde se libera calor, esto

significa que la energía que la energía de las moléculas

de los productos (EP) es menor que la energía de las

moléculas de los reaccionantes (ER). Los cambios

exotérmicos se expresan con un signo negativo y la

variación de entalpia es negativa.

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Proceso a presión constante: El calor intercambio en el proceso es equivalente

a la variación de entalpía de la reacción. Qp = ΔrH

Proceso a volumen constante: El calor que se intercambia en estas condiciones

equivale a la variación de energía interna de la reacción. Qv = ΔrU

Frecuentemente podemos considerar que las reacciones químicas se

producen a presión constante (atmósfera abierta, es decir, P=1 atm), o

bien a volumen constante (el del receptáculo donde se estén realizando).

TERMOQUÍMICA

La transformación de la materia implica un cambio químico y lleva consigo una interconversión energética, la mejor forma de expresarlo es a través de una ecuación termoquímica donde se especifican los reactivos y productos -con sus estados de agregación- y se señala la variación de entalpia en el proceso.

El calor de una reacción, H, usualmente se expresa para la reacción en sentido derecho y su signo indica si la reacción es exotérmica o endotérmica, de acuerdo a que si:

Reacción exotérmica : QR < 0 Reacción endotérmica : QR > 0

ECUACION TERMOQUÍMICA

ENTALPIA

Es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H mayúscula, cuya

variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida

por un sistema termodinámico. Es el contenido calórico de una sustancia. Es

la cantidad de energía que un sistema termodinámico puede intercambiar con

su entorno.

Cuando un sistema pasa desde unas condiciones iníciales hasta otras finales, se

mide el cambio de entalpia (H) y su valor se obtiene con la diferencia de las

entalpias contenidas en los productos resultantes y reaccionantes

ENTALPIA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN

Es el incremento entálpico de una reacción en el cual, tanto reactivos como productos

están en condiciones estándar (las condiciones de presión y temperatura son de 1 atm

y 25º C) y por eso aparece el superíndice 0. Estas entalpías de formación se recogen

tabuladas. Por ejemplo, la entalpía de formación del dióxido de carbono es:

molkjHCOOC f 5'3930

22

•La entalpía de formación de cualquier elemento en su forma más estable es cero. Así,

por ejemplo, la entalpía de formación de Fe (hierro) o de O2 (oxígeno) es cero.

ENTALPIA DE FORMACIÓN

Es la cantidad de calor liberado o absorbido en la reacción de formación de un mol de

una sustancia a partir de sus elementos constituyentes.

Los compuestos como el bromuro de hidrógeno gaseoso se denominan compuestos

exotérmicos porque su reacción de formación es exotérmica, en caso contrario se llaman

compuestos endotérmicos.

Es importante notar que el cambio en el estado material de alguno de los componentes

de una reacción química producirá un cambio en la cantidad de calor implicada y/o

en la naturaleza energética de la reacción.

H2(g) + 1/2 O2(g) ↔ H2O(g)

H2(g) + 1/2 O2(g) ↔ H2O(1)

ENTALPIA DE REACCIÓN

Es el calor absorbido o desprendido durante una reacción química a presión

constante. Es una propiedad termodinámica de estado cuyo valor, depende

principalmente, de la temperatura de la reacción y se calcula por la diferencia

entre las energías químicas de los productos y los reaccionantes, es decir,

•Cuando la suma de los contenidos calóricos de los productos excede al de los

reaccionantes, la diferencia es la cantidad de calor requerida en la reacción

endotérmica y es de signo positivo. Si la suma de los contenidos calóricos de los

reaccionantes excede al de los productos la diferencia es la cantidad de calor

liberada en la reacción exotérmica y es de signo negativo

)()( 000 reactivosHproductosHH ffR

DETERMINACIÓN DE LA ENTALPIA DE REACCIÓN

A PARTIR DE LAS ENTALPIAS DE FORMACIÓN

Si se desea calcular el en la siguiente reacción química:

ENTALPIA DE COMBUSTIÓN

Es el calor que se libera en una reacción de combustión de un compuesto

orgánico. Se entiende por combustión completa la oxidación de un

compuesto orgánico con el oxígeno del aire, produciéndose los gases bióxido

de carbono y vapor de agua, además de la liberación de una cantidad de

calor. Si en vez de bióxido de carbono se produce monóxido de carbono o

carbono en estado natural, se dice que la combustión es incompleta.

