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Termodinámica
La termodinámica estudia las relaciones del calor
con otras formas de energía. El estudio de la
termodinámica se centra sobre un sistema en
estudio separado de su entorno o medio
ambiente por fronteras reales o imaginarias.
SISTEMA + MEDIO AMBIENTE = UNIVERSO
Al ocurrir una reacción química, por lo general la
temperatura del sistema cambia. Para regresar el
sistema a su temperatura inicial debe haber flujo
de calor entre el sistema y su alrededor.
Sistemas termodinámicos
• Sistemas Abiertos: intercambian materia y
energía, generalmente en forma de calor con
su entorno. Por ejemplo, una taza con agua
caliente.
• Sistemas Cerrados: Intercambian energía, pero
no materia. Por ejemplo un termómetro
• Sistemas Aislados: No intercambian materia ni
energía con el entorno. Este es un sistema
ideal que realmente no existe.
Funciones de estado:
• Son las propiedades que definen un estado
termodinámico.
• Tienen un valor definido y único para cada estado
del sistema, sin importar los pasos intermedios
que se siguen para alcanzarlo; solo dependen del
estado inicial y final del sistema.
• Así en una reacción química, el sistema alcanzará
el equilibrio cuando el volumen, la temperatura,
la presión y composición no varían en el tiempo.
Energía interna (U) :
• Es una propiedad característica del estado en
que se encuentra un sistema químico, y
equivale a la totalidad de la energía cinética y
potencial de las partículas que lo constituyen,
aunque no se puede conocer en términos
absolutos, es posible determinar la magnitud
del cambio (∆U) entre dos estados.
Primera ley de la termodinámica
• "Si se transfiere calor, Q, desde el entorno o
medio ambiente a un sistema, la energía
interna, U, aumenta en una cantidad U y al
mismo tiempo, parte del calor puede
invertirse en realizar un trabajo, W, sobre el
medio"
∆U = Q + W
Criterios de calor y trabajo
• Q > 0 si fluye calor desde
el entorno hacia el
sistema
• Q < 0 si fluye calor desde
el sistema hacia el
entorno
• W > 0 si se hace trabajo
contra el entorno
• W < 0 si se hace trabajo
contra el sistema
• OBSERVACIÓN: Tanto el
calor (Q) como el trabajo
(W) no son funciones de
estado dado que estas
dos variables dependen
del camino seguido para
efectuar el cambio de
estado, sin embargo su
diferencia si es función de
estado (∆U).
El trabajo de expansión de un gas se
puede calcular como: W = - Pop(V2 - V1)
• Donde:
Pop = Es la presión contra la que se efectúa el
trabajo
V2 y V1 = Son los volúmenes finales e iníciales del
gas.
Si V2 > V1 se trata de un trabajo de expansión
Si V2 < V1 se trata de un trabajo de compresión
De acuerdo a esto, la primera ley se puede expresar
como: U = Q - Pop(V2 - V1)
Procesos:
• Cambio adiabático: Es el cambio de estado que se realiza sin
que exista intercambio de calor entre el sistema y el ambiente
(por ej. en un termo). En este caso Q = 0; U = W (proceso
adiabático)
• Cambio a presión constante: gran parte de los procesos se
realizan en contacto con nuestra atmósfera, la que
prácticamente mantiene una presión constante de 1 atm.
∆U = U2 - U1 = Q - P(V2 - V1)
• Reordenando se obtiene: Qp = (U2 + PV2) - (U1 + PV1)
• Esta última relación muestra que el calor transferido a presión
constante (Qp) es igual a la diferencia entre los dos estados
(final e inicial respectivamente).
Entalpia
∆H = ∆U + P V∆
• Dado que la mayor parte de los procesos
químicos se realiza a presión constante, las
variaciones energéticas se expresan como
cambios de entalpía ( ∆H). En las reacciones, el
Trabajo (PV) se calcula como:
• P ∆ V = SUMATORIA ng(productos) –
SUMATORIA ng(reactantes)x R T; R = 1.987
cal/mol K
• SUMATORIA ng = suma de los moles de gases de
la ecuación balanceada
TERMOQUÍMICA
• Estudia los cambios de energía térmica que
acompañan a las reacciones químicas.
• En una reacción química puede haber una
absorción de energía (reacción endotérmica) o
una liberación de energía (reacción exotérmica).
