La Energía

La Energía

Prof. Sergio Casas-Cordero E.

Según los astrofísicos, a partir de la forma de usar la Energía, las civilizaciones extraterrestres, se pueden clasificar en tres tipos: tipo I, II y III. Esta forma de clasificación, se basa en que sólo hay tres fuentes de energías disponibles; del planeta, de la estrella y de la galaxia. Una civilización de tipo I es aquella que ha dominado todas las formas de energías terrestres y puede modificar las condiciones meteorológicas, explotar los océanos o extraer energías del centro del planeta. Sus necesidades energéticas son tan grandes que debe aprovechar los potenciales recursos de todo el planeta. Las civilizaciones de tipo II han dominado la energía estelar. Sus necesidades energéticas son tan grandes que han agotado los recursos planetarios y utilizan su propio sol para hacer funcionar sus máquinas. Las civilizaciones de tipo III han agotado la producción energética de una única estrella; obtienen su energía mediante el aprovechamiento de grupos de sistemas estelares de toda la galaxia, y para ello deben llegar a sistemas y grupos estelares vecinos, y posteriormente, evolucionar hasta convertirse en una civilización galáctica. ¿Dónde estamos ahora? Según los entendidos, en la actualidad somos una civilización de tipo cero. Esencialmente, usamos plantas muertas (carbón y petróleo) para activar nuestras máquinas, somos como unos niños dando nuestros primeros pasos, titubeantes y torpes, en el espacio.

(Cuba. Amanecer del Tercer Milenio, Fidel Castro Díaz-Balart, Editorial DEBATE - 2002)

¿Qué es Energía? Proviene del Griego “ενέργεία” que significa “acción o

trabajo”. Los físicos la definen como “la capacidad de realizar un

trabajo”. La gran fuente energética del planeta es el Sol. Los vegetales mediante la fotosíntesis transforman la

energía solar en energía Química. No puede crearse ni destruirse. Se manifiesta de muchas formas. Se transforma constantemente.

Origen de la Generación de electricidad de Chile y el Mundo(fuente CNE-2005 y IEA-2004)

Origen Hidroeléctrica Gas Natural Carbón Diesel Nuclear Otros

Chile 50.2 29.4 16.4 2.4 0 1.6

Mundo 16.1 16.6 39.8 6.7 15.7 2.1

Combustibles en la Producción de Energía en USA

DIVERSIFICACIÓN DE LA MATRIZ: GOBIERNO CONCLUYE TRAMITACIÓN EN CONGRESO DE PROYECTO DE LEY QUE FOMENTA USO DE ENERGÍAS RENOVABLES NO CONVENCIONALES (ERNC)

Entre las modificaciones aprobadas está la que establece la obligación, para todas las empresas eléctricas, de inyectar a lo menos un 10% de su energía con medios renovables no convencionales. Para asegurar la efectiva materialización de estos proyectos energéticos, entre los años 2010 y 2014 la obligación será de 5%. A partir de esa fecha, este porcentaje se incrementará gradualmente en 0,5% anual, hasta llegar al 10% en el año 2024.

Marzo de 2008

La Energía en los Alimentos

Medición de la Energía consumida por una persona

Combustión de un alimento en un Calorímetro

Aporte energético de los alimentos

Comparación de la energía suministrada por un gramo de alimento

Una Caloría:

TERMOQUÍMICA

Prof. S. Casas-Cordero E.

El Calor:

Es la Energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededores, como resultado de una diferencia de temperaturas. Se representa por Q.

El Calor (Q) Es una forma de Energía Se mide en unidades Caloría (Cal), Joule (J). Equivalencia:

1 Cal = 4,184 J1 Kcal = 4,184 KJ

Principio de la Conservación de la Energía

“La variación de energía en el Universo es cero”

ΔEUniverso = ΔESistema + ΔEAmbiente = 0

ΔESistema = - ΔEAmbiente

Los Sistemas materiales y la Energía

Sistema abierto: Puede intercambiar Energía y masa con los alrededores

Sistema cerrado: Puede intercambiar sólo Energía con los alrededores

Sistema aislado: No intercambia Energía ni masa con los alrededores

Calorimetría:

Medición del Calor transferido entre un sistema y su ambiente o alrededores.

Se mide en un dispositivo de paredes aisladas conocido como CALORÍMETRO.

Un Calorímetro es un pequeño Universo

Q = Ce x m x ΔT

El Calor Q, depende de:

La masa del sistema, m. La variación de temperatura que experimente

el sistema, ∆T. Una constante de proporcionalidad

(Capacidad calorífica), C.

