LAS REACCIONES QUÍMICAS OBEDECEN A DOS LEYES FUNDAMENTALES:

  LA CONSERVACIÓN DE LA MASA;   LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA.

ENERGÍA: se reconoce por sus efectos. E: capacidad para realizar un trabajo (w).

E= f x d E. CINÉTICA: objeto en movimiento. E. RADIANTE: solar. E. TÉRMICA: movimiento de átomos y

moléculas E. POTENCIAL: en función de la posición de un

objeto (E. química: posición de átomos en la molécula).

 R. Q. que liberan calor.  R.Q. que absorben calor.

Calor: transferencia de E térmica entre dos cuerpos que están a distinta T°

TERMOQUÍMICA: estudio de los cambios de calor en las R. químicas.

TIPO

S D

E SI

STEM

A

REA

CC

ION

ES Q

UÍM

ICA

S   2 H2 (g) + O2 (g)------------- 2 H2O (l) + E (reacción exotérmica)

Los R tienen mayor E que P

  E + HgO (s)--------------Hg(l) + O2(g)

(reacción endotérmica) Los R tienen menor E que P

  Mide el calor absorbido o liberado por un proceso (a Presión constante)

H = E + P.V   Es una propiedad extensiva.   Se mide el cambio de entalpía (ΔH):

ΔH = Hprod – Hrvo

ΔH: representa la cantidad de calor absorbido o liberado durante una reacción química.

  VALORES DE ΔH: Positivos (> 0): R. endotérmica Negativos (< 0): R. exotérmica

  HIELO----------AGUA LÍQUIDA ΔH=6,01kj

  CH4(g)----------CO2(g)+ H2O(l) + E ΔH= -890,4kj

Si se invierten las reacciones, ΔΗ tiene el mismo valor, de signo opuesto.

Colocar el estado físico de R y P.

CALOR ESPECÍFICO (s)

  Cantidad de calor requerido para elevar 1°C la T° de 1 gr de sustancia.

  Propiedad intensiva.

  Unidades: J / g . °C

CAPACIDAD CALORÍFICA (C):

  Cantidad de calor necesaria para elevar 1°C la T° de una determinada cantidad de sustancia.

  Propiedad extensiva.

  Unidades: J / °C

Para calcular el cambio de calor: q = m . s . Δt (donde Δt= t f – t i )

O lo que es lo mismo: q = C . Δt

Si “q” es < 0…………exotérmica. Si “q” es > 0…………endotérmica.

  Entalpía estándar de formación (ΔΗ°f) Cambio de calor que resulta al formarse 1 mol de un compuesto a

partir de sus elementos, a 1 atm de presión. La ΔΗ°f de cualquier elemento en su forma más estable, es = 0.

Si conozco sus valores, puedo calcular la entalpía de reacción (ΔΗ°r)

Para calcular la ΔΗ°f de las especies que intervienen en la reacción:

 Métodos directos: para compuestos que se sintetizan fácilmente a partir de sus elementos.

 Métodos indirectos: para los compuestos que no se sintetizan fácilmente a partir de sus elementos.

Ej. Para calcular la ΔΗ°f del CO2:

C(graf) + O2 (g)---------CO2(g) ΔΗ°r = -393,5 kJ

ΔΗ°r = 1mol ΔΗ°f CO2(g) – [1mol ΔΗ°f C(graf) + 1mol ΔΗ°f O2(g)] Son estables, su valor es cero

ΔΗ°r= ΔΗ°f CO2(g) = -393,5 kJ

  ΔΗ°f se calcula mediante la sumatoria de calores.

  Ley de Hess: “cuando los reactivos se transforman en productos, el cambio de entalpía es el mismo, ya sea que la reacción se realice en un paso o en varios”

  Ej. calcular ΔΗ°f del CH4

  ΔΗ disolución: calor generado o absorbido cuando un soluto se disuelve en un solvente.

ΔΗdisol. = Hdisol. = Hcomponentes

lo mido en calorímetro no es posible medirlos a P cte.

ΔΗdisol.= H disol.final – [Hsoluto + Hsolvente] Puede tomar valores + ó -

Ej. disolución de NaCl en agua

  Es el cambio de calor, asociado al proceso de dilución.

 Cuando se adiciona solvente a una solución para diluirla, se puede producir absorción o liberación de calor.

  Ej. H2SO4 + H2O

  Es el estudio científico de la interconversión de calor y otras formas de energía.

  La termoquímica forma parte de la termodinamia.

  Examina cambios en el estado de un sistema: composición, E, T°, P, V

Siendo E, T°, P, V, funciones de estado.

  Se basa en el principio de conservación de la E (la E no se crea ni se pierde, sino que se

transforma).  No se puede medir la E total del

universo, pero sí medir el cambio de E interna de un sistema, entre su estado inicial y final.

ΔΕ = E f – E i

La E int. De un sistema

E cinética Movimiento de

moléculas y movimiento de e-

E potencial

Fuerzas de atracción entre

e- y núcleos.

Fuerzas de repulsión entre

moléculas.

Interacción entre moléculas

1 mol de S(s) + 1 mol O2 (g)………..SO2(g)

ΔΕ = Ep - Er

ΔΕ= ΕSO2 – [ ES + EO2] Si es negativo (Er >Ep), se libera E que se

transforma en E térmica. ΔΕsist + ΔΕalreded. = 0 ΔΕsist = -ΔΕalreded.

(si un sistema experimenta un cambio de E (ΔE), el resto del universo (alrededores) debe

experimentar un cambio de E igual, pero de signo contrario.)

  En química, estudiamos los cambios de E referidos a un sistema, por lo que la 1° ley se expresa:

ΔE = q + w

  Trabajo (W): W = F . d

Trabajo mecánico: expansión de un gas.

no es una función de estado.

 Calor (q):  No es una función de estado.   Es otro componente de la E interna.

ΔE = q + w

 Calor y trabajo no son funciones de estado, porque no son propiedades de un sistema. Solo se manifiestan durante un cambio o proceso.

  ¿Cómo aplicamos esta ley a los procesos que ocurren a P y V constante?

  Si en una reacción V es cte: ΔV=0, no hay trabajo.

 ΔΕ= q + W =qv (el cambio de E interna es igual al cambio de calor).

  El cambio de calor a P cte= ΔH   ΔE= q + W = qp – P. ΔV   qp = ΔE + P. ΔV

  La entalpía de un sistema: H= E + P . V

ΔH= ΔE + Δ(P.V) Si la P es cte:

ΔH= ΔE + P. ΔV (el cambio de calor “q”, a P cte=ΔH), así

q=ΔE + P. ΔV Para un gas ideal: ΔΕ= ΔΗ - Δ(P.V) = ΔΗ - Δ(n.R.T)