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• Elva Rozana Sanchez Flores

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LA TERMODINAMICA Es una rama de la física que estudia los efectos de los cambios de la temperatura, presión y volumen de los sistemas a un nivel macroscópico.

¿Por qué necesitamos saber esto? La Termodinámica es esencial para la química. Explica por qué las reacciones tienen lugar y nos permite predecir la cantidad de calor que liberan y el trabajo que se puede realizar.

¿Qué conocimientos previos necesitamos? El concepto de energía y sus diversas formas de manifestarse.

Objetivos del tema. 1. 2.

Distinguir entre los diferentes tipos de sistemas químicos. Establecer y explicar las implicaciones del Primer Principio de la Termodinámica. 3. Escribir una ecuación termoquímica. 4. Distinguir entre energía interna y entalpía de un proceso, así como se mide cada una. 5. Calcular la entalpía de reacción global en diferentes condiciones experimentales.

DEFINICIÓN DE TERMOQUÍMICA.  Es la parte de la Química que se encarga del estudio del

intercambio energético de un sistema químico con el exterior.  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.

El objeto de la Termodinámica es el estudio de la energía y sus transformaciones, entendida esta como la capacidad de un sistema para realizar un trabajo o para suministrar calor. Sistema y entorno

ENTORNO SISTEMA ENERGÍA

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... SISTEMA = La propia reacción

Sistemas químicos

Funciones o variables de estado En termodinámica, la descripción del estado de un sistema se realiza mediante los valores de determinadas propiedades macroscópicas denominadas variables termodinámicas, tales como p, V, T, m, ... No todas estas variables son independientes, basta conocer los valores de un pequeño número de ellas para caracterizar el sistema. Estas variables independientes se denominan variables de estado. Toda función que pueda expresarse con ayuda de las variables de estado se denomina función de estado del sistema.

Funciones de estado Una función de estado es cualquier propiedad que tiene un único valor cuando el estado del sistema está definido. • Una muestra de agua a 293,15 K y a la presión de una atmósfera está en un estado especificado. • d = 0,99820 g/mL. • Esta densidad es una función única del estado. • No importa cómo se haya establecido el sistema.

Funciones o variables 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

Variables Termodinámicas  Magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química) .  Ejemplos:  Presión.  Temperatura.  Volumen.

- Calor. - Trabajo. - Concentración

ENERGÍA INTERNA (U) El calor cuando atraviesa la pared limitante (medio-sistema), se denomina energía interna dado que hace modificar los movimientos moleculares atómicos. LA ENERGÍA INTERNA ES UNA FUNCIÓN DE ESTADO

Para un gas ideal, la energía interna es independiente del volumen, sólo depende de la temperatura. En consecuencia para cualquier proceso isotermo en un gas ideal U = 0

Procesos Termodinámicos  Proceso isotérmico

Se realiza a temperatura constante.  Proceso adiabático

Se realiza sin transferencia de calor.  Proceso isocórico

Se realiza a volumen constante.  Proceso isobárico

Se realiza a presión constante

Proceso Isotérmico  La Energía Interna es función de la

temperatura.

El calor intercambiado entre el sistema y el entorno es igual al trabajo desarrollado U = 0 = Q + W  Q = - W

Proceso Adiabático  No hay transferencia de calor

pero si de trabajo U = Q + W = 0 + W = W U = W

Proceso Isocórico Calor a volumen constante (Qv)  Es el intercambio de energía en un recipiente

cerrado que no cambia de volumen. U = Q + W = Q + p.V  Si V= constante, es decir, V = 0   W = 0  Qv = U

Proceso Isobárico Calor a presión constante (Qp)  La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión 

  

constante, normalmente la atmosférica. Si p = cte  W = – p ·  V  U = Qp – p ·  V U2 – U1 = Qp – p · (V2 – V1) Qp + U1 + p · V1 = U2 + p · V2

H1 Qp = H2 – H1

H2 (entalpía) Qp =  H

Ejemplo:

Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, vale – 2219,8 kJ.

C3H8(g)+5O2(g) 3CO2(g)+ 4H2O(l)

 H = –2219,8 kJ

nreactivos = 1+5 = 6 ; nproductos = 3   n = (nprod -nreact )= -3 Despejando en  U =  H –  n · R · T = – 2219 kJ + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = –2212 kJ  U = – 2212 kJ

Primer principio de la Termodinámica “La energía total de un sistema y su entorno permanece constante” ENERGÍA INTERNA (U): Es la energía total del sistema.  Es imposible medir de forma absoluta.  Su variación sí se mide.  El sistema modifica su energía a través de intercambio de calor y de trabajo  U=Q+W  U es función de estado.

Entalpía Estándar de la reacción  Es el incremento entálpico de una reacción en la cual,

tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; conc. = 1 M).  Se expresa como H0 y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la reacción.  Así, H0 de la reacción “2 H2 + O2  2 H2O” es el doble del de “H2 + ½ O2  H2O”.

Reacciones 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 H0).  Ejemplos: CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l); H0 = –890 kJ H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g);

H0 = –241’4 kJ

Ecuaciones Termoquímicas  ¡CUIDADO!: H depende del número de moles que se

forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar H0 por 2:  2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) ;

H0 = 2· (–241’4 kJ)

 Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios

para ajustar las ecuaciones:  H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) ;

H0 = –241’4 kJ

Entalpía Estándar de formación (Hf 0) (calor de formación).  Es el incremento entálpico (H) que se produce en la

reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en estado físico normal (en condiciones estándar).  Se expresa como Hf0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre H0 y el número de moles formados de producto.  Por tanto, se mide en kJ/mol.  Ejemplos: C(s) + O2(g)  CO2(g); Hf 0 = – 393’13 kJ/mol H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l); Hf0 = – 285’8 kJ/mol

Ley de Hess  H en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas.  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.

Ejemplo: Dadas las reacciones (1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H10 = – 241’8 kJ (2) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H20 = – 285’8 kJ calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar.

La reacción de vaporización es... (3) H2O(l)  H2O(g) H03 = ? (3) puede expresarse como (1) – (2), luego H03 = H01 – H02 = – 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ H0vaporización = 44 kJ /mol

Cálculo de  H0 (calor de reacción)  Aplicando la ley de Hess podemos concluir que :

 H0 =  npHf0(productos)–  nrHf0(reactivos)  Recuerda que Hf0 de todos los elementos en estado original es 0.

Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano.

 La reacción de combustión del butano es:

 C4H10(g) +13/2O2(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l); H0comb= ?

  H0 =  npHf0(product.) –  nrHf0(reactivos) = 4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol) –1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ  Luego la entalpía estándar de combustión será:

 H0combustión = – 2878’3 kJ/mol

Ejercicio:

Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –124’7, – 285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano.  Si utilizamos la ley de Hess, la reacción:  (4) C4H10(g) +13/2O2(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l);

H0comb=?

 Puede obtenerse a partir de:

H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H10 = – 285’8 kJ (2) C(s) + O2(g)  CO2(g) H20 = – 393’5 kJ (3) 4 C(s) + 5 H2(g)  C4H10(g) H30 = – 124’7 kJ (4) = 4 · (2) + 5 · (1) – (3) 4 C(s) + 4 O2(g) +5 H2(g) + 5/2 O2(g) + C4H10(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l) + 4 C(s) + 5 H2(g)  H04 = 4 mol(–393’5 kJ/mol) + 5 mol(–285’8 kJ/mol) –1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ

 (1)    