Transparenciasa.TermoquíMica
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×
 

Like this? Share it with your network

Share

Transparenciasa.TermoquíMica

on

  • 5,646 views

 

Statistics

Views

Total Views
5,646
Views on SlideShare
5,641
Embed Views
5

Actions

Likes
1
Downloads
131
Comments
0

3 Embeds 5

http://www.slideshare.net 3
http://webcache.googleusercontent.com 1
http://localhost 1

Accessibility

Categories

Upload Details

Uploaded via as Microsoft PowerPoint

Usage Rights

© All Rights Reserved

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Processing…
Post Comment
Edit your comment

Transparenciasa.TermoquíMica Presentation Transcript

  • 1. Contenidos
    • 1.-Energías de las reacciones químicas.
    • 1.1. Sistemas, estados y funciones de estado.
    • 2.- Primer principio de la Termodinámica.
    • 3.- Energía interna y entalpía. Reacciones a volumen y a presión constante.
      • 3.1. Relación entre ambas.
    • 4.- Entalpía estándar de reacción.
      • 4.1. Ecuaciones termoquímicas.
    • 5.- Entalpía estándar de formación.
    • 6.- Cálculo de las entalpías de reacción.
    • 7.- Ley de Hess.
    • 8.- Entropía.
      • 8.1. Segundo principio de la Termodinámica.
      • 8.2. Tercer principio de la Termodinámica.
    • 9.- Energía libre de Gibbs.
    • 10.- Espontaneidad de las reacciones químicas. Influencia de la temperatura
  • 2. Energía de las reacciones químicas
    • Conservación de la energía:
    • H 2 O(l) + 285,84 KJ H 2 (g) + ½ O 2 (g)
    • H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(l) + 285,84 KJ
  • 3. Sistemas
    • Parte pequeña del universo que se aísla para someter a estudio.
    • El resto se denomina ENTORNO.
    • Pueden ser:
      • Abiertos (intercambia materia y energía).
      • Cerrados (no intercambia materia y sí energía).
      • Aislados (no intercambia ni materia ni energía).
  • 4. Variables de estado
    • Magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química) .
    • Ejemplos:
      • Presión.
      • Temperatura.
      • Volumen.
      • Concentración
  • 5. Funciones de estado
    • Son magnitudes que:
    • Tienen un valor único para cada estado del sistema.
    • Su variación solo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado .
    • SÍ son : Presión, temperatura, energía interna, entalpía.
    • NO son : calor, trabajo
  • 6. Primer principio de la Termodinámica
    •  U = Q + W
    • ENERGÍA INTERNA (U) es la energía total del sistema.
      • Es imposible medir
      • Se mide su variación
      • Es función de estado
    •  U = Q - P ∆V
  • 7. SISTEMA Calor Q>0 Trabajo W> 0 Calor Q<0 Trabajo W< 0
  • 8. Calor a volumen constante (Q v )
    • Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que no cambia de volumen.
    • Si V= constante, es decir,  V = 0
    •  W = 0 
    • Q v =  U
  • 9. Calor a presión constante (Q p )
    • La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmente la atmosférica.
    • Si p = cte  W = – p ·  V
    •  U = Q p – p ·  V
    • U 2 – U 1 = Q p – p · (V 2 – V 1 )
    • Q p + U 1 + p · V 1 = U 2 + p · V 2
      • H 1 H 2 (entalpía)
  • 10. Calor a presión constante (Q p )
    • H 1 = U 1 + p · V 1 ; H 2 = U 2 + p · V 2
    • Q p + H 1 = H 2
    •  Q p = H 2 – H 1 =  H
    • H es una función de estado
  • 11. Relación Q v con Q p (gases).
    •  H =  U + p ·  V
    • Aplicando la ecuación de los gases: p · V = n · R · T
    • y si p y T son constantes la ecuación se cumplirá para los estados inicial y final: p ·  V =  n · R · T
    •  H =  U +  n · R · T
  • 12. Relación Q v con Q p (sólidos y líquidos)
    • En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen y ...
    • Q v  Q p
    • es decir:
    •  U   H
  • 13. Entalpías de reacción. Diagramas entálpicos
    • Es la variación de entalpía que tiene lugar cuando se produce una reacción a presión constante
    •  H r = H productos – H reactivos
  • 14. Reactivos Productos H H 2 H 1 ENDOTÉRMICA ∆ H>0 H H 1 Reactivos H 2 Productos EXOTÉRMICA ∆ H<0
  • 15. Entalpía estándar de formación
    • Condiciones estándar: (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; conc. = 1 M).
    • Es el intercambio de energía en la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados de agregación más estables a 25ºC y 1 atm de presión.
    • Se expresa como  H 0 f .
  • 16. Cálculo de la entalpía de reacción
