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Química 2009-10

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Tema 5: Termoquímica

F. G. Calvo-Flores Slide 1 of 50 Tema 5. Termoquímica

Contenidos

5-1 Terminología5-2 Energía en los procesos químicos5-3 Energía cinética y temperatura5-4 Calor de reacción5-5 Primer principio de la termodinámica5-6 Calores de reacción: ΔU and ΔH5 7 L d H5-7 Ley de Hess

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Contenidos

5-8 Entalpía estándar de formación.5-8 Combustibles como fuentes de energía5-9 Entropía y Energía libre de Gibbs

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5.1- Terminología

• Sistema• Ambiente o entorno

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Terminología

• Energía interna, UC id d d d i t b j– Capacidad de producir trabajo.

• Trabajo– Fuerza por distancia.

• Eergía cinética Energía asociada al moviento– Energía asociada al moviento.

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Energía en los procesos químicos

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5.2.- Energía cinética y trabajo

• Energía cinética

ek = 12 mv2 [ek ] = kg m2

s2 = J

• Trabajo

w = Fd [w ] = kg ms2 = Jm

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Energía

• Energía potencial– Energía debida a la condición posición o g p

composición– Asociada a las fuerzas de atracción y repulsión

entre objetos• La energía puede cambiar de cnética a

potencialpotencial

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5.3- Energía y temperatura

• Energía térmicaEnergía cinética asociada al movimiento– Energía cinética asociada al movimiento aleatorio de las moléculas

– Proporcional a la tmeperatura– Es un apropiedad intensiva.

• Calor y trabajoq y w– q y w.

– Cambios de energía

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Calor de reacción

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Calor

Energía transferida entres un sistema y el entorno como resultado de una difeencia deentorno como resultado de una difeencia de temperatura

• El calor fluye de los objetos más calientes a los más fríos.– Se producen cambios en las temperaturas de los p p

objetos– Puede haber cambios de fase

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Unidades de calor

• Caloría (cal)C tid d d l i bi– Cantidad de calor necesaria para cambiar a temperatura de 1 gramo de agua 1 grado Celsius

• Julio (Joule) (J)– Unidad en el SI

1 cal = 4.184 J

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Capacidad calorífica

• Calor necesario para cambiar la temperatura de un sistema 1 gradode un sistema 1 grado

– Capacidad calorífica molar• El sistema está formado por 1 mol de sustancia.

– Calor específico c.• El sistema está formado por un gramo de sustancia

q = mcΔTEl sistema está formado por un gramo de sustancia

– Capacidad calórica• Masa x capacidad calorífica.

q = CΔT

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Conservación de la energía

• En interacciones entre un sistema y su entorno la energía total permanece constanteenergía total permanece constante

No se crea ni se destruye

qsistema + qentorno = 0

qsistema = -qentorno

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Determinación del calor específico

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Calor de reacción y calorimetría

• Energía químicaC t ib l í i t d l i t– Contribuye a la energía interna del sistema

• Calor de reacción, qreac.– Cantidad de calor intercambiada ente el sistema

y el entorno cuando una reacción tiene lugar a temperatura constante

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Calor de reacción

• Reacciones exotérmicas.– Producen calor, qreac < 0.

• Reacciones endotérmicas.– Consumen calor, qreac > 0.

• Calorímetro• Calorímetro– Dispositivo para medir cambios

de calor.

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Bomba Calorimétrica

qrxn = -qcal

qcal = qbomb + qwater + qwires +…

Define la capacidad calorífica de un calorímetro:

heatqcal = Σ mici ΔT = C ΔT

all i

heat

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Primer principio de la termodinámica

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Trabajo

• Las reacciones químicas pueden producir trabajo .

• El gas formado empuja hacia l atmósfera the atmosphere.

• Hay cambio de volúmen

• Trabajo Presión-volúmen .

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Trabajo: Presión-volúmen

w = F · d

= (P · A) · h

= PΔV

w = -PextΔV

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Primer principio de la termodinámica

• Energía interna, U.– Energía total (cinética y potencial)

•Translacional

• Rotacional

• Vibracional

A i i l l• Atracciones intramoleculares

• Energía química

• ElectronesF. G. Calvo-Flores Slide 22 of 50 Tema 5. Termoquímica

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Primer principio de la termodinámica

• la energía interna de un sistema cambia – se realiza trabajo sobre el sistema– se realiza trabajo sobre el sistema– si intercambia calor con otro

• Ley de conservación de la energíaí d i i l d

ΔU = q + w

– La energía de un sistema aislado permanece constante

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Primer principio de la termodinámica

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Funciones de estado

• En termodinámica, una función de estado o variable de estado es una magnitud física

i i l d dmacroscópica que caracteriza el estado de un sistema en equilibrio– energía interna (U)– Presión (P)– Temperatura (T)Temperatura (T)– Volumen (P)– Densidad (ρ)

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Funciones de estado

• U es una función de estado– No es fácilmente medible

• ΔU tienen un único valor entre dos estados.– Es fácilmente medible.