Q = C x m x ∆T

Capacidad Calorífica:Es la cantidad de Calor necesaria para modificar un grado la temperatura de un sistema. Por ejemplo:

1. Capacidad calorífica molar:El sistema es un mol de sustancia.

2. Capacidad calorífica específica (Calor Específico):El sistema es un gramo de sustancia.

Calor Específico del agua:

1 Cal/g ºC = 1 Kcal/Kg ºC

4,184 J/g ºC = 4,184 KJ/Kg ºC

Calor Específico del agua:

Determinación del Calor Específico:

Q plomo = - 1,4x103 J

Q plomo = - Q agua

Q agua = mc∆TQ agua = 50 g x 4,184 J/g ºC x (28,8 – 22,0) ºC

Q agua = + 1,4x103J

Q Plomo = 150 g x c x (28,8 – 100,0 )ºC

c plomo = 0,13 J/g ºC

Q Plomo = mxcx∆T

Cº 100)(28,8x g 150

J1,4x10 - c3

Un calorímetro a presión constante

TermómetroAgitador

Aislante térmico

Solución

1.00 L de Na 2SO4 1.00 M 1.00 L de Ba(NO3)2 1.00 M

Capacidad calorífica específica de lasolución = 4.18 J/(oC g sln)

Densidad de la solución resultante = 1.0 g/mL

Ba 2+(ac) + SO4 2-(ac)

Ba SO4(sólido)


1.00 L de Ba(NO3)2 1.00 M1.00 L de Na2SO4 1.00 M

Capacidad calorífica específica de lasolución = 4.18 J/(oC g sln)

Densidad de la solución resultante = 1.0 g/mL

Calcule el cambio de entalpía por cada mol formado de BaSO4. Suponga que toda la energía liberada es absorbida por la solución.

Ba 2+(ac) + SO4 2-(ac)

Ba SO4(sólido)

T inicial = 25.0 o CT final = 28.1 o C


Tfinal > Tinicial: proceso exotérmico

(28.1- 25.0)oC (4.18 J/oC g sln) (1.0 g sln/mL) (2.00x103 mL)Qp = = -2.6x104 J /mol

1.00 mol BaSO4

Moles BaSO4(sólido) formados = 1.00 mol

H = Qp


El Calor en lasReacciones Químicas

El Calor en las Reacciones Químicas se define como Entalpía y se entiende como el contenido calorífico de una reacción a presión constante.

La Entalpía se representa por H. En cualquier reacción sólo puede conocerse la

variación de Entalpía, ΔH.

ΔH = (HProductos – HReactantes)

Sentido del flujo del Calor

Las reacciones químicas, pueden ser clasificadas en:

EXOTÉRMICA: Aquellas que liberan calor al ambiente. Ej:

C(s) + O2(g) CO2(g) + 393,5 KJ/mol

Energía

C. RxC(s) + O2(g) CO2(g)

Reactantes

Productos

(EP – ER) < 0

EP

ER

Reacción Exotérmica

ENDOTÉRMICA: Aquellas que absorben calor del medio ambiente para realizarseEj.:2 C(s) + H2(g) + 228,2 KJ/mol C2H2(g)

Energía

C. Rx

Reactantes

Productos

(EP – ER) > 0

EP

ER

Reacción Endotérmica

2 C(s) + H2(g) C2H2(g)

Medición de la variación de Entalpía

Principio de la Conservación de la Energía.“La variación de energía en el Universo es

cero”

ΔEUniverso = ΔESistema + ΔEAmbiente = 0

ΔESistema = - ΔEAmbiente

Ejemplo

En un Calorímetro que contiene 4 Kg de agua a 25 °C, se combustiona un mol de gas metano, elevándose la temperatura del agua a 78,2 °C. ¿Cuánto calor liberó el metano?

Q = 4,184 J/g°C x 4000 g x (78,2 °C – 25 °C)

Q = 890 KJ (calor absorbido por el agua)

QCombustión = ΔHCombustión = - 890 KJ/mol

Ecuación Termoquímica

Representa la reacción química y su ΔH

En el ejemplo anterior;

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = -890 KJ

Calores de formaciónEl calor molar de formación de un compuesto, ΔHf, es igual a la variación de Entalpía, ΔH, cuando un mol de un compuesto se forma a partir de los elementos en su forma más estable, a 25 °C y 1 atm.

Ejemplo:

C(s) + O2(g) CO2(g)

ΔHf(CO2) = - 393,5 KJ/mol

El calor molar de formación de un elemento puro en su forma más estable es cero.

El calor molar de formación de un ión en medio acuoso, se mide en función de la formación del ión H1+(ac) cuyo valor asignado es cero.

Ejemplos (datos en KJ/mol)

especie ΔH especie ΔH

CO2(g) - 393,5 NaOH(s) - 426,7

H2O(l) - 285,8 Na1+(ac) - 239,7

C3H8(g) - 103,8 OH1-(ac) - 229,9

O2(g) 0 Cl1-(ac) - 167,4

CH4(g) - 74,8 H1+(ac) 0

Leyes de la Termoquímica (Ley de Hess)

1. La magnitud de ΔH es directamente proporcional a la cantidad de moles de reactantes o productos.

¿Cuánto calor se libera al quemar 0,25 moles de CH4?

