Termoquimica

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Química IV
Sexto Semestre

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Termoquimica

  1. 1. 1 TERMOQUÍMICA
  2. 2. 2 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).  En reacciones químicas... SISTEMAS = Sustancias químicas
  3. 3. 3 Definición de Termoquímica.  Es la parte de la Química que se encarga del estudio de los cambios sufridos por el calor y otros tipos de energía en las reacciones químicas.  Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía. Son las reacciones exotérmicas.  Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son las reacciones endotérmicas.
  4. 4. 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. 5. 5 Funciones de estado  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. 6. 6 Primera ley de la Termodinámica  La energía mecánica total de un sistema aislado, es igual a la energía que en forma de calor en el sistema absorbe del medio ambiente externo, menos la energía que en forma de trabajo el sistema entrega o realiza hacia el medio ambiente externo. E=Q+W E = Energía Q = Calor W = Trabajo
  7. 7. 7 Segunda ley de la Termodinámica  Entropía (S) es una medida del desorden o confusión espacial y térmica de un sistema.  En todo proceso reversible la entropía es Constante, y en todo proceso irreversible, la entropía del Universo aumenta.
  8. 8. 8 Tercera ley de la Termodinámica La entropía de un solido cristalino perfecto se considera que es cero, ya que su orden es perfecto. Considerando la reacción: Zn + HCl ZnCl2 + H2 Requiere energía en forma de calor Para incrementar la Temperatura
  9. 9. 9 Temperatura Temperatura=magnitud que mide el nivel calorífico de una sustancia, esto es la energía cinética promedio de las partículas. Unidades (Celsius, Farhenheit, Kelvin y Rankine) °F = (1.8X°C) + 32 K = °C + 273 °C = (°F -32)/1.8 R = °F + 460
  10. 10. 10 Calor  Calor=manifestación de la energía electromagnética, que se define como el flujo de energía de un sistema a otro. 1 B.T.U. = 252 cal 1 Kcal = 4.184 Kjoules Calor (energía cinética total) Temperatura ( energía cinética media)
  11. 11. 11 Calculo de Calor Q = m Ce ∆T Donde: Q=calor ganado o cedido (cal, Kcal, B.T.U.) m=masa (g, Kg, lb) Ce=Calor específico (cal/g °C) (BTU/lb °F) ∆T= T2 – T1 en °C o °F
  12. 12. 12 Capacidad Calorífica Cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura en un grado centígrado y es diferente para cada sustancia. Cc= Q /∆T = cal/°C A (+) temperatura de ebullición, (+) Cc de la sustancia y viceversa.
  13. 13. 13 Calor específico Capacidad calorífica por unidad de masa característico de cada sustancia. Ce = Cc/m = Q/m∆T = Cal/g°C Si lo referimos a un cambio químico el calor en una reacción química depende de las sustancias que intervienen. Calor reacción negativo (-) = Exotérmica Calor de reacción positivo (+) = Endotérmica
  14. 14. 14 Entalpía  Propiedad termodinámica que mide la cantidad de calor en una reacción química a presión constante. H=E+W H = Entalpía E = Energía W = Trabajo H = E + W y E = Q- W H = Q – W+ W ∆H = Qp = m Ce (T2 – T1)
  15. 15. 15 H (Calor de reacción) H= H2– H1 H Reacción = Hf(productos)– Hf(reactivos) H R= Hf p – Hf r  Recuerda que Hf de todos los elementos en estado original es 0.

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