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Calor de reacción: ΔU e ΔH

Reactivos → Productos

Ui Uf

ΔU = Uf - Ui

ΔU = qreac + w

En un sistema a volumen constante:

ΔU = qreac + 0 = qreac = qv

¡Vivimos en un mundo a presión constante!

¿cómo se relacionan qp y qv?F. G. Calvo-Flores Diapositiva 27 de 45 Tema 5. Termoquímica

Calores de reacción

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Calores de reacciónqV = qP + w

Sabemos que w = - PΔV y que ΔU = qP, por tanto:

ΔU = qP - PΔV

qP = ΔU + PΔV

Todas estas son funciones de estado, por lo que definen una nueva función (Entalpía)

H = U + PV

ΔH = Hf – Hi = ΔU + ΔPV

Si trabajamos a presión y temperatura constante

ΔH = ΔU + PΔV = qPF. G. Calvo-Flores Diapositiva 29 de 45 Tema 5. Termoquímica

Comparando calores de reacción

qP = -566 kJ/mol

= ΔH

PΔV = P(Vf – Vi)

= RT(nf – ni)

= -2.5 kJ

ΔU = ΔH - PΔV

= -563.5 kJ/mol

= qV

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Cambios de estado de la materia

H2O (l) → H2O(g) ΔH = 44.0 kJ at 298 K

Entalpía molar de vaporización:

2 ( ) 2 (g)

Entalpía molar de fusión:

H2O (s) → H2O(l) ΔH = 6.01 kJ at 273.15 K

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Estados estandard y entalpía estandard

• Estados estandardEstados estandard– The pure element or compound at a pressure of 1

bar and at the temperature of interest• Entalpía estándar de reacción, ΔH°

– The enthalpy change of a reaction in which all d d i h i d dreactants and products are in their standard states.

• .

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Diagramas de entalpía

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Determinación indirecta ΔH:Ley de Hess

• ΔH es una propiedad extensivaL bi d E l í di i l– Los cambios de Entalpía son directamente proporcionales a la cantidad de sustancia del sistema.

N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) ΔH = +180.50 kJ

½N2(g) + ½O2(g) → NO(g) ΔH = +90.25 kJ

• El signo de ΔH cambia cuando revierte el procesoNO(g) → ½N2(g) + ½O2(g) ΔH = -90.25 kJ

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Ley de Hess

• Si un proceso transcurre por etapas la variación total de la entalpía es la suma de las entalpías de los p pprocesos individuales

½N2(g) + ½O2(g) → NO(g) ΔH = +90.25 kJ

NO(g) + ½O2(g) → NO2(g) ΔH = -57.07 kJ

½N2(g) + O2(g) → NO2(g) ΔH = +33.18 kJ

(g) 2(g) 2(g)

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Esquema ley de Hess

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• Entalpía de la reacción de formación de un

ΔHf°

Entalpías estándar de formación

• Entalpía de la reacción de formación de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar

• Por definición la entalpía estándar de pformación de un elemento puro es 0

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Entalpía estandard de formación

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Entalpía estandar de formación

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Entalpías estándar de reacción

ΔHtotal = -2ΔHf°NaHCO3+ ΔHf

°Na2CO3

+ ΔHf°CO2 + ΔHf

°H2O

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Entalpía de reacción

ΔHreac = ∑ΔHf°productos- ∑ΔHf

°reactivos

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Table 7.3 Enthalpies of Formation of Ions in Aqueous Solutions

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Combustibles como fuentes de energía

• Combustibles fósiles• Combustibles fósiles.– Combustión es exotérmica.– Fuentes no renovables.– Impacto medioambiental.

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Entropía

• Procesos espontáneosU i i i– Una vez que comienza, sigue su curso sin una influencia externa continua

• Entropía (S)– Mide el grado de desorden que poseen las

moléculas que integran un sistema• Procesos espontáneos

– favorecidos por un ∆H negativo– favorecidos por un ∆S positivo

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Energía libre de Gibbs

ΔG = ΔH ΔS- T

Variación de

entropía

Entalpía de

reacción

Temperatura

(Kelvin)

o ΔG < 0 Proceso espontáneo

o ΔG = 0 Sistema en equilibrio

o ΔG > 0 Proceso no espontáneo

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