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Guia+de+termodinamica

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  • 1. GUIA DE QUIMICA: TERMODINAMICANombre: _______________________________________________ Curso: III Medio __I. Sistemas TermodinámicosEn una reacción química no sólo existe una transformación de las sustancias, sino que también se ibera oabsorbe energía. La parte de la química que se encarga de estudiar los cambios de energía involucrados enlas reacciones químicas se llama termodinámica1.- Sistemas: Un sistema termodinámico es una parte de la materia que se aísla, mediante límites reales yficticios, para su estudio. Todo lo que rodea al sistema, pudiendo o no relacionarse con él, se llama entorno.El conjunto del sistema con el entorno forma el universo. Los sistemas termodinámicos pueden realizarintercambios de materia y energía con el entorno. Estos se clasifican en:1.1. Abierto: Intercambian materia y energía, generalmente en forma de calor, con su entorno, ejemplo:una taza con agua caliente1.2. Cerrado: Intercambian energía, pero no intercambia materia con el entorno, ejemplo: termómetro1.3. Aislado: No Intercambia materia ni energía con el entorno, este es un sistema ideal que realmente oexiste.2. Funciones de estado: Son las variables termodinámicas cuyo valor concreto depende más que del estadoactual del sistema. Si el sistema evoluciona y pasa de un estado a otro, la variación de una función de estadosólo depende de los estados iniciales y finales y no de los caminos seguidos para realizar el cambio. Porejemplo: la presión, el volumen (V), la temperatura (T), la energía interna (U), la entalpía (H), la entropía (S),la energía libre de Gibbs (G), etc…son funciones de estado. Las variables termodinámicas se clasifican en:a) Extensivas: Depende de la cantidad de materia, y su valor no se puede definir en cualquier punto delsistema, por ejemplo masa, volumen y calorb) Intensivas: Son dependientes de la cantidad de materia y su valor se puede determinar en cualquierpunto del sistema, por ejemplo densidad, temperatura y presiónII.- Energía – Calor y Trabajo1.-Energía: Capacidad de un sistema para producir un trabajo. Cualquier sistema químico a presión ytemperatura determinada, posee una cantidad de energía almacenada en su interior debido a sucomposición, llamada energía interna (U), la cual es característica del estado en el que se encuentra unsistema químico, y que equivale a la totalidad de la energía cinética y potencial de las partículas que laconstituyen. Es una función de estado porque sólo depende del estado inicial y final del sistema y esextensiva, ya que depende de la masa del sistema. Su unidad de medida es JouleAl ocurrir la transformación en el sistema, la cantidad de energía existente varía, ésta se produce por elintercambio entre el sistema y el entorno, y puede ocurrir en forma de calor o trabajo.La unidad más conocida es la caloría, que se abrevia cal. Corresponde a la cantidad de energía necesariapara elevar la temperatura de 1 g de agua en 1 ºC. Esta es una cantidad muy pequeña de energía, por lo quees común utilizar la kilocaloría (kcal).En reacciones químicas es común el kiloJoule (kJ) La equivalencia conlas calorías es:1 cal = 4,184 J o bien 1 kcal = 4,184 kJExisten varios tipos de energías, en química las más utilizadas sona) La energía cinética es la que posee un cuerpo en movimiento y está determinada por la velocidad que 2tenga este y su masa. La fórmula es: Ec = ½.m.vb) La energía potencial es energía que mide la capacidad que tiene dicho sistema para realizar un trabajo enfunción exclusivamente de su posición o configuraciones, es igual a la masa del cuerpo multiplicada por lagravedad y por la altura a la que se encuentra desde un centro de referenciaEp = m.g.h