Una reacción química, además de estar
balanceada e incluir la fase de los productos y
reactantes, debe incluir la entalpía de la reacción:
• C(s) + O2(g) → CO2(g)
∆H = 94.050 Kcal/mol
Calor estandar y entalpía de
formación
• Se define como calor de formación a la energía
involucrada en la formación de un mol de compuesto a
partir de sus elementos en su estado estándar. Si este calor
es medido en condiciones estandard de presión y
temperatura (1 atm, 25ºC), se conoce como "calor
estándar de formación".
• C(s) + O2(g) → CO2(g)
∆H0f = -94.05 Kcal/mol
• H2(g) + 1/2 O2(g)
→ H2O(l)
∆H0f = -68.32 Kcal/mol
• H2(g) + 3O2(g) + N2(g) → 2HNO3(l) ∆H0f = -41.40 Kcal/mol
Los calores estándar de formación de
algunos compuestos son:
Energía de enlace
• Consiste en asociar a cada enlace la energía que se
libera al formarlo o equivalentemente la energía
necesaria para romperlo.
• El balance neto es: calor usado para romper los enlaces
que dejaron de existir menos calor liberado al
formarse los nuevos enlaces. Lamentablemente este
cálculo obliga a conocer la forma de las moléculas
(quienes están unidos entre sí) y además los valores
obtenidos no son exactos ya que la energía de un
enlace individual depende además de los átomos
cercanos que están influyendo en la energía de unión.
Algunos valores de calor de enlaces
(en kcal/mol):
Calculo de calores de enlace en una
sustancia compuesta
1. Cloroformo: Se rompen tres enlaces C-Cl y
un enlace C-H, por tanto el
calor absorvido por un mol de
cloroformo para romper todos
los enlaces es
(3* 79)+ 99 = 336 Kcal/mol
Reacción CHCl3 → C + H +3Cl
Tetacloruro de carbono
• Reaccion:
CCl4 → C + 4Cl
Son cuatro enlaces C- Cl, por lo que:
4* 79= 316 Kcal/mol
Metano
• Reacción:
CH4 → C + 4H.
Son cuatro enlaces C- H, por lo que
4 *99= 396 Kcal/mol
• Se puede calcular la variación de la entalpía de una
reaccion química, considerandola como un proceso en
el que se rompen enlaces y se forman unos nuevos.
Por lo que se debe:
1. Establecer la ecuacion quimica balanceada para la
reaccion que se estudia
2. Escribir las formulas estructurales para los reactantes
y los productos de la reacción
3. Identificar los enlaces que se rompen en los
reactantes
4. Identifcar los enlaces que se forman en los productos
5. Hacer el calculo correspondiente al balance
energetico según:
0
∆H f = ∑Energia enlaces rotos +∑Energia enlaces
formados
• Se debe tener en cuenta que al formarse un
enlace se libera energia y el valor será
negativo; cuando se rompe el enlace, se
absorve la energía del mismo, luego el valor
será positivo
• Ruptura de enlaces +
• Formación de enlaces -
Valores de Energia de enlaces
1. Calcular la entalpia de formación del
amoniaco según la siguiente reacción :
N2 (g) + 3H2 (g) → 2 NH3 (g)
• Desarrollo:
Primero se determinan los enlaces que se rompen
y forman en la reacción
Se rompe un enlace de N≡N (941,4) y tres enlace
de H-H (3* 436,4)
Se forman 6 enlaces N-H (6* 393)
0
∆H f = [941.4 + (3*436.4)]+ [6*-393]= -107.4 KJ/mol
Ejercicios:
1. Calcular la entalpia de la reacción para la
combustion de propano y determinar si la
reaccion es exotermica o endotermica .
2. Calcula la entalpía de hidrogenación del
etileno para formar etano, según la reacción:
CH2=CH2 + H2 → CH3–CH3
Ley de laplace-lavoisier
•
La cantidad de calor necesaria para
descomponer un compuesto en sus
elementos, es igual al calor desarrollado
cuando el mismo compuesto se forma a partir
de sus elementos. Esta ley se puede simbolizar
mediante: A → B
∆ H0 = + ;
B → A ∆ H0 = -
Ley de Hess
• El cambio de entalpía de una reacción, es el
mismo tanto si se realiza en una etapa o en
varias etapas. Esto se puede describir como:
• A+BC+D
H01
• C+DE
H02
• A+B E
H03 = H01 + H02