Respuesta:

1 mol de CH4 - 890 KJ0,25 mol de CH4 x

ΔH = - 890 KJ/mol x 0,25 mol = - 222,5 KJ

2. El valor de ΔH en una reacción es igual y de signo opuesto al valor de ΔH para la reacción inversa.

Ejemplo, si;

2 C(s) + H2(g) C2H2(g) ΔH = + 228,2 KJ/mol

Entonces;

C2H2(g) 2 C(s) + H2(g) ΔH = - 228,2 KJ/mol

3. El valor de ΔH en una reacción es el mismo si ésta transcurre directamente o por etapas.Ejemplo:

Sn(s) + Cl2(g) SnCl2(s) ΔH1 = -349,8 KJSnCl2(s) + Cl2(g) SnCl4(s) ΔH2 = - 195,4 KJ

Sn(s) + 2 Cl2(g) SnCl4(s) ΔH3 = x

ΔH3 = ΔH1 + ΔH2 = (- 349,8 KJ) + (- 195,4 KJ)

ΔH3 = - 545,2 KJ

4. Para cualquier reacción, ΔH es igual a la suma de los calores de formación de los productos menos la suma de los calores de formación de los reactantes.

ΔH = ΣΔHf(Productos) – ΣΔHf(Reactantes)

Para una reacción literal:a A + b B c C + d D

Se tendrá:

∆Hºreacción = Σ∆Hºf (productos) - Σ∆Hºf (reactantes)

∆Hºreacción = [c∆Hºf(C) + d∆Hºf(D)] – [a∆Hºf(A) + b∆Hºf(B)]

reactantes productos

Coeficientes estequiométricos

Ejemplo:¿Cuánto es el calor de la combustión de un mol de propano?

C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(l)

ΔH = [3xΔHf(CO2) + 4xΔHf(H2O)] – [1xΔHf(C3H8) + 5xΔHf(O2)]

ΔH = [3x(- 393,5) + 4x(- 285,8)] – [1x(- 103,8) + 5x(0)]

ΔH = - 2219,9 KJ

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) ΔHº = ?

npHºfp = 4 mol(– 393,5 KJ/mol) + 5 mol(– 285,8 KJ/mol)

C4H10(g) +13/2O2(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l)

Hº = npHºfp – nrHºfr

nrHºfr = 1 mol(– 124,7 KJ/mol)

Luego la entalpía estándar de combustión será:

Hºcombustión = [(- 3003) – (-124,7)] = – 2878,3 KJ

npHºfp = - 3003 KJ

nrHºfr = - 124,7 KJ

Otro ejercicio…

Dadas las reacciones(1) H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) H1

0 = – 241,8 KJ(2) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) H2

0 = – 285,8 KJcalcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción de vaporización es...(3) H2O(l) H2O(g) H0

3 = ?(3) puede expresarse como (1) – (2), luegoH0

3 = H01 – H0

2 =

– 241,8 KJ – (–285,8 KJ) = 44 KJHºvaporización = 44 KJ /mol

Esquema de la ley de Hess

H10 = – 241,8 KJ

H20 = – 285,8 KJ

H30 = 44 KJ

HH2(g) + ½ O2(g)

H2O(g)

H2O(l)

Un ejercicio más …

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) H0

comb=?Puede obtenerse a partir de:(1) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) H1

0 = – 285,8 kJ (2) C(s) + O2(g) CO2(g) H2

0 = – 393,5 kJ(3) 4 C(s) + 5 H2(g) C4H10(g) H3

0 = – 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

El penúltimo ejercicio …

Determinar Hºf del eteno (C2H4) a partir de los calores de

reacción de las siguientes reacciones químicas:(1) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) Hº1 = – 285,8 kJ (2) C(s) + O2(g) CO2(g) Hº2 = – 393,13 kJ(3) C2H4(g) + 3O2(g) 2CO2(g) + 2 H2O(l) Hº3 = – 1422 kJ

La reacción de formación del eteno C2H4(g) a partir de sus constituyentes en estado normal es:(4) 2 C(s) + 2 H2(g) C2H4(g)

(4) se puede expresar como 2·(2) + 2·(1) – (3)

(4) 2 C(s) + 2 H2(g) C2H4(g)

(4) = 2·(2) + 2·(1) – (3)luego H4

0 = 2·H20 + 2·H1

0 – H30 =

= 2 · (–393,13 kJ) + 2 · (– 285,8 kJ) – (– 1422 kJ) = = 64,14 kJes decir

Se trata, pues, de una reacción endotérmica.

Hºf (eteno) = 64,14 kJ/mol

Y el último

Las entalpías de combustión de la glucosa (C6H12O6) y del etanol (C2H5OH) son –2815 kJ/mol y –1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determina la energía intercambiada en la fermentación de un mol de glucosa, reacción en la que se produce etanol y CO2. ¿Es exotérmica la reacción?Las reacciones de combustión son, respectivamente:

(1) C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O ; H1 = – 2815 kJ

(2) C2H5OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O ; H2 = – 1372 kJ La reacción de fermentación de la glucosa es: (3) C6H12O6 2 C2H5OH +2 CO2 H3 = ?

(3) puede expresarse como (1) – 2· (2), luegoH3 = H1 – 2·H2 = – 2815 kJ – 2· (– 1372 kJ) = – 71 kJy la reacción es exotérmica.

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