10 Termoquimica 6 04 05
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Termoquímica
Química General e InorgánicaClase del 6 de abril de 2005
Dr. Pablo Evelson
TermodinámicaTermodinámica(Del griego: calor y potencia)
•Estudia la energía, el calor, el trabajo y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas.
•Esta área de estudio se inició durante la Revolución Industrial cuando se intentó maximizar el rendimiento de las máquinas de vapor.
•Se examinarán las relaciones entre las reacciones químicas y los cambios de energía.
EnergíaEnergía
Capacidad para realizar trabajo o suministrar calor.
Unidades de energía; Unidades SI: Joule (J)
1 cal = 4,184 J
Caloría nutricional (Cal) = 1000 cal = 1 kcal
Energía potencial, mgh
Energía potencial, 0
Masa, m
Altu
ra, h
Tipos de energía:
•Energía cinética
•Energía solar
•Energía térmica
•Energía química
•Energía potencial
Un sistema es la porción del
universo aislada para su estudio.
Entorno
Energía
Sistema
Abierto Cerrado Aislado
Tipos de sistemas
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) + energía
Primera ley de la termodinámica
También llamada ley de la conservación de la energía.
“La energía se conserva”
“La energía interna de un sistema aislado es constante”
Energía internaEnergía interna
•La energía total de un sistema es la suma de todas las energías de sus partes componentes y se denomina energía interna.
•Se representa con la letra U.
•No se puede determinar la energía exacta de un sistema, pero si se puede medir el cambio de energía interna que acompaña un proceso.
U = Ufinal - Uinicial
U > 0
H2(g), O2(g)
Ene
rgía
inte
rna,
U
H2O(g)
U < 0
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l)
Calor
Trabajo
U
Estado inicial
Estado finalE
nerg
ía in
tern
a, U
U = q + w
Sistema
+ q
- q
+ w
- w
Convención de signos
Sistema
U > 0
Trabajo > 0
Calor > 0
Entorno
Procesos endotérmicos y exotérmicos
2 Al(s) + Fe2O3(s) Al2O3(s) +2 Fe(l)
Durante un proceso
exotérmico fluye calor desde el
sistema hacia el entorno.
Procesos endotérmicos y exotérmicos
2 NH4SCN(s) + Ba(OH)2(s) Ba(SCN)2(s) + 2 NH3(l) + 2 H2O(l)
Durante un proceso
endotérmico fluye calor desde el
entorno hacia el sistema.
Funciones de estado
Funciones de estado
Ene
rgía
inte
rna,
U
Entalpía
•Representa el calor que el sistema gana o pierde cuando el proceso se lleva a cabo a presión constante.
•Se representa con la letra H.
H = Hfinal – Hinicial = qP
Proceso exotérmico
Entalpía
Calor
Proceso endotérmico
Entalpía
Calor
Energía, entalpía y trabajo P-V
VCambio en el volumen
Presión externa
Área transversal
w = -P V
U = q + w = q - P V
U = qP - P V
qP = U + P V
H = U + P V
•Calor en procesos a presión constante
qp = H
H = U - P V
•Calor en procesos a volumen constante
qv = U
Entalpías de reacción
Dado que:H = Hfinal – Hinicial
H = H(productos) – H(reactivos)
Se denomina entalpía de reacción o calor de reacción.
Se simboliza como Hr
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g)
H = - 484 kJ
2 H2(g) +O2(g)E
ntal
pía,
H
2 H2O(g)
H < 0(exotérmico)
Una ecuación química balanceada, con su valor de H y especificando las estados físicos
de todas las especies se denomina ecuación termoquímica.
1. La entalpía es una propiedad extensiva.
CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)
H = - 890 kJ
2. El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de los reactivos y los
productos.
2 H2O (l) 2 H2O (g)
H = + 88 kJ
Estado estándar
- Debe especificarse el estado de todos los reactivos y los productos.
- El estado estándar se define como: Presión estándar (P°): 101,32 kPa (1atm)Para gases, estado de gas ideal
- NO se especifica la temperatura.
Estado de referencia
-Las entalpías de los compuestos químicos en sus estados más estables a P° = 101,32 kPa y una temperatura especificada (en general, T = 298 K) se denomina estado de referencia.
-Este es el estado de referencia para las distintas funciones termodinámicas.
-Distintas condiciones para sólidos, líquidos, gases y soluciones.
Ley de Lavoiser y LaplaceLey de Lavoiser y Laplace
“Una reacción que es exotérmica en una dirección es endotérmica en la dirección
opuesta”
CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)
H = - 890 kJ
CO2 (g) + 2 H2O (g) CH4 (g) + 2 O2 (g)
H = + 890 kJ
CH4(g) + 2 O2(g)
Ent
alpí
a H1 =-890 kJ
H2 =890 kJ
CO2(g) + 2 H2O (l)
Ley de HessLey de Hess
“Si una reacción se efectúa en una serie de pasos, H para la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía de los pasos individuales”
CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g) H = - 802 kJ
2 H2O (g) 2 H2O (l) H = - 88 kJ
CH4 (g) + 2 O2 (g) + 2 H2O (g) CO2 (g) + 2 H2O (g) + 2 H2O (l) H = - 890 kJ
La ecuación neta es:
CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l) H = - 890 kJ
Ent
alpí
a
Ent
alpí
a
Cam
bio
de e
ntal
pía
tota
l
Reactivos
Productos
Camino alternativo
• Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed Omega. 1999.
Capítulo 6.• Chang R. Química. Ed. Mc Graw Hill.1998. Capítulo 6.
Consultas: [email protected] (Pablo Evelson)
BibliografíaBibliografía