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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