  • 2. 2.-Calor (Q): Es la transferencia de energía que se produce de un sistema a otro como consecuencia de unadiferencia de temperatura. El calor fluye desde el cuerpo de mayor temperatura al de menor temperaturahasta que ambos se igualan, es decir, llegan a equilibrio térmico. La unidad de medida es calorías o joule3.-Trabajo (W): Es un mecanismo de transferencia de energía, en este caso la energía se intercambia através de un dispositivo mecánico entre el sistema y su entorno. Su unidad de medida es joule.Matemáticamente se define como el producto entre la fuerza y la distancia que este recorre. W = F · dPara el siguiente sistema: En el cual se encierra un gas en un recipiente, este puede realizar trabajo sobre elentorno al expandirse y desplazarse el pistón. Esto ocurrirá si la presión del gas es mayor que la presiónexterior. La expansión seguirá hasta que ambas presiones se igualenSISTEMA TRABAJO ENERGIA INTERNA CALOREn contra de las fuerzas Negativo ( - ) Disminuye -----------A favor de las fuerzas Positivo ( + ) Aumenta -----------Libera calor ---------------- Disminuye Negativo( - )Absorbe calor ---------------- Aumenta Positivo (+ )4.- Capacidad calorífica: En la experiencia anterior te has dado cuenta de que diferentesmaterialesrequieren distintas cantidades de energía para producir la misma elevaciónde temperatura. Estefenómeno está determinado por la capacidad caloríficadel material.La capacidad calorífica de una sustanciase refiere a la cantidad de flujo de calor necesario para elevar la temperatura en un grado 1 ºC. Mientrasmayor sea la masa de la sustancia, se requiere más calor para producir el calentamiento. Normalmente lacapacidad calorífica se expresa por mol o por gramo de sustancia. Cuando se expresa por gramo desustancia se le denomina calor específico (c) y si se expresa por mol, capacidad calorífica molar (C).En formapráctica el calor específico (c) se determina experimentalmente como sigue:c = q m • ΔT. Donde: q es lacantidad de calor transferido. m es la masa de la sustancia; ΔT es el cambio de la temperatura, igual a Tfinal– Tinicial5.- Energía interna (U): Cada vez que se calienta un objeto, la energía recibida se acumula en el material delque está compuesto. Cualquiera sea el sistema en estudio, se trata de un medio formado por átomos, ioneso moléculas. A la suma de las energías individuales (cinéticas y potenciales) de todas las partículas, seanestas moléculas, átomos o iones, se le denomina energía interna. A la energía interna contribuyen diversasformas de energía, que se pueden resumir en energía de traslación, rotación, vibración, electrónica,interacciones moleculares y energía nuclear. Cuando se calienta agua, por el efecto de aumento de latemperatura, las moléculas se trasladan de un punto a otro, rotan y vibran con mayor intensidad. Por otrolado, con el aumento de la temperatura disminuyen las interacciones moleculares .Por lo tanto, la energíainterna depende de la temperatura y de la masa del material.La energía interna es una función de estado.Ante cualquier modificación, la magnitud del cambio depende del valor inicial y finalIII. Primera Ley de La TermodinámicaLlamado también de conservación de la energía, la cual dice:” La energía es el universo permanececonstante”, es decir, que la energía sólo se transfiere entre un sistema y su entorno.Si el sistema escerrado, este absorbe calor, una parte de este se utiliza para realizar trabajo; expandir el gas para mover elembolo; el resto se almacena en forma de energía interna. Si este razonamiento se expresamatemáticamente utilizando el criterio del signo, es decir,Si el sistema es aislado, la energía interna es constante, es decir, la variación de energía interna es nula.ΔU = ΔUsistema - ΔUentorno ΔU = 0En resumen, la primera ley de la termodinámica se puede enunciar como:”La variación de la energía internade un sistema es igual al calor absorbido más el trabajo externo realizado por el sistema, es decir,
