TERMODINÁMICAQUÍMICA Es la parte de la Química que estudia los intercambios energéticos que acompañan a los procesos físicos y químicos.
(Gp:) 1° principio
La energía se convierte, se almacena, no se crea ni se destruye E química E térmica E lumínica E cinética E química ? Er = ? Ep luciérnaga mamífero
calor Flujo de energía entre el sistema el entorno Se produce por el movimiento vibratorio de las moléculas y se transfiere de un cuerpo a otro.
Se representa con la letra Q.
Unidades 1 J = 0,24 cal 1 cal = 4,16 J 1 Kcal = 1000 cal
CALOR ESPECIFICO ce = Q__ m. ?t [J.g-1K-1] P =1 atm P =1 atm t = 20 °C Expresa la cantidad de calor que se de suministras a 1 g de materia para elevar en 1°C su temperatura
El calor de reacción se mide en un calorímetro Q cedido = Q absorbido Investigar su funcionamiento
TERMOQUÍMICA Rama de la termodinámica que estudia específicamente la absorción y liberación de calor que acompaña a una reacción química
Reacciones químicas Exotérmicas (Q < 0) y (?T > 0) Endotérmicas (Q > 0) y (?T < 0) (Gp:) t (Gp:) E
(Gp:) t (Gp:) E
Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso FUNCIONES DE ESTADO
Son variables de estado que tienen un valor único para cada estado del sistema.
Su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado.
Son funciones de estado: Presión, temperatura, energía interna, entalpía.
Entalpía
(del prefijo en y del griego "enthalpos“ calentar)
Magnitud de termodinámica simbolizada con la letra H
?H = Hf – Hi
Se expresa en joule, kcal, BTU (sistema anglo). Representa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico o la cantidad de energía que tal sistema puede intercambiar con su entorno. Propiedad extensiva Depende de la temperatura.
Entalpía estándar
Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (P = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; concentración de sustancias disueltas = 1 M).
Se expresa como ?H0 y se expresa en J/mol.
?H0 = H0p – H0r
entalpía estándar: de formación, de combustión, de neutralización.
La entalpía normal de formación de la sustancia simple es cero ENTALPÍA DE FORMACIÓN Calculo CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) ?H0f CH4(g) = – 74,9 kJ.mol-1 ?H0f CO2(g) = – 394 kJ .mol-1 ?H0f H2O (g) = – 241,8 kJ .mol-1 ?H0 reacción= ??H0 fp – ??H0 fr ?H0 reac = ?H0 f CO2(g) + 2?H0 f H2O(l)- (?H0 f CH4(g) + 2 ? H0f O2 (g))
Ecuaciones termoquímicas
Se expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como ?H0.
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) ?H0= – 890 kJH2(g) + ½ O2(g) H2O(g); ?H0 = –241,4 kJ
?H depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar ?H0 por 2:
2 H2(g) + O2(g) ? 2 H2O(g) ?H0 = 2 . (–241,4 kJ)
ENTALPIA ENERGIA REACTIVOS PRODUCTOS Calor absorbido por el sistema ?H > 0 y Q < 0 ENTALPIA ENERGIA REACTIVOS PRODUCTOS Calor cedido por el sistema ?H < 0 y Q > 0 PROCESO ENDOTÉRMICO PROCESO EXOTÉRMICO
Ley de Lavoisier-Laplace (1780)
El calor desarrollado en la formación de una sustancia a partir de las sustancias simples es igual al calor que la misma absorbe cuando se descompone. ?H0 R directa= – ? H0 R inversa H2 (g) + ½ O2 (g) ? H2O (g) ?H °f = -241,60 Kj.mol-1
H2O (g) ? H2 (g) + ½ O2(g) ?H ° = +241,60 kJ.mol-1
Ley de Hess (1840)
H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular DH de la reacción global combinando los DH de cada una de las reacciones. 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
(Gp:) DH = -393.5 kJ (Gp:) DH = +283 kJ (Gp:) DH = ? (Gp:) DH = -110.5 kJ
C CO CO2 DH 1 (1) (2) (3) DH 3 DH 2
Dadas las reacciones: H2(g) + ½ O2(g) ¾ ? H2O(g) DH10 = –241,8 kJ H2(g) + ½ O2(g) ¾ ? H2O(l) DH20 = –285,8 kJ calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción d vaporización es: H2O(l) H2O(g) DH03 = ?
(Gp:) ?H10 = – 241,8 kJ
(Gp:) ?H20 = – 285,8 kJ (Gp:) ?H30 = 44 kJ
(Gp:) H
(Gp:) H2(g) + ½ O2(g)
(Gp:) H2O(g)
(Gp:)
(Gp:) H2O(l)
Esquema de la ley de Hess
ENTALPÍA DE ENLACE
“Es la energía necesaria para romper un mol de un enlace de una sustancia en estado gaseoso”.
En el caso de moléculas diatómicas con un solo enlace, se corresponde con la energía necesaria para disociar 1mol de dicha sustancia en los átomos que la constituyen.
Para moléculas poliatómicas, la energía de enlace se toma como el valor medio necesario para romper cada uno de los enlaces iguales.
A—B(g) ? A(g) + B(g) ?H = Eenlace= Ee
H2(g) ? 2 H(g) ?H = 436 kJ
Es positiva (es necesario aportar energía al sistema) Se mide en kJ/mol.
Cálculo de energías de enlace
Calcular la energía del enlace H-Cl en el cloruro de hidrógeno
HCl(g) ? H(g) + Cl(g) ? H0 = ?
Conociendo ½ H2(g) + ½ Cl2(g) ? HCl(g) ? Hf0(HCl) = –92,3 kJH2(g) ? 2H(g) Ee(H2) = 436,0 kJCl2(g) ? 2Cl(g) Ee (Cl2) = 243,4 kJ
Aplicando la ley de Hess ? H0 = – (–92,3 kJ) + ½ .(436,0 kJ) + ½ . (243,4 kJ) = 432,0 kJ
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