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LECCION DE TERMOQUIMICA
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LECCION DE TERMOQUIMICA

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Presentación con los contenidos principales de una lección de termoquímica pra un curso per-universitario.

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  • 1. T E R M O Q U Í M I C A Los intercambios energéticos en las reacciones químicas. 23/04/11
  • 2. INDICE 1 <ul><li>PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA </li></ul><ul><li>ENTALPÍA : </li></ul><ul><ul><li>Concepto </li></ul></ul><ul><ul><li>Entalpía de reacción </li></ul></ul><ul><ul><li>Entalpía de formación </li></ul></ul><ul><ul><li>Entalpía (energía) de enlace. </li></ul></ul><ul><li>Reglas de la termoquímica </li></ul><ul><li>La ley de Hess </li></ul>23/04/11
  • 3. INDICE 2 <ul><li>SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA </li></ul><ul><ul><li>LA ENTROPÍA </li></ul></ul><ul><ul><ul><li>Concepto </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>Cambios de entropía en las reacciones químicas. </li></ul></ul></ul><ul><ul><li>ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. </li></ul></ul><ul><ul><li>ENERGÍA LIBRE DE GIBBS </li></ul></ul><ul><li>CUATRO TIPOS DE REACCIONES </li></ul>23/04/11
  • 4. 23/04/11 CONCEPTOS PREVIOS
  • 5. PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA <ul><li>La termodinámica se encarga del estudio de las trasferencias de energía entre los sistemas. </li></ul><ul><li>CONCEPTOS </li></ul><ul><ul><li>Sistema: porción de materia seleccionada. </li></ul></ul><ul><ul><li>Entorno: resto del universo. </li></ul></ul><ul><li>Tipos de intercambios de energía: </li></ul><ul><ul><li>Trabajo (W) </li></ul></ul><ul><ul><li>Calor (Q) </li></ul></ul><ul><ul><li>Convenio de signos. </li></ul></ul>23/04/11
  • 6. CONVENIO DE SIGNOS <ul><li>POSITIVO: todo aquello que aumenta la energía del sistema. </li></ul><ul><li>NEGATIVO: todo aquello que la disminuye </li></ul>23/04/11
  • 7. ENUNCIADO DEL PRIMER PRINCIPIO <ul><li>La energía no se crea ni se destruye. </li></ul><ul><li>Si el sistema gana energía el entorno la pierde. </li></ul><ul><li>Si el sistema pierde energía significa que el entorno la gana. </li></ul><ul><li>A la energía que tiene un sistema se llama ENERGÍA INTERNA (  U). Por lo tanto: </li></ul>23/04/11 El cambio de energía interna de un sistema  U, es igual a la suma del calor y trabajo intercambiados con el entorno  U = Q + W
  • 8. CONCEPTO DE ENTALPÍA El calor a presión constante 23/04/11
  • 9. EL TRABAJO DE EXPANSIÓN <ul><li>Supongamos un sistema: </li></ul><ul><ul><li>A presión constante </li></ul></ul><ul><ul><li>Que intercambia energía mediante trabajo. </li></ul></ul><ul><ul><li>El volumen varía: </li></ul></ul><ul><ul><ul><li>V 1 : volumen inicial </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>V 2 : volumen final. </li></ul></ul></ul><ul><li>El trabajo en estas condiciones es: </li></ul><ul><li>W = - p .  V </li></ul>23/04/11
  • 10. DISCUSIÓN SOBRE EL SIGNO <ul><li>Si hay un trabajo de EXPANSIÓN : (V 2 > V 1 ) </li></ul><ul><ul><li>Es el sistema el que lo realiza. </li></ul></ul><ul><ul><li>Por lo tanto tiene que ser negativo . (disminuye su energía) </li></ul></ul><ul><ul><li>Por eso (W = - p .  V ) :  V > 0 y W < 0 </li></ul></ul><ul><li>Si hay una trabajo de CONTRACCIÓN : (V 2 < V 1 ) </li></ul><ul><ul><li>Se realiza sobre el sistema. </li></ul></ul><ul><ul><li>Por lo tanto tiene que ser positivo (incrementa su energía) </li></ul></ul><ul><ul><li>Por eso (W = - p .  V ) :  V < 0 y W > 0. </li></ul></ul>23/04/11
  • 11. PROCESOS A VOLUMEN CONSTANTE <ul><li>En todo proceso de intercambio de energía intervienen: calor (Q) y trabajo (W) </li></ul><ul><li>Si el proceso es a volumen constante  V = 0. </li></ul><ul><li>Por lo tanto W = 0, y entonces.... </li></ul>23/04/11  U = Q