  • 3. ΔU = Q + WENTALPIA: (H)La mayoría de los procesos físicos y químicos ocurren en condiciones de presión constante de la atmósfera.En laboratorio las reacciones químicas tienen lugar en matraces abiertos, por lo que el proceso tiene lugar auna presión aproximada de una atmósfera. Para expresar el calor absorbido ó liberado en un proceso se usauna cantidad llamada entalpía. El cambio de entalpía para un proceso a presión constante, se define como elcalor liberado ó absorbido por el sistema en el proceso químico. La entalpía de reacción viene determinadapor la siguiente fórmula.Para un proceso exotérmico siempre y para un proceso endotérmico siempreLa mayor parte de los procesos donde hay transferencias de calor ocurre en sistemas abiertos en contactocon la atmósfera, la cual mantiene su presión constante. Así sucede en las plantas, en los animales y en ellaboratorio.El flujo de calor a presión constante, qp , se le denomina cambio o variación de entalpía y sedesigna por ΔH. De este modo, en un sistema a presión constante, la primera ley se puede expresar como:ΔU = ΔH – PΔV (a presión constante)La termoquímica es un área de la termodinámica que estudia los cambios térmicos relacionados conprocesos químicos y cambios en el estado de agregación.La manera tradicional de representar un proceso termoquímico es mediante una ecuación termoquímicabalanceada, que indica el estado de agregación de las sustancias participantes y su correspondientevariación de entalpíaUn proceso endotérmico es donde el sistema absorbe calor, durante este proceso fluye calor hacia adentrodel sistema desde su entorno; ejemplo, la fusión del hielo es un proceso endotérmico.Otro proceso en donde se produce desprendimiento de calor se caracteriza como exotérmico, durante esteproceso fluye calor hacia afuera del sistema, es decir hacia el entornoEndotérmico ExotérmicoEntalpia estándar: Se llama también estado normal de un elemento, a la forma física más estable a 1 atm depresión y 25ºC de temperatura. A este se le asigna el valor de entalpía 0. Entalpía estándar de formación:( ΔHºf): Es la cantidad de energía absorbida o liberada que resulta de laformación de 1 mol de compuesto a partir de sus elementos en condiciones estándar. Esta presenta dosvaloresa) Si ΔHºfes positivo, el compuesto es más inestable que sus elementos y su formación se lleva a cabo si losreactivos absorben calorb) Si ΔHºf es negativo, el compuesto es más estable que sus elementos, la reacción libera calor
  • 4. Ley de Hess: En muchas reacciones químicas es difícil el estudio termoquímico de manera experimental.Laley de Hess permite evaluar el cambio de entalpía de este tipo de reacciones mediante la suma deecuaciones conocidas, con sus respectivos cambios de entalpía. El siguiente ejemplo de la combustión delgas metano ilustra la aplicación de esta ley.CH4(g) C(graf, s) + 2H2(g) ΔHº1= + 74,8 kJ2 H2(g) + 2½O2(g) 2H2O(l) 2ΔHº2 = 2(-285,3 kJ)C(graf, s) + O2(g) CO2(g) ΔHº3 = – 393,5 kJCH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) ΔHºComb = –889,3 kJΔHº1 + 2 ΔHº2 + ΔHº3 = ΔHºcomb = –889,3 kJMediante la adición de las tres ecuaciones y de sus correspondientes ΔHº se obtiene finalmente la variaciónde entalpía de la combustión del metano.Actividad:Desarrolla los siguientes ejercicios de aplicación de Ley de Hess1. Para la siguiente reacción química, calcular ΔH para:CS2(g) + 2H2O( ) CO2(g) + 2H2S(g)A partir de las reacciones: a) H2S(g) + 3/2 O2(g)  H2O(g) + SO2(g) H= -563,6 KJ b) CS2(g) + 3O2(g)  CO2(g) + 2SO2(g) H= -1075,2 KJ2. Calcular ΔH para:B2H6(9) +6 Cl2(9) 2BCl3(g) + 6HCl(g)A partir de: a) BCl3(g) + 3H2O  H3BO3(g) + 3HCl(g) H= –112,5 KJ b) B2H6(g) + 6H2O  2H3BO3(g) + 6H2(g) H=-493,4 KJ c) ½ H2(g) + ½ Cl2(g)  HCl(g) H= -92,3 KJ3.Calcular ΔH para:2H + J  2L + 3M a) A  H H= 1Kcal/mol b) 3M  D H= 2 Kcal/mol c) J + 2A  2L + D H= 3Kcal/mol

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