    •  H 0 =  n p  H f 0 (productos) –  n r  H f 0 (reactivos)
    • Recuerda que  H f 0 de todos los elementos en estado original es 0
  • 17. Ecuaciones termoquímicas
    • Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como  H (habitualmente como  H 0 ).
    • CH 4 (g) + 2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O(l);  H 0 = –890 kJ
    • H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(g);  H 0 = –241’4 kJ
    • C 4 H 10 (g) +13/2O 2 (g)  4 CO 2 (g) + 5H 2 O(l)  H 0 = – 2878’3 kJ
  • 18. Ley de Hess
    • Recuerda que H es función de estado.
    • Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular  H de la reacción global combinando los  H de cada una de las reacciones .
  • 19. H C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) CO (g) + ½ O 2 (g) Δ H 1 0 ? Δ H 3 0 = – 393’5 kJ Δ H 2 0 = 283,2 Kj Δ H 1 0 = Δ H 3 0 - Δ H 2 0
  • 20. Energía de enlace
    • Es la energía necesaria para romper un enlace de un mol de sustancia en estado gaseoso
    • En el caso de moléculas diatómicas es igual que la energía de disociación:
    • A—B(g)  A(g) + B(g)  H dis = E enlace = E e
    • Ejemplo : H 2 (g)  2 H(g)  H = 436 kJ
    • Es positiva (es necesario aportar energía al sistema)
    • Es difícil de medir.
    • Se suele calcular aplicando la ley de Hess
  • 21. Cálculo de  H 0 a partir de las Energía de enlace (disociación)
    • Aplicando la ley de Hess en cualquier caso se obtiene la siguiente fórmula:
    •  H 0 =  n i · E e (enl. rotos) –  n j · E e (enl. formados)
    • en donde n representa el número de enlaces rotos y formados de cada tipo .
  • 22. Entropía (S)
    • Es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y tabularse.
    •  S = S final – S inicial
    • Existen tablas de S 0 (entropía molar estándar) de diferentes sustancias.
    • En una reacción química:
    •  S 0 =  n p · S 0 productos –  n r · S 0 reactivos
    • La entropía es una función de estado.
    • Variación de la entropía:
    • sólidos< líquidos< gases
    • s. cov. Atómicos< s. Metálicos<s. Iónicos<s. Cov. Molecul.
  • 23. Segundo principio de la Termodinámica
    • En cualquier proceso espontáneo la entropía total del universo tiende a aumentar siempre.
    •  S universo =  S sistema +  S entorno  0
    • A veces el sistema pierde entropía (se ordena) espontáneamente. En dichos casos el entorno se desordena
  • 24. Tercer principio de la Termodinámica
    • “ La entropía de cualquier sustancia a 0 K es igual a 0” (máximo orden).
    • Equivale a decir que no se puede bajar de dicha temperatura.
    • ¡CUIDADO! Las S de los elementos en condiciones estándar no son 0 sino que es positiva .
  • 25.
    • En procesos reversibles y a temperatura constante se puede calcular  S de un sistema como:
    • ∆ S = Q/T
    • y si el proceso químico se produce a presión constante
    • ∆ S = ∆ H/T
    • S 0 (entropía molar estándar) se mide en J·mol –1 ·K –1
    •  S reacción se mide en J·K –1 .
  • 26. Energía libre de Gibbs (G) (energía libre o entalpía libre)
    • En procesos a T constante se define como:
    • G = H – T · S  G =  H – T ·  S
    • En condiciones estándar:  G 0 =  H 0 – T·  S 0
    •  S universo =  S sistema +  S entorno > 0 (p. espontáneos)
    • En procesos espontáneos:  G < 0
    • Si  G . > 0 la reacción no es espontánea
    • Si  G . = 0 el sistema está en equilibrio
  • 27. Incremento de energía libre de una reacción (  G)
    • G es una función de estado.
    • Al igual que el incremento entálpico el incremento de energía libre de una reacción puede obtenerse a partir de  G f 0 de reactivos y productos:
    •  G 0 =  n p  G f 0 (productos) –  n r  G f 0 (reactivos )
  • 28. Energía libre y Espontaneidad de las reacciones químicas G G P y T Ctes P y T Ctes Reactivos Productos Reactivos Productos ∆ G <0 ∆ G >0 ESPONTÁNEA NO ESPONTÁNEA
  • 29. Espontaneidad de las reacciones químicas
    •  G =  H – T ·  S
    ∆ H < 0 ∆ S > 0 ∆ H > 0 ∆ S < 0 ∆ H > 0 ∆ S > 0 ∆ H < 0 ∆ S < 0 Siempre ∆G < 0 ESPONTÁNEA Siempre ∆G > 0 NO ESPONTÁNEA Y DEPENDE DE LA TEMPERATURA
  • 30. Variación de la espontaneidad con la temperatura ∆ H < 0 ∆ S < 0 |∆H| >> |∆S| a T altas |∆H| > |T∆S| a T bajas |T∆S| > |∆H| ∆ G < 0 ESPONTÁNEA  G =  H – T ·  S ∆ G > 0 NO ESPONTÁNEA ∆ H > 0 ∆ S > 0 |∆H| >> |∆S| a T bajas |∆H| > |T∆S| ∆ G > 0 NO ESPONTÁNEA a T altas |T∆S| > |∆H| ∆ G < 0 ESPONTÁNEA