  • 12. PROCESOS A PRESIÓN CONSTANTE <ul><li>En todo proceso de intercambio de energía intervienen: calor (Q) y trabajo (W) </li></ul><ul><li>Así suceden la mayor parte de las transformaciones químicas. (generalmente a presión atmosférica) </li></ul><ul><li>En este caso sí existe trabajo pues el volumen del sistema varía. </li></ul><ul><li>Al intercambio de calor en condiciones de presión constante se le denomina ENTALPÍA . </li></ul>23/04/11 CONCEPTO DE FUNCIÓN DE ESTADO
  • 13. MAGNITUD DE LA ENTALPÍA <ul><li>p.V, tiene unidades de energía </li></ul><ul><li>U, tiene unidades de energía, luego... </li></ul><ul><li>U + p.V también. </li></ul><ul><li>U + p. V es una energía que se </li></ul><ul><li>define como ENTALPÍA = H </li></ul>23/04/11
  • 14. RELACIÓN ENTRE LOS CALORES <ul><li>Q V =  U </li></ul><ul><li>Q P =  H </li></ul><ul><li>H = U + p.V </li></ul><ul><li> H =  U + p .  V </li></ul><ul><li>Q P = Q V + p .  V </li></ul>23/04/11
  • 15. ENTALPÍA DE REACCIÓN <ul><li>Como la mayor parte de las reacciones químicas se realizan a presión constante, </li></ul><ul><li>Y se cumple que: </li></ul>23/04/11 ENTALPÍA DE REACCIÓN = CALOR DE REACCIÓN
  • 16. TIPOS DE REACCIONES <ul><li>Reacción ENDOTÉRMICA : Q =  H r > 0 </li></ul><ul><ul><li>H productos > H reactivos </li></ul></ul><ul><li>Reacción EXOTÉRMICA : Q =  H r < 0 </li></ul><ul><ul><li>H productos < H reactivos </li></ul></ul>23/04/11
  • 17. CONDICIONES ESTÁNDAR 23/04/11  H o P = 1 atmósfera
  • 18. ENTALPÍA DE FORMACIÓN <ul><li>Estándar y molar. </li></ul><ul><li>Se representa como  H f o </li></ul><ul><li>Def.: es igual al calor desprendido o absorbido a presión constante en la formación de </li></ul><ul><ul><li>1 mol de una sustancia </li></ul></ul><ul><ul><li>A partir de sus elementos en su estado estable </li></ul></ul><ul><ul><li>A la presión de una atmósfera. </li></ul></ul><ul><ul><li>A temperatura constante, generalmente 25 o C </li></ul></ul>23/04/11
  • 19. ENTALPÍA DE FORMACIÓN <ul><li>La entalpía de formación de los elementos en su estado fundamental es cero. </li></ul><ul><li>Una reacción de formación: </li></ul><ul><li>Su valor:  H = -285 kJ/mol </li></ul>23/04/11 H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O (l)
  • 20. ¡¡¡MUY IMPORTANTE!!! <ul><li>Para una reacción química: </li></ul><ul><li>En general: </li></ul>23/04/11
  • 21. ENERGÍA DE ENLACE <ul><li>Def.: es la entalpía,  H, de la reacción en la que se rompe un mol de enlaces en estado gaseoso. </li></ul><ul><li>H 2 (g)  2 H (g)  H = 436 kJ/mol (H – H) </li></ul>23/04/11
  • 22. ENERGÍA DE ENLACE <ul><li>En general: </li></ul><ul><li>Reacción endotérmica (ΔH > 0) </li></ul><ul><li>Reacción exotérmica (ΔH < 0) </li></ul>23/04/11
  • 23. ENERGÍA DE ENLACE <ul><li>Los valores de energías de enlace, son valores promedio . </li></ul><ul><li>Por ejemplo, la energía de un enlace O – H, depende también de los átomos vecinos. </li></ul>23/04/11
  • 24. REGLAS DE LA TERMOQUÍMICA Tres reglas para aplicaciones prácticas 23/04/11
  • 25. 1ª: LEY DE HESS <ul><li>El valor de  H para una reacción que se realiza a una temperatura y a una presión establecidas es siempre el mismo e independiente de que la reacción ocurra en uno o en varios pasos. </li></ul><ul><li>Aplicación: para calcular entalpías de reacción </li></ul><ul><li>Si para una ecuación termoquímica dada “ x ” : </li></ul><ul><ul><li>Ec(x) = a . Ec (1) + b . Ec (2) + c . Ec (3) + ... </li></ul></ul><ul><ul><li>Entonces:  H x = a .  H 1 + b .  H 2 + c .  H 3 + ... </li></ul></ul>23/04/11
  • 26. EJEMPLO LEY DE HESS 23/04/11  H 1 =  H 2 +  H 3
  • 27. 2ª REGLA <ul><li>El valor de  H es directamente proporcional a la cantidad de reactivo o de producto . </li></ul><ul><li>Ejemplo: </li></ul><ul><ul><li>Si H 2(g) + Cl 2(g)  2 HCl (g)  H = -185 kJ </li></ul></ul><ul><ul><li>Entonces: 1/2 H 2(g) + 1/2 Cl 2(g)  HCl (g)  H = -92 ’ 5 kJ </li></ul></ul>23/04/11
  • 28. 3ª REGLA <ul><li>Los valores de  H para dos reacciones inversas son iguales en magnitud, pero de signo opuesto . </li></ul><ul><li>Ejemplo: </li></ul><ul><ul><li>Si: H 2(g) + ½ O 2(g)  H 2 O (l)  H = -285 kJ/mol </li></ul></ul><ul><ul><li>Entonces: H 2 O (l)  H 2(g) + ½ O 2(g)  H = 285 kJ/mol </li></ul></ul>23/04/11
