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10 Termoquimica 6 04 05

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  • 1. Termoquímica Química General e Inorgánica Clase del 6 de abril de 2005 Dr. Pablo Evelson
  • 2. Termodinámica (Del griego: calor y potencia)
    • Estudia la energía, el calor, el trabajo y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas.
    • Esta área de estudio se inició durante la Revolución Industrial cuando se intentó maximizar el rendimiento de las máquinas de vapor.
    • Se examinarán las relaciones entre las reacciones químicas y los cambios de energía.
  • 3. Energía Capacidad para realizar trabajo o suministrar calor. Unidades de energía; Unidades SI: Joule (J) 1 cal = 4,184 J Caloría nutricional (Cal) = 1000 cal = 1 kcal
  • 4.
    • Tipos de energía:
    • Energía cinética
    • Energía solar
    • Energía térmica
    • Energía química
    • Energía potencial
    Energía potencial, mgh Energía potencial, 0 Masa, m Altura, h
  • 5. Un sistema es la porción del universo aislada para su estudio. Entorno Energía Sistema
  • 6. Tipos de sistemas Abierto Cerrado Aislado
  • 7. 2 H 2 (g) + O 2 (g)  2 H 2 O (l) + energía
  • 8. Primera ley de la termodinámica También llamada ley de la conservación de la energía. “ La energía se conserva” “ La energía interna de un sistema aislado es constante”
  • 9. Energía interna
    • La energía total de un sistema es la suma de todas las energías de sus partes componentes y se denomina energía interna .
    • Se representa con la letra U .
    • No se puede determinar la energía exacta de un sistema, pero si se puede medir el cambio de energía interna que acompaña un proceso.
    •  U = U final - U inicial
  • 10. 2 H 2 (g) + O 2 (g)  2 H 2 O (l)  U > 0 H 2 (g), O 2 (g) Energía interna, U H 2 O(g)  U < 0
  • 11.  U = q + w Calor Trabajo  U Estado inicial Estado final Energía interna, U
  • 12. Sistema + q - q + w - w Convención de signos
  • 13. Sistema  U > 0 Trabajo > 0 Calor > 0 Entorno
  • 14. Procesos endotérmicos y exotérmicos 2 Al(s) + Fe 2 O 3 (s)  Al 2 O 3 (s) +2 Fe(l) Durante un proceso exotérmico fluye calor desde el sistema hacia el entorno.
  • 15. Procesos endotérmicos y exotérmicos 2 NH 4 SCN(s) + Ba(OH) 2 (s)  Ba(SCN) 2 (s) + 2 NH 3 (l) + 2 H 2 O(l) Durante un proceso endotérmico fluye calor desde el entorno hacia el sistema.
  • 16. Funciones de estado
  • 17. Funciones de estado Energía interna, U
  • 18. Entalpía
    • Representa el calor que el sistema gana o pierde cuando el proceso se lleva a cabo a presión constante.
    • Se representa con la letra H .
    •  H = H final – H inicial = q P
  • 19. Proceso exotérmico Entalpía Calor
  • 20. Proceso endotérmico Entalpía Calor
  • 21. Energía, entalpía y trabajo P-V  V Cambio en el volumen Presión externa Área transversal w = -P  V  U = q + w = q - P  V  U = q P - P  V q P =  U + P  V  H =  U + P  V
  • 22.
    • Calor en procesos a presión constante
    • q p =  H
    •  H =  U - P  V
    • Calor en procesos a volumen constante
    • q v =  U
  • 23. Entalpías de reacción Dado que:  H = H final – H inicial  H = H (productos) – H (reactivos) Se denomina entalpía de reacción o calor de reacción. Se simboliza como  H r
  • 24. 2 H 2 (g) + O 2 (g)  2 H 2 O (g)  H = - 484 kJ 2 H 2 (g) +O 2 (g) Entalpía, H 2 H 2 O(g)  H < 0 (exotérmico)
  • 25. Una ecuación química balanceada, con su valor de  H y especificando las estados físicos de todas las especies se denomina ecuación termoquímica.
  • 26. 1. La entalpía es una propiedad extensiva. CH 4 (g) + 2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (g)  H = - 890 kJ
  • 27. 2. El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de los reactivos y los productos. 2 H 2 O (l)  2 H 2 O (g)  H = + 88 kJ
  • 28. Estado estándar
    • - Debe especificarse el estado de todos los reactivos y los productos.
    • - El estado estándar se define como:
        • Presión estándar (P°): 101,32 kPa (1atm)
        • Para gases, estado de gas ideal
    • - NO se especifica la temperatura.
  • 29. Estado de referencia - Las entalpías de los compuestos químicos en sus estados más estables a P° = 101,32 kPa y una temperatura especificada (en general, T = 298 K) se denomina estado de referencia. -Este es el estado de referencia para las distintas funciones termodinámicas. -Distintas condiciones para sólidos, líquidos, gases y soluciones.
  • 30. Ley de Lavoiser y Laplace
    • “ Una reacción que es exotérmica en una dirección es endotérmica en la dirección opuesta”
    CH 4 (g) + 2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (g)  H = - 890 kJ CO 2 (g) + 2 H 2 O (g)  CH 4 (g) + 2 O 2 (g)  H = + 890 kJ
  • 31. CH 4 (g) + 2 O 2 (g) Entalpía  H 1 = -890 kJ  H 2 = 890 kJ CO 2 (g) + 2 H 2 O (l)
  • 32. Ley de Hess
    • “ Si una reacción se efectúa en una serie de pasos,  H para la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía de los pasos individuales”
  • 33. CH 4 (g) + 2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (g)  H = - 802 kJ 2 H 2 O (g)  2 H 2 O (l)  H = - 88 kJ CH 4 (g) + 2 O 2 (g) + 2 H 2 O (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) + 2 H 2 O (l)  H = - 890 kJ La ecuación neta es: CH 4 (g) + 2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (l)  H = - 890 kJ
  • 34. Entalpía
  • 35. Entalpía Cambio de entalpía total Reactivos Productos Camino alternativo
  • 36.
    • Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed Omega. 1999.
    • Capítulo 6.
    • Chang R. Química. Ed. Mc Graw Hill.1998.
    • Capítulo 6.
    Consultas: pevelson@ffyb.uba.ar (Pablo Evelson) Bibliografía