10 Termoquimica 6 04 05

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10 Termoquimica 6 04 05

  1. 1. Termoquímica Química General e Inorgánica Clase del 6 de abril de 2005 Dr. Pablo Evelson
  2. 2. Termodinámica (Del griego: calor y potencia) <ul><li>Estudia la energía, el calor, el trabajo y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas. </li></ul><ul><li>Esta área de estudio se inició durante la Revolución Industrial cuando se intentó maximizar el rendimiento de las máquinas de vapor. </li></ul><ul><li>Se examinarán las relaciones entre las reacciones químicas y los cambios de energía. </li></ul>
  3. 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. 4. <ul><li>Tipos de energía: </li></ul><ul><li>Energía cinética </li></ul><ul><li>Energía solar </li></ul><ul><li>Energía térmica </li></ul><ul><li>Energía química </li></ul><ul><li>Energía potencial </li></ul>Energía potencial, mgh Energía potencial, 0 Masa, m Altura, h
  5. 5. Un sistema es la porción del universo aislada para su estudio. Entorno Energía Sistema
  6. 6. Tipos de sistemas Abierto Cerrado Aislado
  7. 7. 2 H 2 (g) + O 2 (g)  2 H 2 O (l) + energía
  8. 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. 9. Energía interna <ul><li>La energía total de un sistema es la suma de todas las energías de sus partes componentes y se denomina energía interna . </li></ul><ul><li>Se representa con la letra U . </li></ul><ul><li>No se puede determinar la energía exacta de un sistema, pero si se puede medir el cambio de energía interna que acompaña un proceso. </li></ul><ul><li> U = U final - U inicial </li></ul>
  10. 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. 11.  U = q + w Calor Trabajo  U Estado inicial Estado final Energía interna, U
  12. 12. Sistema + q - q + w - w Convención de signos
  13. 13. Sistema  U > 0 Trabajo > 0 Calor > 0 Entorno
  14. 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. 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. 16. Funciones de estado
  17. 17. Funciones de estado Energía interna, U
  18. 18. Entalpía <ul><li>Representa el calor que el sistema gana o pierde cuando el proceso se lleva a cabo a presión constante. </li></ul><ul><li>Se representa con la letra H . </li></ul><ul><li> H = H final – H inicial = q P </li></ul>
  19. 19. Proceso exotérmico Entalpía Calor
  20. 20. Proceso endotérmico Entalpía Calor
  21. 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. 22. <ul><li>Calor en procesos a presión constante </li></ul><ul><li>q p =  H </li></ul><ul><li> H =  U - P  V </li></ul><ul><li>Calor en procesos a volumen constante </li></ul><ul><li>q v =  U </li></ul>
  23. 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. 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. 25. Una ecuación química balanceada, con su valor de  H y especificando las estados físicos de todas las especies se denomina ecuación termoquímica.
  26. 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. 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. 28. Estado estándar <ul><li>- Debe especificarse el estado de todos los reactivos y los productos. </li></ul><ul><li>- El estado estándar se define como: </li></ul><ul><ul><ul><li>Presión estándar (P°): 101,32 kPa (1atm) </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>Para gases, estado de gas ideal </li></ul></ul></ul><ul><li>- NO se especifica la temperatura. </li></ul>
  29. 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. 30. Ley de Lavoiser y Laplace <ul><li>“ Una reacción que es exotérmica en una dirección es endotérmica en la dirección opuesta” </li></ul>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. 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. 32. Ley de Hess <ul><li>“ 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” </li></ul>
  33. 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. 34. Entalpía
  35. 35. Entalpía Cambio de entalpía total Reactivos Productos Camino alternativo
  36. 36. <ul><li>Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed Omega. 1999. </li></ul><ul><li>Capítulo 6. </li></ul><ul><li>Chang R. Química. Ed. Mc Graw Hill.1998. </li></ul><ul><li>Capítulo 6. </li></ul>Consultas: pevelson@ffyb.uba.ar (Pablo Evelson) Bibliografía

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