Los calores de combustión se determinan experimentalmente y sus valores

son aprovechados para estimar calores de formación de compuestos

orgánicos difíciles de estimar por otros métodos.

LEY DE HESS

Fue enunciada en 1840 por el químico ruso Germain Henry Hess: “La variación de

entalpía asociada a una reacción química es la misma tanto si la reacción se verifica en una sola

etapa, como si tiene lugar en varias; sólo depende del estado inicial y del estado final del sistema

reaccionantes, y no de los posibles estados intermedios”

Cuando una reacción se puede expresar por medio de una ecuación química que

equivale a la suma algebraica de dos o más ecuaciones químicas, la variación

que corresponde a la reacción global es igual a la suma algebraica de las

variaciones de entalpía de las reacciones parciales correspondientes.

La Ley de Hess puede aplicarse al calculo mediante ciclos termodinámicos de entalpía

de procesos ficticios o de procesos no realizables en el laboratorio.

La suma de los ∆H de cada etapa de la reacción nos dará un valor igual al ∆H de la

reacción cuando se verifica en una sola etapa.

Básicamente nos dan varias reacciones pero nos preguntan por una en especial. Entonces lo

que tenemos que hacer es, combinarlas de tal forma que luego de cancelar varios términos

solo nos quede la reacción específica que nos preguntan. Se usan movimientos matemáticos,

como multiplicación, inversión y cambio de signo, entre otros.

LEY DE HESS

Calcular la entalpía estándar de formación del sulfuro de carbono (CS2).

La segunda ecuación conviene invertirla ya que el sulfuro de carbono debe encontrarse a la derecha y no a

la izquierda. Se invierte también el signo del cambio de entalpia.

CO2 (g) + 2 SO2 (g) → CS2 (l) + 3 O2 (g) ∆H = +1072 Kj

1

2

3

4

La tercera quedara como la vemos ya que el carbón sólido está ubicado a la izquierda tal como tiene que

estar en la reacción principal.

C(s) + O2 (g) + → CO2 (g) ∆H = -393,71 Kj

LEY DE HESS

La cuarta reacción el azufre esta a la izquierda como debe estar. Sin embargo notamos que será

necesario multiplicar por 2 a esta reacción para obtener los dos átomos de azufre necesarios que

exige la reacción principal.

2 S(s) + 2 O2 (g) → 2 SO2 (g) ∆H = 2.(-296,1 Kj) = 592,2 Kj

Se hace la sumatoria general se eliminaran los oxígenos innecesarios. No hay oxígenos en la reacción

de formación del CS2. Podemos contar 3 moléculas de oxigeno en la izquierda y 3 a la derecha. Por

tal motivo quedan anulados. Lo mismo sucede con el CO2 una molécula de cada lado y con el SO2,

dos moléculas de este de cada lado.

CO2 (g) + 2 SO2 (g) —> CS2 (l) + 3 O2 (g) ΔH = + 1072 Kj

C (s) + O2 (g) —-> CO2 (g) ΔH = -393.71 Kj

2 S (s) + 2 O2 (g) —-> 2 SO2 (g) ΔH = 2.(-296,1 Kj) = -592,2 Kj

C (s) + 2 S (s) —> CS2 (l) ΔH = -86,08KJ

LEY DE HESS

APLICACIÓN DE LA LEY DE HESS UTILIZANDO LAS

ENTALPIAS DE FORMACIÓN Y DE COMBUSTIÓN

Conociendo las entalpías normales de formación del dióxido de carbono: -94,05 Kcal/mol y del

agua líquida: -68,52 Kcal/mol y la entalpía de combustión del benceno (C6H6): - 781,68 Kcal,

calcular la entalpía normal de formación del benceno.