  • 29. LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA ENTROPÍA Y ENERGÍA LIBRE 23/04/11
  • 30. CONCEPTO DE ENTROPÍA <ul><li>En el universo todo tiende a un estado de mayor desorden. </li></ul><ul><li>” Es más probable el desorden que el orden ” </li></ul><ul><li>La ENTROPÍA es la magnitud termodinámica (es una función de estado) que mide el grado de desorden de un sistema. </li></ul><ul><li>A mayor valor de entropía, mayor desorden. </li></ul>23/04/11
  • 31. CAMBIOS DE ENTROPÍA <ul><li>Para determinar cualitativamente la variación de entropía en una reacción química hay que fijarse en: </li></ul><ul><ul><li>El estado de las sustancias, pues: </li></ul></ul><ul><ul><li>El número de moles gaseosos. </li></ul></ul>23/04/11 2 NaHCO 3(s)  Na 2 CO 3(s) + CO 2(g) + H 2 O (g)
  • 32. SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA <ul><li>En un proceso espontáneo , hay un incremento neto de entropía total de universo, que comprende tanto al sistema como al entorno. </li></ul><ul><li>Se refiere a la variación global de entropía. </li></ul><ul><li>Conclusión: puede haber reacciones químicas en las disminuya la entropía pero a costa de aumentar más la del entorno. </li></ul>23/04/11
  • 33. ESPONTANEIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA <ul><li>Depende una magnitud, función de estado, denominada ENERGÍA LIBRE. </li></ul><ul><li>Cumple que: G = H – T . S </li></ul><ul><li>Y se puede calcular por: </li></ul><ul><li>Entonces </li></ul><ul><ul><li>Si  G < 0 la reacción es espontánea. </li></ul></ul><ul><ul><li>Si  G > 0, entonces la reacción no es espontánea. </li></ul></ul><ul><ul><li>Si  G = 0, el sistema está en equilibrio. </li></ul></ul>23/04/11 (siempre que sea a P y T constante)
  • 34. ESPONTANEIDAD 23/04/11
  • 35. C Á L C U L O S <ul><li>Para un proceso a presión y Tª constante: </li></ul><ul><li>Analogamente a la entalpía: </li></ul>23/04/11
  • 36. DISCUSIÓN SOBRE LA ESPONTANEIDAD 23/04/11
  • 37. FUNCIÓN DE ESTADO <ul><li>Son aquellas variables termodinámicas (V, U, H, S, G, p, T, etc) que tienen la importantísima cualidad de que su valor depende exclusivamente del estado del sistema y no de los pasos por los que éste evoluciona . </li></ul>23/04/11
  • 38. ENERGÍA INTERNA <ul><li>La energía interna de un sistema U, es la suma de todas las energías de todas las partículas contenidas en dicho sistema: </li></ul><ul><li>V = Et + Er + Ev + Ee + En </li></ul>23/04/11 <ul><li>Et: energía de traslación </li></ul><ul><li>Er: energía de rotación </li></ul><ul><li>Ev: energía de vibración </li></ul><ul><li>Ee: energía electrónica </li></ul><ul><li>En: energía nuclear </li></ul>
  • 39. CONCEPTOS PREVIOS 1 <ul><li>SISTEMA : cualquier porción del universo objeto de estudio: célula, océano, reactor, estrella, etc. </li></ul><ul><li>ENTORNO : resto de universo que está fuera del sistema y que puede interactuar con éste. (por ejemplo intercambiando materia y/o energía) </li></ul><ul><li>UNIVERSO : sistema + entorno </li></ul><ul><li>TIPOS DE SISTEMA (según intercambio entorno) </li></ul><ul><ul><li>ABIERTO : no intercambia materia y energía. (vaso de agua) </li></ul></ul><ul><ul><li>CERRADO : intercambia materia pero no energía </li></ul></ul><ul><ul><li>AISLADO : no intercambia ni materia ni energía. </li></ul></ul>23/04/11
  • 40. CONCEPTOS PREVIOS 2 <ul><li>TIPOS DE SISTEMAS: (según la fase) </li></ul><ul><ul><li>HOMOGÉNEOS : una sola fase </li></ul></ul><ul><ul><li>HETEROGÉNEOS : más de una fase. </li></ul></ul><ul><li>ESTADO DE UN SISTEMA : composición, situación y energía en un momento dado. Para describirlo se especifican sus variables de estado . </li></ul><ul><li>VARIABLE DE ESTADO : aquellas magnitudes físico químicas que describen la situación de un sistema, como la masa, la presión, etc. </li></ul><ul><ul><li>EXTENSIVAS: dependen de la cantidad de materia del sistema (masa, densidad, etc) </li></ul></ul><ul><ul><li>INTENSIVAS: no dependen (temperatura, presión, etc) </li></ul></ul>23/04/11

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